Relatório Química UFC Metais alcalinos e alcalinos terrosos

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Prática Nº 7
Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos
Aluna: Juverlândia Pereira Xavier
Matrícula: 367518 Curso: Farmácia
Professor: Francisco de Assis Pereira Matos
Disciplina: Química Geral e Inorgânica Turma: CE0850C
Data de realização da prática: 29/10/2014
Sumário
Introdução 3
 Objetivos 3
 Metodologia 4
 Resultados e Discussão 5 
 Conclusão 8 
Bibliografia 8 
Introdução
Os metais alcalinos são um grupo de elementos químicos da tabela periódica propriedades com similares. O grupo é formado pelos seguintes metais: lítio (Li),sódio (Na), potássio (K) , rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Têm este nome porque reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos (substâncias básicas ou alcalinas), liberando hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos.
São metais de baixa densidade e moles. Altamente eletropositivos e reativos. Apresentam um elétron nos seus níveis de energia mais externos (em subnível s), tendendo a perdê-lo, transformando-se em íons monopositivos: M+.
Os metais alcalino-terrosos (alcalino por formarem álcalis – as bases de Arrhenius – terrosos por seus óxidos serem por muito tempo chamados de terra) representam os elementos do grupo 2A da tabela periódica, com configuração eletrônica terminando em ns², onde n representa o número correspondente à última camada (variando de 1 a 7).
Constituem essa família os elementos: berílio, Be; magnésio, Mg; cálcio, Ca; estrôncio, Sr; bário, Ba; e rádio, Ra.
Como possuem dois elétrons na camada de valência, os metais alcalino-terrosos são comumente encontrados na natureza sobestado de oxidação  +2.
Objetivos
Comparar o comportamento dos metais alcalinos e alcalino terrosos quanto a reatividade em ar, água e sulfato de cobre.
Observar algumas propriedades químicas e físicas dos compostos de metais alcalinos e alcalino terrosos.
Comparar a solubilidade de hidróxidos, cloretos e carbonatos dos metais alcalinos com a dos alcalinos terrosos.
Identificar cátions de metais alcalinos e alcalinos terrosos através do teste de chama.
Metodologia
Reação com ar, água e sulfato de cobre
Retirou-se um pequeno pedaço de sódio metálico com pinça, que se encontrava imerso em querosene, colocou-se em um papel de filtro e partiu-se em três pequenos pedaços. Um pedaço ficou no papel de filtro e observou-se a reação ao ar.
Um segundo pedaço foi colocado em uma cápsula de porcelana com 10mL de água destilada, a seguir colocou-se 3 gotas de fenolftaleína. Foi coberta a cápsula com uma placa de petri. A reação foi observada.
Pipetou-se 3mL de sulfato de cobre (CuSO4) 1mol/L em um tubo de ensaio em seguida, acrescentou-se o terceiro e último pedaço de sódio metálico na solução. Observou-se o ocorrido.
Repetiu-se os procedimentos acima, agora com pequenas raspas de Magnésio, efetuando as reações em tubos de ensaio. Colocou-se algumas raspas de magnésio sobre o papel de filtro a fim de observar a reatividade com o ar.
Em 10mL de água destilada adicionou-se uma pequena quantidade de raspas de magnésio, para observar a reatividade do mesmo com água. Como não foi observada reação, foi aquecido o tubo de ensaio até a fervura da solução e em seguida foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína.
Em um tubo de ensaio contendo 3mL de sulfato de cobre 1mol/L, adicionou-se raspas do magnésio.
Propriedades físicas e químicas dos compostos
Sobre um vidro de relógio seco adicionou-se uma pastilha de NaOH e um pouco de Ca(OH)2 e observou-se a higroscopicidade dos hidróxidos.
Foi adicionada uma espátula de CaO a um tubo de ensaio contendo 2mL de água destilada, logo ápos adicionou-se duas gotas de fenolftaleína. Foi observado.
Solubilidade dos hidróxidos, cloretos e carbonatos
Em seis tubos de ensaio, pipetou-se 5mL de água destilada em cada um, em seguida adicionou-se 0,1g das seguintes substâncias: NaOH, Ca(OH)2, NaCl, CaCl2, Na2CO3 e CaCO3, a fim de se observar as solubilidades dessas substâncias.
Identificação de cátion por ensaio de chama: Foi limpo um fio de Ni/Cr, foi aquecido por alguns instantes em uma chama de bico de gás, ajustada a chama até que a mesma ficasse azulada, e em seguida mergulhou-se a ponta do fio em uma solução de HCl 6mol/L, repetiu-se o procedimento para realizar a limpeza do fio, até que a chama ficou azul novamente. Mergulhou-se o fio nas substâncias A, B,C e D, uma a uma e sempre atentando a limpeza do fio, e em seguida observou-se a cor gerada por cada uma substâncias. Observações foram anotadas.
Resultados e discussão
Reação com ar, água e sulfato de cobre
O sódio metálico (Na(s)) pertence ao grupo dos metais alcalinos e são altamente reativos, eles possuem um único elétron na sua última camada eletrônica, que faz com que ele tenha forte tendência a se oxidar, perdendo esse elétron e adquirindo uma configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, instável. Esse fato justifica a alta reatividade dos metais alcalinos. Na reação do sódio com o ar podemos observar que a sua cor metálica, vai se modificando por causa da reação com o oxigênio atmosférico, nota-se uma efervescência na camada superficial do metal.
4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s)
O sódio reagiu violentamente com a água mesmo que esta esteja fria, a reatividade dos metais alcalinos aumenta ao percorremos o grupo de cima para baixo, o sódio ficou deslizando sobre a superfície da água e quando parou incendiou-se. Quando metais alcalinos reagem com água formam seus respectivos hidróxidos, o que é comprovado pela mudança de cor da solução para um tom róseo, na presença de fenolftaleína, a reação é exotérmica. Assim temos:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
Quando o sódio foi colocado no tubo de ensaio com 3mL de sulfato de cobre (CuSO4), reagiu violentamente, a reação foi exotérmica e notou-se a formação de um precipitado, o cobre metálico, que mudou a coloração da solução do sulfato de cobre de azul para uma tonalidade de marrom. Os metais alcalinos tem alto poder oxidante, e na reação com o sulfato de cobre ele reduz o cobre, deslocando-o. Temos a seguinte equação química:
Na(s) + CuSO4(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(s)
O magnésio metálico, do grupo dos metais alcalino terrosos, não possue um poder oxidante tão alto quanto o dos metais alcalinos, o que é justificado por sua configuração eletrônica, os alcalinos terrosos possuem dois elétrons na última camada de valência. Na reação do magnésio metálico com o oxigênio nota-se a formação de um óxido que deixa o metal menos brilhante, mas não chega a efervescer com o sódio, esse processo descreve-se pela seguinte equação:
Mg(s) + O2(g) → MgO(s)
Quando adicionadas as raspas de magnésio metálico no béquer com água não se percebe reação, necessitando de aquecimento para que a reação aconteça, com as gotas de fenolftaleína observou-se a presença de pequenas bolhas que se desprendiam da camada superficial do magnésio, a solução adquiriu um tom de rosa, o que comprovou a formação de uma base como descreve a equação:
Mg(s) + 2H20(l) Mg(OH)2 + H2(g)
Na reação com o sulfato de cobre, como o potencial de oxidaçãodo magnésio é menor que o do sódio, ele reduz o cobre do sulfato com menos intensidade o que torna a reação lenta e quase imperceptível, mas nota-se a formação de bolhas e de minúsculas partículas no fundo do tubo de ensaio, que é o cobre metálico. A reação:
Mg(s) + CuSO4(aq) → MgSO4(aq) + Cu(s)
Propriedades físicas e químicas dos compostos
O motivo do hidróxido de sódio ser mais higroscópico que o hidróxido de cálcio, é porque quanto maior o tamanho do íon menor seu efeito polarizante, como a água é polar e o í Na+ é menor que o Ca+, ele possui um maior poder fixador das moléculas de água por isso é mais higroscópico.
Segunda parte: O CaO combinado com água forma a cal extinta, reage formando a base Ca(OH)2, que foi provado pela mudança da cor quando adicionamos a fenolftaleína. Equações abaixo:
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2
Solubilidades dos hidróxidos, cloretos e carbonatos
Comparando as diferentes solubilidades substâncias, temos:
	Composto
	Solubilidade
	NaCl
	Dissolução total
	CaCl2
	Dissolução quase total
	NaOH
	Dissolução total
	Ca(OH)2
	Suspensão
	Na2CO3
	Dissolução quase total
	CaCO3
	Suspensão total
A solubilidade dos compostos coincide com a regra de Fajans, que explica o fato de, quanto mais iônico é um composto, mais solúvel ele será, pois se dissociará com mais facilidade. Assim, os cloretos, foram realmente os mais solúveis, por apresentarem o mais acentuado caráter iônico. Os hidróxidos estão na fase intermediária, já que se dissociam menos. E os carbonatos, por serem os menos iônicos, quase não dissociam e são praticamente insolúveis.
Identificação de cátions por ensaio de chama: Abaixo termos uma tabela com o metal e sua respectiva cor:
	Metal
	Cor
	Lítio
	Vermelho-carmim
	Sódio
	Amarelo
	Potássio
	Violeta
	Rubídio
	Vermelho- violeta
	Césio
	Azul
Conclusão
Os metais alcalinos são bem mais reativos que os metais alcalino-terrosos, efeito da eletropositividade desses metais alcalinos, a maior da tabela periódica, ou seja possuem forte tendência de se oxidar perdem elétrons com muita facilidade para adiquirirem a configuração de um gás nobre.
Uma grande polarização determina que uma grande quantidade de moléculas de água irão se prender no retículo desses compostos polarizados, ou seja, quanto mais polarização mais higroscopicidade.
Os carbonatos de metais alcalino-terrosos são aquecidos e se transformam em óxidos, que podem reagir violentamente com água para formar uma base do metal;
Os compostos de metais alcalinos são sempre mais solúveis que os de mesmos ânion de alcalino-terrosos, porque quanto maior o caráter iônico maior sua solubilidade.
É possível identificar cátions de alcalinos submetendo-os a excitação por uma chama pela cor da luz que emitem quando liberam energia ao voltar de um nível para o qual saltaram ao absorverem e energia transmitida pela chama.
Bibliografia
BROWN, T. L.; LeMAY, Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.R. Química a Ciência Central. 9ª Ed. São Paulo, Pearson 2005. 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4ª Ed. São Paulo, McGrawhill, 2006.
Manual de Laboratório de Química Geral e Inorgânica 2014.2 – Prática 4 - Universidade Federal do Ceará.
Atkins, PW; Shriver, D.F. Química Inorgânica. Tradução de Roberto de Barros Faria. 4ª Edição. Porto Alegre: Bookman, 2008.