relatorio 3 inorganica

Prévia do material em texto

RESUMO 
Nesta prática, iremos observar as propriedades físicas e químicas das famílias IA e IIA, no procedimento onde ocorre formação de hidróxido, óxidos e sais e seu pH das soluções, e no fim da pratica pode-se chegar a conclusão que os metais alcalinos e alcalinos terrosos possuem semelhanças e diferenças distintas onde puderam ser comprovadas, comparadas e melhor compreendidas, analisando os aspectos qualitativos iniciais e finais de cada reação. 
INTRODUÇÃO
Os metais alcalinos compreendem os elementos do Grupo 1, formando um grupo bastante homogêneo, com a química mais simples que qualquer outro grupo da Tabela Periódica. Este grupo é formado pelos seguintes metais: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Estes metais possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Apesar de sua grande semelhança química, estes elementos não ocorrem juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos dos íons. São metais de baixa densidade e moles. Altamente eletropositivos e reativos. Também são sólidos metálicos maleáveis. Todos têm propriedades metálicas características, como brilho metálico prateado e altas condutividades térmicas e elétricas. Os metais alcalinos são voláteis e podem ser isolados na forma pura, por destilação de misturas de reação, todos muito reativos perdendo rapidamente um elétron para formar íons com carga 1+. Os metais são bons condutores de eletricidade e calor, e formam o grupo mais mole e com os menores pontos de fusão.  Todos reagem com água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. Queimam ao ar formando óxidos, embora o produto formado varia de acordo com o metal. Reagem com enxofre formando sulfetos. 
Os metais alcalino-terrosos são os elementos químicos do Grupo 2 da tabela periódica, formando uma família ou uma série química, e são os seguintes: berílio (Be ), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). São mais duros e mais densos que os metais alcalinos, fundindo-se a temperaturas mais altas. São menos reativos que os metais alcalinos, sendo o berílio e o magnésio os menos reativos deste grupo. Possuem tendência de perder os 2 elétrons mais externos e formar íons 2+. Os elementos deste grupo nunca se encontram em estado metálico na natureza. Podem ser preparados pela eletrólise de seus haletos no seu estado fundido, porém a maneira mais conveniente de preparar pequenas quantidades de outros metais alcalinos terrosos é por meio da redução de seus óxidos por metais redutores disponíveis. São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogênios para formar sais iônicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos fortemente básicos. São todos sólidos, apresentam dois elétrons no seu último nível de energia (em subnível s), com tendência a perdê-los transformando-se em íons bipositivos, M2+. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade cresce no grupo de cima para baixo, sendo o menos eletropositivo, o berílio. A reatividade dos metais alcalinos-terrosos tende a crescer no mesmo sentido. 
OBJETIVO
Verificar as propriedades metálicas dos elementos dos Grupos IA e IIA.
Verificar a solubilidade de compostos dos elementos dos Grupos IA e IIA.
Comparar as solubilidades de alguns compostos.
MATERIAIS E MÉTODOS
MATERIAIS
Tubos de ensaio;
Pipeta;
Becker de 50ml;
Piça;
Papel indicador de pH.
REAGENTES
Cloreto de cálcio (CaCl2);
Cloreto de magnésio (MgCl2);
Cloreto férrico (FeCl3);
Cloreto de cobalto (CoCl2);
Nitrato de níquel II hidratado (Ni(No3)2);
Cloreto de cobre II (CuCl2);
Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2);
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2);
Hidróxido de bário (Ba(OH)2);
Fenolftaleína;
Hidróxido de sódio (NaOH);
Óxido de magnésio (MgO);
Óxido de cálcio (CaO);
Sulfato de cobre II (CuSo4);
Álcool etílico. 
Procedimento experimental
Parte I
Adicionou-se 20 mL de água a um béquer de 50 mL e adicionou-se 02 gotas de fenolftaleína. Em seguida, na capela colocou-se um pedacinho de sódio.
Em um béquer de 50 mL adicionou-se 10 mL de álcool etílico. Na capela, colocou-se um pedacinho de sódio.
Parte II
Transferiu-se 2 mL de cada da soluções de MgCl2, CaCl2, FeCl3, CoCl2, Ni(NO3)2,
CuCl2, para seis tubos de ensaio respectivamente.
Em seguida adicionou-se 1 mL de solução de NaOH – 2M em cada tubo de ensaio.
Parte III
Separou-se 2 tubos de ensaio e adicionou-se as soluções:
Tubo 1 - 2mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina
Tubo 2 - 2mL da solução de Ba(OH)2 (sol. Sat.)e 2 gotas de CuSO4 (sol. 5%)
Cortou-se finas tiras de papel indicador, e com o auxílio de uma pinça determinou-se o pH das soluções contidas nos tubos de ensaio.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Na parte 1, água destilada, fenolftaleína e sódio metálico houve uma efervescência, constatando a liberação de H2 e formação de hidróxido de sódio, com a presença de um indicador de ácido-base, houve aparecimento de coloração rosa, evidenciando a basicidade da solução. No 2º tubo água destilada, álcool etílico e sódio metálico ocorreu uma efervescência devido a água, mas lentamente, com produção de H2 e alcóxido de sódio e com aumento de temperatura suavemente, no fim da reação o sódio metálico foi todo dissolvido. 
Em parte 2, no 1ºtubo MgCl2 com 1 ml de NaOH, apresentou-se um aspecto leitoso, esbranquiçado, com turvação (precipitação). Com formação de hidróxido de magnésio(MgOH) e cloreto de cálcio (CaCl2).
CaCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → Mg(OH)2(S) + 2 NaCl(aq).
No 2º tubo CaCl2 com 1 ml de NaOH, demonstrou-se de aspecto branco e leitoso, com sólidos no fundo do tubo (precipitado), na reação ocorreu-se a formação de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) e cloreto de cálcio (NaCl), onde o Ca(OH)2 é pouco solúvel em água.
CaCl2(aq) + 2NaOH(aq) → Ca(OH)2(s) + 2NaCl(aq)
No 3º tubo, FeCl3 com 1 ml de NaOH, demonstrou-se gelatinoso, com coloração marrom, sendo um pouco solúvel com alguns sólidos, na reação formou-se hidróxido de férrico (Fe(OH)3) e cloreto de sódio (NaCl).
FeCl3(aq) + 3NaOH → Fe(OH)3(s) + 3NaCl(aq) 
No 4º tubo CoCl2 com 1 ml de NaOH, apresentou-se um aspecto gelatinoso com turvação ( precipitação) no fundo do tubo, com coloração roxo, na reação formou-se hidróxido de cobalto (Co(OH2)) e cloreto de sódio (NaCl).
CoCl2(aq) + 2NaOH → Co(OH)2(s) + 2NaCl(aq)
No 5º tubo, Ni(NO3)2 com 1ml de NaOH, demonstrou-se aspecto leitoso, com turvação (precipitação), mas com coloração verde claro. Na reação ocorre a formação de hidróxido de níquel II (Ni(OH)2) e nitrato de sódio (NaNO3). 
Ni(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) → Ni(OH)2(s) + 2NaNO3(aq)
No 6º tubo, CuCl2 com 1 ml de NaOH, apresentou-se formação de soídos (precipitado), um pouco gelatinoso e pouco solúvel, com coloração azul claro. No reação ocorreu a formação de hidróxido de cobre II (Cu(OH)2) e cloreto de sódio (NaCl).
CuCl2 + NaOH → Cu(OH)2 + NaCl
 Em parte III, no tubo 1 Ba(OH) com fenolftaleína, apresentou-se coloração azul, não ocorreu precipitação, e obteve-se toda a solubilidade, para a verificação de pH, houve a comparação na tabela do papel indicador, onde demonstrou a basicidade entre 10 e 11.
No tubo 2, Ba(OH) com CuSO4, observou-se que não houve precipitação e pouco solúvel, com coloração azul, para verificação do pH, houve a comparação da tabela do papel indicador, onde demonstrou a basicidade entre 10 e 11.
CONCLUSÃO 
Nesta prática podemos concluir, que os metais alcalinos e alcalinos terrosos possuem semelhanças e diferenças distintas, que foi possível observar a diferença entre as solubilidades dos hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos. A maioria dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos são bases fortes e são todos muito menos solúveis que os hidróxidos dos metais alcalinos. Todos os hidróxidos dos metais alcalinos e alcalinos terrosos apresentaram reatividade com os saissolúveis de diversos metais. Em relação à formação de óxidos e hidróxidos, somente os elementos do grupo dos alcalinos terrosos podem ser preparados pela combinação direta dos elementos ou pela decomposição térmica dos carbonatos. Em relação à solubilidade dos sais, todos os cloretos de metais alcalinos e alcalinos terrosos utilizados na preparação das soluções apresentam solubilidade em água.
Com os experimentos realizados, as afirmações teóricas sobre reações químicas (formação de compostos, mudança de cor por indicadores, utilização de diferentes reagentes de acordo com suas funções inorgânicas) puderam ser comprovadas, comparadas e melhor compreendidas, analisando os aspectos qualitativos iniciais e finais de cada reação. 
BIBLIOGRAFIA
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª. Ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1999;
RUSSEL, John Blair. Química Geral, vol. 1. 2ª Ed. - São Paulo: Pearson Makron Books, 1994;
RUSSELL, John Blair. Química Geral, vol. 2. 2ª Ed. - São Paulo: Pearson Makron Books, 1994;
 SHRIVER, D. F., ATKINS, P.W., QUÍMICA INORGÂNICA, 3ª Ed. Artmed Editora S.A., Porto Alegre – RS, 2003;
ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª Ed. Porto Alegre – RS. Bookman, 2001.
Questionário
1. Por que não devemos tocar o sódio com as mãos?
R= O sódio metálico reage com a água, e como o corpo humano é formado por 75% água não se deve tocá-lo com as mãos, uma vez que o reagente pode reagir com a água do corpo e provocar uma queimadura.
2. Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína?
R= A função da fenolftaleína é indicar justamente a mudança de pH, na solução ao ficar rosa indica o aumento no pH da solução aquosa.
3. Qual a reação entre o sódio e o álcool etílico?
R= EtOH + Na → NaOEt + 1/2 H2
4. Por que não devemos usar pedaços grandes de sódio?
R= A reação do sódio metálico com a água é extremamente exotérmica, ou seja, libera muito calor, quando se joga um pedaço grande de sódio metálico na água pode ocorrer uma explosão.
5. Como podemos obter NaOH em laboratório ?
R= O hidróxido (NaOH) pode ser preparado em laboratório pela adição de pedaços muitos pequenos de sódio metálico em água, como também pela reação do carbonato de sódio (Na2CO3) com o hidróxido de cálcio.
6. Escreva as reações químicas entre NaOH e os diversos sais utilizados.
R= MgCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Mg(OH)2 (s)
CaCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Ca(OH)2 (s)
CuCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Cu(OH)2 (s)
CoCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Co(OH)2 (s)
FeCl3 (aq) + 3NaOH (aq) → 3NaCl (aq) + Fe(OH)3 (s)
Ni(NO3)2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2Na(NO3) (aq) + Ni(OH)2 (s)
7. Pela reação de 50g de sódio em água, quanto de NaOH se obtém ?
R= 2Na(s) +  H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
46g Na 80g NaOH 
 50 g Na X
X= 50g x80g /46g X= 86,96g de NaOH
8. Comente as reações dos metais alcalinos com a água.
R= Todos os metais alcalinos reagem com agua, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais viçosa à medida que se desce o grupo. Assim, o Li reage a uma velocidade moderada; o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se (especificamente se ficar parado); e o potássio funde e sempre se inflama.
9. Explique porque alguns hidróxidos são coloridos.
R= Os compostos iônicos e covalentes dos elementos de transição são coloridos. Em contrastes dos compostos dos elementos dos blocos s e p invariavelmente brancos. Sua cor é uma causa de íons com camadas d ou f incompletas. A origem da cor é decorrente de transições eletrônicas d-d e f-f. os elementos dos blocos s e p não possui um nível d parcialmente preenchido e não pode ter transições d-d. Seus compostos não são coloridos pelo fato da sua absorção de energia acontecer na região do ultravioleta e não no visível.
10. Qual o óxido de metal alcalino terroso mais solúvel em água.
R= O berílio (Be) juntamente com o magnésio (Mg), são os compostos mais solúveis em água, já que a solubilidade diminui em sentido do berílio para o rádio.
11. Qual das solução é a mais fortemente básica? Quais os valores de pH obtidos? 
R= Com maior caráter básico é o Hidróxido de Bário
12. Uma elevação de temperatura aumenta ou diminui a solubilidade de uma
substância?
R= Se for um sólido em um líquido, terá duas situações: Dissolução Endotérmica - é favorecida pelo aumento de temperatura, pois ocorre absorção de calor; 
Dissolução Exotérmica - não é favorecida pelo aumento de temperatura, pois ocorre com liberação de calor.  
13. Qual a função medicinal do óxido de magnésio? Como é conhecida vulgarmente a
solução deste óxido?
R= É um medicamento que atua como antiácido e laxante, que é vulgarmente conhecido como “leite de magnésio”. 
14. Qual a solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos.
R= As propriedades dos metais alcalinos-terrosos apresentam as mesmas tendências nas propriedades que foram observadas no grupo 1, contudo, o berílio é um exceção. Cálcio, estrôncio e bário reagem facilmente com água fria, liberando hidrogênio e formando os hidróxidos.