2º EXPERIMENTO - Inorgânica (Elementos do Grupo I A)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
	
2º RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
MANAUS - AM
28 DE OUTUBRO DE 2014
	
	UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
ELEMENTOS DO GRUPO I A
Laiane Souza da Silva	– 21201351
Wagner Picanço Moreira – 21203673
MANAUS - AM
28 DE OUTUBRO DE 2014
SÍNTESE DO HIDROGÊNIO
OBJETIVO
Geral
Observar e caracterizar as principais reações dos metais do Grupo I A.
Específicos
Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e o ar;
Identificar os metais alcalinos através do teste da chama;
Conhecer o comportamento dos íons alcalinos em água.
INTRODUÇÃO TEÓRICA
Designam-se por metais alcalinos os elementos pertencentes à tabela periódica que se situam no grupo 1A, junto ao grupo dos metais alcalino-terrosos. Eles formam um grupo bastante homogêneo e, provavelmente, tenha a química mais simples que qualquer outro grupo da Tabela Periódica. 
O nome ‘metais alcalinos’ é derivado de álcali, do árabe al-qali, que significa cinza de plantas, que é uma referência ao fato de alguns hidróxidos destes metais serem obtidos a partir de cinzas de plantas. O termo álcali é também usado para definir os hidróxidos dos metais deste grupo (lítio, sódio, potássio, rubídio e césio).
Os compostos de metais alcalinos são conhecidos desde muito tempo e são bastante encontrados no nosso planeta. No entanto, os elementos só foram isolados a partir de 1800, com a utilização da eletrólise de sais fundidos, ou de soluções aquosas dos sais.
Estes metais apresentam um conjunto de propriedades características que podem ser interpretadas em função do modo como os seus átomos se ligam. São metais brandos, com baixa densidade, que fundem a temperaturas relativamente baixas. Apresentam uma primeira energia de ionização extremamente baixa, pelo que à chama produzem colorações características.
São bons condutores do calor e de corrente elétrica e são maleáveis e dúcteis.
Todos têm um elétron de valência na camada externa e oito elétrons na segunda camada, exceto o lítio que apresenta apenas dois elétrons na segunda camada.
Estes metais têm alta reatividade química. No seu estado puro, eles reagem com a água formando o correspondente hidróxido, mas esta reação é extremamente perigosa, pois, ocorre de forma violenta e até explosiva. 
Além de hidróxidos eles formam uma série de outros compostos, como: óxidos, sulfetos, sais, oxossais, haletos, hidretos, compostos orgânicos, agentes complexantes e entre outros.
 Ocorrência e abundância:
Apesar de sua grande semelhança química, os elementos alcalinos não ocorrem juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos de seus íons. O lítio é o 35º elemento mais abundante, em peso, e é obtido principalmente a partir de minerais do grupo dos silicatos. O sódio e o potássio são o 7º e 8º elementos mais abundantes da crosta terrestre, em peso. O NaCl e o KCl ocorrem em grandes quantidades na água do mar. 
Não há nenhuma fonte conveniente para a obtenção do rubídio e somente uma para o césio. Assim esses elementos são obtidos como subprodutos do processamento do lítio.
Quanto ao frâncio, este é um elemento muito radioativo e tem um período de meia-vida de apenas 21 minutos, logo não ocorre em quantidades significativas na natureza. Ele pode ser produzido a partir do actínio.
Obtenção:
Os metais desse grupo são reativos demais para serem encontrados livres na natureza. Todavia, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor, de modo que sua decomposição é praticamente impossível.
Eles podem ser obtidos por eletrólise de um sal fundido, geralmente dos haletos fundidos.
Estrutura eletrônica:
Todos os elementos do grupo 1A têm um elétron de valência no orbital mais externo. Ignorando-se as camadas eletrônicas internas preenchidas, suas configurações eletrônicas podem ser escritas como: 2s¹, 3s¹, 4s¹, 5s¹, 6s¹ e 7s¹. O elétron de valência encontra-se bastante afastado do núcleo. Logo é fracamente ligado ao núcleo e pode ser removido com facilidade. Em contraste, os demais elétrons estão mais próximos ao núcleo, são mais firmemente ligados e removidos com dificuldade. Por serem as configurações eletrônicas desses elementos semelhantes, espera-se que seus comportamentos químicos também o sejam.
Tamanho dos átomos e íons:
Os átomos do grupo 1A são os maiores nos seus respectivos períodos na tabela periódica. Quando os elétrons externos são removidos para formar os respectivos cátions, o tamanho diminui consideravelmente, pois além da camada externa ter sido completamente eliminada, a remoção de um elétron permite que a carga positiva nuclear exerça maior força de atração sobre os elétrons restantes, reduzindo mais ainda o raio do cátion. O tamanho dos íons aumenta do Li+ para o Fr+, pois o número de camadas eletrônicas aumenta neste sentido. Porém, a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo.
Densidade:
Como os átomos são grandes, os elementos do grupo 1A apresentam densidades muito baixas, sendo inferiores ou pouco maiores que a densidade da água.
	Elementos
	Densidade (g/cm)
	Lítio (Li)
	0,535
	Sódio (Na)
	0,968
	Potássio (K)
	0,856
	Rubídio (Rb)
	1,532
	Césio (Cs)
	1,879
	Frâncio (Fr)
	1.870
Tabela 1: Densidade dos elementos do grupo IA.
Energia de ionização: 
As primeiras energias de ionização dos átomos desse grupo são muito baixas (são os valores mais baixos da tabela), ou seja, é fácil retirar o elétron de valência de um átomo alcalino neutro — os átomos são muito grandes e os elétrons externos são fracamente atraídos pelo núcleo. Do Li para o Fr o tamanho dos átomos aumenta, os elétrons externos ficam mais afastados ainda do núcleo e a energia de ionização diminui ao se descer pelo grupo.
A segunda energia de ionização é extremamente elevada, porque envolve a remoção de um elétron de um íon positivo menor, cujos elétrons estão mais fortemente atraídos pelo núcleo. Além disso, a diferença entre a primeira e a segunda energia de ionização de um metal alcalino é mais acentuada, isto porque, além dos fatores citados acima, ela implica na remoção de um elétron de um nível eletrônico totalmente preenchido.
Eletronegatividade e tipos de ligação: 
Os valores das eletronegatividades dos metais alcalinos são relativamente muito pequenos - de fato são os menores valores encontrados na tabela. Assim, quando eles reagem com outros elementos para formarem compostos, geralmente existe uma grande diferença de eletronegatividades entre eles, com a consequente formação de ligações iônicas.
Uma diferença de eletronegatividade de 1,7 a 1,8 corresponde a uma ligação com aproximadamente 50% de caráter iônico. A química dos metais alcalinos é denominada pela química de seus íons. 
Estrutura cristalina, dureza e energia de coesão:
À temperatura ambiente, todos os metais alcalinos adotam a estrutura cúbica de corpo centrado. Os metais são muito moles e podem ser cortados facilmente com uma faca. O lítio é o mais duro de todos, mas é mais mole que o chumbo.
Estes metais possuem somente um elétron de valência que pode participar das ligações, e esse fato, associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do elétron externo, tem como consequência: caráter mole, baixa energia de coesão (força que mantém os átomos unidos no sólido) e fraqueza das ligações. A ligação efetuada entre os átomos do metal alcalino é do tipo sigma s-s, onde há pequena interpenetração de orbitais, sendo pouco eficiente. Portanto, existe uma tendência das ligações se tornarem mais fracas, as energias de coesão diminuírem e os metais se tornarem mais moles. 
Ponto de fusão e ponto de ebulição
As baixas energias de coesão se refletem nos valores muito baixos de temperatura de fusão e de ebulição dos elementosdo grupo. As energias de coesão decrescem de cima para baixo e os pontos de fusão e ebulição acompanham essa tendência.
Os pontos de fusão variam na faixa de 181ºC, para o lítio, a 28,5ºC, para o césio. Esses são valores extremamente baixos para metais, comparados aos pontos de fusão dos metais de transição que normalmente são superiores a 1000ºC.
O ponto de fusão do lítio é cerca de duas vezes maior que o do sódio (em graus Celsius), embora para os demais metais alcalinos sejam semelhantes entre si. 
MATERIAIS E MÉTODOS
Material
(8) – Tubo de ensaio
(1) – Alça de platina
(1) – Pipeta graduada de 10 mL
(6) – Béquer de 50 mL
(1) – Vidro de Relógio
(1) – Bico de Bunsen
(1) – Espátula
(1) – Estante para tubo de ensaio
(1) – Pipetador 
Reagentes
Sulfeto de Sódio
Nitrato de Sódio
Fenolftaleína
Cloreto de Potássio
Cloreto de Lítio
Carbonato de Potássio
Ácido Clorídrico Concentrado
Peróxido de Sódio
Carbonato de Potássio
Sulfeto de Sódio
Cloreto de Sódio
Água destilada
Procedimento Experimental
Reatividade
Colocar, em dois diferentes bécheres, 50 mL de água destilada. Em seguida, adicionar cuidadosamente, ao seu respectivo bécher, pequenos pedaços de sódio e de potássio. Observar e anotar o que acontece.
Reação dos compostos de metais alcalinos
Colocar uma pequena quantidade de H2O2 (peróxido de hidrogênio) em um tubo de ensaio e adicionar 1 mL de água destilada. Agitar a mistura e observar a reação. Após o desprendimento de todo o gás, adicionar uma gota do indicador fenolftaleína e observar o que ocorre.
Hidrólise dos sais dos metais alcalinos
Colocar, respectivamente, em quatro diferentes tubos de ensaio vários cristais de NaNO3 (nitrato de sódio), Na2S (sulfeto de sódio), KCl (cloreto de potássio) e K2CO3 (carbonato de potássio). Adicionar 3 mL de água destilada e fervida (para eliminar o CO2) em cada um deles e agitar. Testar o caráter básico das soluções com o auxílio do indicador fenolftaleína.
Coloração da chama pelos sais de metais alcalinos
Introduzir uma aça de platina, previamente limpa com HCl concentrado, em uma solução saturada de LiCl. Levar a alça de platina à chama não-luminosa do bico de Bunsen. Observar a cor da chama. Repetir o procedimento anterior com soluções saturadas de NaCl e KCl. Limpar a alça após cada experiência, introduzindo-a em ácido clorídrico e levando-a, em seguida, à chama.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Reatividade
A reação química entre a água e o potássio metálico e é semelhante à reação que ocorre com o sódio metálico. No entanto, devido à maior reatividade do potássio, esta reação é mais rápida. 
Por este fato, ocorre de imediato a combustão do hidrogênio, da qual resulta uma chama viva (que é lilás devido à combustão simultânea do próprio potássio) e de uma pequena explosão no final da reação.
A equação química correspondente é:
2 K (s) + 2 H2O (l) → 2 KOH (aq) + H2 (g)
 
 A explosão do hidrogênio associada à possibilidade de poderem ocorrer projeções de potássio metálico (corrosivo) torna-a uma reação muito perigosa.
Reação dos compostos de metais alcalinos
Ao adicionarmos a água na solução de peróxido de hidrogênio (porque não havia o peróxido de sódio), podemos observar que a solução apresentou um tom turvo. Não sofrendo nenhuma reação de liberação de gás. E ao adicionarmos o indicador de fenolftaleína, não houve nenhuma mudança de coloração.
Quando não está dissolvido, o peróxido de hidrogênio sofre decomposição rápida e espontânea, sendo, portanto, muito instável. Nessa reação ele libera gás oxigênio, conforme a reação abaixo:
2 H2O2 → 2 H2O + O2
Hidrólise dos sais dos metais alcalinos
	NaNO3 + água + fenolftaleína
	neutro
	Na2S + água + fenolftaleína
	básico
	KCl + água + fenolftaleína
	neutro
	K2CO3 + água + fenolftaleína
	básico
Para o nitrato de sódio verificaríamos um pH quase neutro, muito pouco ácido. Isso ocorreria devido a formação de uma base forte (NaOH) e um ácido forte (HNO3) e também porque a água já estava levemente ácida, a forçado ácido quase neutralizaria a força da base, mas o pH da água contribuiria para que o pH resultante ficasse ainda um pouco ácido. Além disso, o nitrato de sódio é um sal neutro proveniente de ácido e base forte, logo o seu pH não se alteraria na água, na verdade ele não sofreria e não sofreu hidrólise, pois, tanto o ácido quanto a base se dissociam completamente, já que são fortes. 
NaNO3 + H2O → NaOH + HNO3
Na+ + H2O → NaOH + H+
Em solução, o sulfeto de sódio (Na2S), por definição, dissocia-se. O diânion S2− não, entretanto, existe em apreciável quantidade em água. Sulfeto é forte demais como base para coexistir com água. E ao adicionarmos o indicador de fenolftaleína, podemos notar uma coloração roxa escura, indicando um caráter básico forte. Então, o processo de dissolução pode ser descrito como segue-se:
Na2S(s) + H2O(l) → 2Na+(aq) + HS− + OH−
Para o cloreto de potássio verificaríamos que o pH foi inalterado comparado ao da água utilizada no experimento. Havendo a formação de uma base forte (KOH) e um ácido forte (HCl). Tendo um sal neutro, caso análogo ao do nitrato e sulfato de sódio. Para os sais neutros não há hidrolise já que são provenientes de ácidos e bases fortes que se dissociam completamente na água deixando o ambiente neutro, ou seja, não há variação do pH em relação ao da água utilizada no experimento.
KCl + H2O → KOH + H
Para o carbonato de potássio observaríamos um pH básico, isso aconteceria porque haveria formação de um ácido fraco e instável (H2CO3, que se decompõe em H2O e CO2) e uma base forte (KOH). Nesse caso a força da base supera muito a força do ácido, resultando assim em um pH muito básico. Neste caso este sal é um sal básico, proveniente de um ácido fraco e uma base forte, logo o pH da solução será básico pois somente a base forte formada se dissocia deixando o seu meio básico.
K 2CO3 + H2O → H2 CO3 + KOH
CO3-2+ H2O → HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O → H2CO3 + OH-
Coloração da chama pelos sais de metais alcalinos
A fotometria de chama é a mais simples das técnicas analíticas baseadas em espectroscopia atômica, a amostra contendo cátions metálicos é inserida em uma chama e analisada pela quantidade de radiação emitida pelas espécies atômicas ou iônicas excitadas (OKUMURA, CAVALHERO e NOBREGA, p. 832, 2004). Tendo como resultado os níveis de radiação emitidos, observam-se as cores.
Segui a tabela de identificação abaixo com alguns elementos e suas colorações. 
Tendo como referência a tabela desenvolvida, busca-se desenvolver o estudo da fotometria de chamas de forma responsável e organizada.
	Sal analisado
	Metal presente
	Cor esperada
	Cor obtida
	Cloreto de Lítio (LiCl)
	Lítio (Li)
	Carmim
	Vermelho - Rosa
	Cloreto de Sódio (NaCl)
	Sódio (Na)
	Amarela
	Laranja - Amarelo
	Cloreto de Potássio(KCl)
	Potássio (K)
	Violeta
	Violeta
Quando certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, ficando excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação (produzindo as cores). Para cada elemento há uma liberação de radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. O olho humano é capaz de enxergar a radiação liberada por alguns elementos (em forma de cores) quando seu comprimento de onda na faixa do espectro é visível.O teste de chama apenas fornece informação qualitativa. Dados quantitativos, sobre a proporção dos elementos na amostra, podem ser obtidos por técnicas relacionadas a fotometria de chama ou espectroscopia de emissão.
CONCLUSÃO
Conclui-se que os testes experimentais realizados em laboratório foram satisfatórios,pois o embasamento teórico foi coerente com todos os resultados. Verificou-se a reatividade dos metais alcalinos (Elementos do grupo A I) em frente à água. Provou-se o caráter dos sais: nitrato de sódio, sulfeto de sódio, cloreto de potássio, carbonato de potássio, apresentando caráter parcialmente neutro, muito básico, parcialmente neutro e básico, respectivamente.
Através do método de espectroscopia de chama observaram-se as cores características dos íons lítio, sódio e potássio. Com uma tabela, verificou-se o comprimento de onda correspondente a cada cor emitida pela alça de platina embebida das soluções contendo os respectivos íons.
O teste da chama atrela a si, um processo podendo ser considerado fácil, porém qualitativo e significativo de identificação de cátions. Obedecendo a algumas recomendações ou mesmo remediando falhas, os resultados podem ser ainda mais satisfatórios, deste modo, confirmam a funcionalidade do teste, na observação dos espectros das chamas, provenientes da queima dos sais.
BIBLIOGRAFIA
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. 
ATKINS, Peter; Loreta, Jones. Princípio De Química: Questionando A Vida Moderna E O Meio Ambiente. Porto Alegre: Bookmam, 2001.
DIAS, S. C.; BRASILINO, M. G. A. Aulas Práticas de Química Inorgânica. UFPB. Departamento de Química. PB