Relatório 2 - Inorgânica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA “JÚLIO DE MESQUITA FILHO” 
BACHARELADO EM QUÍMICA 
 
 
ALAN JOSÉ BATISTA - 181020114 
BEATRIZ BIRELO - 181021871 
CHARLES MÜLLER P.P.B. LOPES - 181020238 
GIOVANNA DE PAULA - 181024047 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 2: METAIS ALCALINOS. GRUPO 1: Li, Na, K, Rb, Cs 
e Fr. 
DATA: 20/03/2019 
 
 
 
 
 
 
BAURU 
2019 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ................................................................................ 3 
2. OBJETIVO ...................................................................................... 5 
3. MATERIAIS E REAGENTES .......................................................... 5 
3.1. Materiais................................................................................... 5 
3.2. Reagentes ................................................................................ 5 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .............................................. 7 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES .................................................... 9 
6. CONCLUSÃO ............................................................................... 20 
7. REFERÊNCIAS ............................................................................ 21 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Ao longo dos anos foram estabelecidos critérios para organizar os 
elementos químicos, a chamada tabela periódica é responsável por agrupar os 
elementos conhecidos em ordem crescente de número atômico. A tabela 
periódica é dividida entre períodos na horizontal e famílias na vertical, os 
períodos descrevem o número de níveis eletrônicos que o átomo possui, já as 
famílias agrupam um conjunto de átomos nos quais apresentam propriedades 
físicas e químicas análogas. Estudaremos neste experimento a família 1A da 
tabela periódica, os metais alcalinos, sendo eles: lítio (Li), sódio (Na), potássio 
(K) , rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). 
Os elementos da família 1 são metais que possuem configuração 
eletrônica ns1 , são sólidos em temperatura ambiente, conduzem eletricidade e 
calor, são maleáveis, apresentam baixos pontos de fusão e como todos os 
metais, formam ligas. Ainda assim, “a maciez e os baixos pontos de fusão vêm 
do fato de que a ligação metálica é fraca, pois cada átomos contribui com 
somente um elétron para a banda de orbitais moleculares” (SHRIVER & 
ATKINS et al., 2008), além disso os elementos possuem uma estrutura cúbica 
de corpo centrado (ccc) e por este tipo de estrutura não ser de 
empacotamento compacto, os elementos possuem baixas densidades. 
Contudo, pelos elementos possuírem baixa energia de ionização devido ao raio 
atômico, estes são reativos, facilmente formando íons positivos á medida de 
que descemos no grupo. Os metais alcalinos reagem facilmente com água e 
oxigênio, formando hidróxidos e óxidos respectivamente. 
Todavia, os elementos do grupo 1 são de grande importância para a o 
dia-a-dia inclusive para processos biológicos. O lítio, que é o menor metal 
alcalino é usado em baterias recarregáveis e em plataformas espaciais para 
remoção de CO2 e ar, além de ser usado em alguns tratamentos para a 
depressão; O sódio é utilizado em sistemas de refrigeração de usinas 
nucleares e na iluminação pública, porém os sais de sódio possuem mais usos 
do que o próprio metal; O potássio apresenta extrema importância na 
manutenção celular do nosso organismo por participar da chamada “bomba de 
sódio e potássio”, assim como o sódio também é muito utilizado em forma de 
sais de potássio; O rubídio é usado majoritariamente no setor de pesquisa de 
novas tecnologias; O césio é utilizado em células fotoelétricas, como agente 
catalisador na hidrogenação de compostos orgânicos; O frâncio, que é um 
metal radioativo e instável é o segundo elemento mais raro da Terra, por conta 
disso apresenta aplicações apenas em campos de pesquisas científicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVO 
 
Verificar as propriedades de solubilidade, reatividade, precipitação e 
liberação de energia dos metais alcalinos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
3.1. Materiais 
 
• Bico de Bunsen; 
• Tubos de ensaio; 
• Vidro de relógio; 
• Béquer; 
• Espátulas; 
• Pipeta Pasteur; 
• Fitas universais de pH; 
• Caixa de fósforos. 
 
3.2. Reagentes 
 
• Solução alcoólica de cloreto de potássio; 
• Solução alcoólica de cloreto de sódio; 
• Solução alcoólica de cloreto de lítio; 
• Solução de cloreto de magnésio - 1 mol; 
• Solução de cloreto de cálcio - 1 mol; 
• Solução de cloreto de zinco - 1 mol; 
• Solução de cloreto de manganês - 1 mol; 
• Solução de cloreto de cobalto - 1 mol; 
• Solução de cloreto de ferro - 1 mol; 
• Solução de cloreto de cobre - 1 mol; 
• Solução de hidróxido de sódio - 1 mol; 
• Sódio metálico; 
• Cloreto de Lítio; 
• Cloreto de Sódio; 
• Cloreto de Potássio; 
• Hidróxido de Lítio; 
• Hidróxido de Sódio; 
• Hidróxido de Potássio; 
• Carbonato de Lítio; 
• Carbonato de Potássio; 
• Carbonato de Sódio; 
• Álcool etílico; 
• Solução de dissulfeto de carbono; 
• Solução de tetracloreto de carbono; 
• Solução de carbonato de potássio – 0,1 mol; 
• Solução de nitrato de potássio - 0,2 mol; 
• Solução de cloreto de sódio - 0,2 mol; 
• Solução de sulfato de sódio - 0,2 mol; 
• Solução de sulfeto de sódio - 0,1 mol; 
• Solução de acetato de sódio – 0,1 mol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Teste de solubilidade de alguns compostos alcalinos 
 
a. Em três tubos de ensaio diferentes, foram colocados uma ponta de 
espátula dos seguintes sais: LiCl, NaCl e KCl. Em seguida, foram 
adicionadas entre 1mL e 1,5mL de água e os tubos foram agitados. 
Observaram-se os fenômenos. 
O mesmo procedimento anterior foi realizado, em três tubos de 
ensaio diferentes contendo os seguintes sais: LiOH, NaOH e KOH. 
Mais uma vez foram adicionadas entre 1mL e 1,5mL de água e os 
tubos foram agitados. Observaram-se os acontecimentos. 
Novamente, repetiu-se o primeiro passo, dessa vez para os 
seguintes sais, Li2CO3, Na2CO3 e K2CO2 e ainda utilizando água 
como solvente. Os fenômenos foram observados. 
b. Os itens anteriores do tópico (a) foram repetidos, utilizando os 
mesmos sais citados. Dessa vez, o solvente utilizado foi o álcool 
etílico. 
c. Os itens anteriores do tópico (a) foram repetidos, utilizando os 
mesmos sais citados. Dessa vez, repetiu-se o tópico (a) utilizando 
como solvente o dissulfeto de carbono e em seguida, utilizou-se 
como solvente o tetracloreto de carbono. 
d. Em fitas de pH, foram gotejadas as soluções de K2CO3, NA2S, 
CH3COOHNa na concentração de 0,1mol/L e as soluções de KNO3, 
NaCl e Na2SO4 na concentração de 0,2mol/L. Cada fita obteve um 
resultado que foi comparado com uma tabela de pH. Os dados foram 
anotados. 
 
 
 
 
4.2. Teste de reatividade dos metais alcalinos 
 
Foram cortados três pedaços de sódio metálico. Em um vidro de relógio, 
um dos pedaços foi deixado exposto ao ar por aproximadamente 15 minutos. O 
segundo pedaço foi colocado em um béquer com 50 mL de água e em seguida, 
mediu-se o pH da solução. O último pedaço foi mergulhado em um tubo de 
ensaio com 5 mL de álcool etílico e foi medido o pH da solução. Posteriormente 
foram adicionadas algumas gotas de água destilada e observado os efeitos. 
 
4.3. Reações de precipitação entre uma base alcalina e alguns sais 
 
Em sete tubos de ensaio diferentes, previamentelimpos e enumerados, 
foram colocados em torno de 1 ml das substâncias MgCl2, CaCl2, ZnCl2, MnCl2, 
CoCl2, FeCl2 e CuCl2 , todas na concentração 1 mol/L. Em cada tubo, foi 
adicionado uma quantidade, também em torno de 1 mL, de Hidróxido de Sódio 
(NaOH) 1 mol/L. Posteriormente, os tubos de ensaio foram agitados para que a 
mistura das soluções ocorresse e os fenômenos de precipitação fossem 
verificados. 
 
4.4. Ensaios na chama do bico de Bunsen 
 
No bico de Bunsen aceso, foram borrifadas, separadamente, três 
soluções de LiCl, NaCl e de KCl e observaram-se as mudanças na cor da 
chama. 
 
 
 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 
5.1. Teste de solubilidade de alguns compostos alcalinos 
 
Para melhor observação dos resultados, estes foram colocados no 
Quadro 1, abaixo. 
Quadro 1 – Resultado do teste de solubilidade dos compostos alcalinos 
em água, álcool, CS2 e CCl4 
COMPOSTOS ÁGUA ÁLCOOL CS2 CCL4 
LiCl SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL INSOLÚVEL INSOLÚVEL 
NaCl SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL INSOLÚVEL INSOLÚVEL 
KCl SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL 
LiOH SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL 
NaOH SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL 
KOH SOLÚVEL POUCO SOLÚVEL INSOLÚVEL INSOLÚVEL 
Li2CO3 SOLÚVEL INSOLÚVEL INSOLÚVEL INSOLÚVEL 
Na2CO3 SOLÚVEL INSOLÚVEL INSOLÚVEL POUCO SOLÚVEL 
K2CO3 SOLÚVEL INSOLÚVEL POUCO SOLÚVEL INSOLÚVEL 
 
Assim, para melhor análise dos resultados, os compostos foram 
separados em grupos: 
a. LiCl, NaCl e KCl 
b. LiOH, NaOH e KOH 
c. Li2CO3, Na2CO3 e K2CO3 
 
Para o grupo “a”, no primeiro experimento utilizando a água como 
solvente tivemos que todos os compostos se apresentaram solúveis, partindo 
do ponto que todos os sais simples se dissolvem em água formando íons (LEE, 
1999) ainda assim as soluções formadas são condutoras elétricas devido ao 
íon formado. Mesmo sem a análise pode-se afirmar que todos os metais do 
Grupo 1 são solúveis em água devido ao fato que os compostos do grupo 1 
fornecem apenas um elétron para a formação da ligação, assim sendo formam 
ligações mais fracas e fáceis de serem rompidas. Para que o composto se 
dissolva, a energia liberada quando os íons se hidratam ( energia de hidratação 
) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino ( 
energia reticular ), que foi o ocorrido nesta parte do experimento. No segundo 
experimento utilizando álcool como solvente temos que os compostos se 
apresentaram pouco solúveis, ou seja sua energia de hidratação era menor do 
que sua energia reticular, Quando reagidos com os compostos CS2 e CCL4 os 
compostos se mostraram insolúveis, devido a polaridade dos reagentes 
envolvidos, os compostos CS2 e CCl4 são apolares e todas as soluções usadas 
no experimento são polares. 
Para o grupo “b” tivemos também que todos os compostos são solúveis 
na água, devido ao mesmo fato explicado anteriormente. No segundo 
experimento utilizando álcool com reagente os compostos se demonstraram 
pouco solúveis devido à complexidade da molécula, dificultando a quebra das 
ligações para a solubilização do composto. No último experimento como CS2 e 
CCL4 todos as soluções foram classificadas como insolúveis devido ao fato que 
os reagente são apolares e as soluções serem polares, exceto pelo KCl que se 
mostrou pouco solúvel, o KCl também é um composto polar por isso deveria ter 
sido classificado com insolúvel, porém pela observação do grupo pareceu que 
havia sido pouco dissolvido na água. 
Para o grupo “c” todos os compostos se mostraram solúveis em água. 
Quando reagidos com o álcool todos se mostraram insolúveis o que condiz 
com a literatura. No último experimento reagindo com CS2 e CCl4 os compostos 
se mostraram entre pouco solúvel e insolúvel também devido a polaridade dos 
reagentes envolvidos, os compostos CS2 e CCl4 são apolares e todas as 
soluções usadas no experimento são polares. 
Para tanto podemos concluir que os experimentos vão de acordo com a 
literatura de afirmar que os compostos do Grupo 1 são solúveis em água, 
porém mostraram grande dificuldade de dissolução no qual podendo ser 
ocasionada pela quantidade de massa para o volume do reagente, em certos 
casos o composto é solúvel porém em uma quantidade pequena de massa 
para uma grande quantidade de solvente, assim pode não ter sido possível 
observar a dissolução. Ainda assim o teste de solubilidade da maneira feita 
pode não ser o mais exato para determinar a solubilidade dos compostos, 
sendo que muitas vezes o composto pode ter solubilizado uma quantidade 
mínima, mas foi considerado insolúvel a partir da nossa observação que por 
ser relativa torna o experimento não preciso. 
 
5.1.2. Análise de pH para compostos do Grupo 1 
As soluções foram borrifadas em fitas universais de pH e seus 
resultados estão explicitados na Tabela 1 abaixo: 
Tabela 1 – Análise de pH dos compostos do Grupo 1 
COMPOSTO pH 
K2CO3 10 
Na2S 10 
CH3COONa 9 
KNO3 0 
NaCl 9 
Na2SO4 11 
 
Podemos observar o caráter básico das soluções de K2CO3, Na2S, 
CH3COONa, NaCl e Na2SO4 podemos concluir assim que quando em contato 
com a água os produtos formados tinham caráter básico devido a grande 
presença de íons OH- em solução. As reações são descritas abaixo: 
K2CO3 (aq) + 2 H2O (l) ↔ 2 KOH (aq) + H2CO3 (aq) 
Na2S (aq) + H2O (l) ↔ 2 Na+ (aq) + HS− (aq) + OH− (aq) 
Na (H3C__COO) (aq) + H2O (l) ↔ H3C --COOH (aq) + NaOH (aq) 
NaCl (aq) + H2O (l) ↔ NaOH (aq) +HCl (aq) 
Na2SO4 (aq) + H2O (l) ↔ 2 NaOH (aq) + H2SO4 (aq) 
Já no caso do nitrato de potássio, apresentou um caráter bem ácido, o 
que não era de se esperar já que na reação é esperado o meio básico, assim 
sendo pontuamos erros grosseiros e aleatórios, como a mau interpretação de 
resultados do grupo, a contaminação de substância pelo grupo, ou também a 
validade da substância em questão e as suas condições de armazenamento 
podem ter alterado o resultado em questão. Segue a reação descrita abaixo: 
KNO3 (aq) + H2O (l) ↔ HNO3 (aq) + KOH (aq) 
 
5.2. Teste de reatividade dos metais alcalinos 
 
Com 3 pedacinhos de Na metálico, foi distribuído 1 para cada 
experimento. 
a. No qual o primeiro pedaço ficou exposto ao ar por cerca de 15 
minutos em um relógio de vidro em temperatura ambiente. Foi 
observado a oxidação espontânea, já que o sódio se oxida com 
facilidade, devido a isto foi observado o surgimento de bolhas ao seu 
redor e a opacidade de sua superfície, camada de sódio. Houve 
perda de seu forte cheiro com o passar do tempo também. Não foi 
possível evidenciar se era uma reação endotérmica ou exotérmica, 
pois o relógio de vidro não mudou de temperatura. A reação está 
descrita abaixo: 
4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) 
b. Em relação ao segundo Na metálico, foi colocado em um béquer 
contendo 50 mL de água. Evidenciou-se sua efervescência e até uma 
pequena chama produziu por segundos, logo em seguida ele se 
dissolveu em cerca de 1 minuto. Os produtos dessa reação são 
hidróxido de sódio e gás hidrogênio. Essa efervescência comprovou 
a liberação de H2, junto com a alta temperatura do béquer, conclui-se 
que esta reação tem caráter exotérmico, e esse calor pode inflamar o 
hidrogênio, explicando, portanto, a produção de uma chama no sódio 
em água. 
 A presença de uma solução básica pode ser evidenciada através da 
adição de fenolftaleína e apresentar uma coloração rosa. A reação 
está descrita abaixo: 
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) 
 O pH da solução produto foi aproximadamente 12. 
c. O terceiro sódio metálico foi colocado num tubo de ensaio contendo 
5ml de álcool etílico anidro, etanol. Nesta reaçãoo sódio metálico se 
dissolveu mais lentamente, sem presença de faíscas e 
efervescência, em comparação a água destilada, e se evidenciou 
uma reação de caráter exotérmico. Forma-se um alcóxido (base 
conjugada de um álcool e consequentemente consiste de um grupo 
orgânico a um átomo de oxigênio negativamente carregado) e gás 
hidrogênio. 
2 Na (s) + 2 C2H5OH (l) → C2H5ONa (l) + H2 (g) 
O pH da solução produto foi aproximadamente 14. 
Em seguida, foi adicionado gotas de água para ver o que ocorreria com 
a reação, porém visualmente não mudou nada, a solução apenas foi ficando 
mais diluída. 
 
5.3. Reações de precipitação entre uma base alcalina e alguns sais 
 
Quando falamos da formação de um precipitado, um assunto que 
podemos relacionar ao tema é Kps. O Kps é a sigla utilizada para representar a 
constante do produto de solubilidade, utilizada quando há equilíbrio químico 
entre soluções. Se uma solução aquosa é deixada em contato um sólido ou 
uma substância, o composto irá se dissolver até que a condição do Kps seja 
satisfeita. Em seguida, a quantidade de sólido que não é dissolvida, começa a 
se depositar no fundo do recipiente, é o que chamamos de precipitado. A partir 
do Kps, podemos prever o índice de solubilidade das substâncias e prever qual 
delas irá precipitar primeiro. 
Analisando a tabela 2, podemos ver o Kps, de algumas substâncias que 
foram formadas no experimento, nas condições ambientes de temperatura: 
Tabela 2 – Tabela de constantes de produto de solubilidade. 
 
 
 Pode-se perceber pelas constantes dos elementos citados, são 
números muito pequenos, ou seja, possuem pouca solubilidade, nesse 
caso em H2O. Para este experimento, usamos como solvente o NaOH e 
verificamos que os compostos de metais alcalinos possuem baixa 
solubilidade, sendo assim tem um valor de Kps muito pequeno. 
 
A figura 1 abaixo mostra o inicio do experimento, quando nos tubos 
de ensaio continham apenas as soluções de MgCl2, CaCl2, ZnCl2, MnCl2, 
CoCl2, FeCl2 e CuCl2, respectivamente. 
 
 
 
 
 
Figura 1 - Soluções iniciais sem adição de NaOH. 
 
 
a. MgCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
MgCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Mg(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
 Inicialmente formou-se uma solução homogênea e de coloração 
esbranquiçada. Com o decorrer do tempo em descanso, houve a formação de 
um precipitado em consistência de gel ao fundo do tubo de ensaio. 
 
b. CaCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
CaCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Ca(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
De início, a solução foi heterogênea e teve duas fases, uma fase branca 
a e outra transparente. Após agitação, formou-se uma solução branca e 
homogênea, que após um tempo, precipitou-se retornando a ser heterogênea 
composta por duas fases. O precipitado possuiu aspecto de pó. 
 
c. ZnCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
ZnCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Zn(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
Durante a agitação da solução foi possível notar a formação de uma 
substância com aspecto viscoso ao olhar. Esse era o precipitado da mistura de 
cloreto de zinco com hidróxido de sódio, um gel. 
 
d. MnCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
MnCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Mn(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
Formou uma solução de três fases com precipitado branco fundo e 
marrom no meio. 
 
e. CoCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
CoCl2 (aq) + 2 NaOH(aq) → Co(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
Ao misturar o NaOH na solução de cloreto de cobalto, foi possível 
observar duas fases, uma rosa e outra azul. Ao agitar, a solução ficou azul 
escura e homogênea. Com alguns minutos de descanso houve a formação de 
precipitado. 
 
f. FeCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
FeCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Fe(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
Nesta reação houve a formação de precipitado. A solução final 
constituiu-se de duas fases, uma marrom e outra transparente. 
 
g. CuCl2 e NaOH 
A reação ocorrida foi: 
CuCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Cu(OH)2 (s) + 2 NaCl (aq) 
Ao misturar os reagentes, a solução adquiriu uma cor azul clara e 
formou um precipitado azul mais escuro. O tubo de ensaio que à continha, ao 
ser agitado, facilmente desaparecia com o precipitado. 
Com isso, podemos observar os resultados na Figura 2 abaixo: 
Figura 2 – Experimento ao final, após um tempo de descanso. Os tubos 
estão organizados na ordem de descrição dos resultados. 
 
 
5.4. Ensaios na chama do bico de Bunsen 
 
Foi realizado o experimento com as soluções e observado as cores 
produzidas pelos elementos químicos. As cores obtidas dos elementos 
químicos encontrados estão na tabela 3 abaixo, as figuras 3, 4 e 5 ilustram os 
resultados obtidos. 
 
 
 
 
 
Tabela 3 - Resultados do teste de chama. 
 
Solução Cor da chama 
esperada 
Comprimento 
da onda (nm) 
Chama obtida Imagem 
KCl Violeta rosado ~380-440 Amarelo 
avermelhado 
Figura 3 
NaCl Amarelo ~565-590 Laranja forte Figura 4 
LiCl Vermelho lilás ~625-700 Rosa 
avermelhado 
Figura 5 
 
Figura 3 – Cor da chama obtida para o KCl 
 
 
Figura 4 - Cor da chama obtida para o NaCl 
 
 
 
 
 
Figura 5 - Cor da chama obtida para o LiCl 
 
 As cores na chama são possíveis de serem enxergadas devido à 
radiação liberada pelo elétron, que possui comprimento de onda na faixa do 
espectro visível. Quando uma quantidade de energia é fornecida a um 
elemento químico, os elétrons da camada de valência a absorvem passando 
para um nível mais energético, o que chamamos de estado excitado. Assim, 
quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera 
a energia recebida, em forma de radiação e expondo uma cor característica, já 
que cada elemento libera a radiação num comprimento de onda diferente, isso 
porque a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é diferente 
dependendo do composto. 
Dessa forma, podemos identificar a presença de certos elementos 
devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama. A 
temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma 
quantidade de elétrons de certos elementos. 
 
 
 
 
 
 
6. CONCLUSÃO 
 
Em relação ao experimento do item 1, concluiu-se que todos os sais 
formados por metais alcalinos são solúveis em água devido ele ser polar, 
porém eles são insolúveis no etanol. O CCl4 e CS2 são incompatíveis com 
metais quimicamente ativos. 
Os metais alcalinos, em especial o sódio, são muito reativos, já que ele 
reagiu espontaneamente com o oxigênio e com a água para formar NaOH e 
liberando H2 como foi visto no experimento do item 2. Constatou-se a formação 
de uma substância base ao se misturar com água, através da cor rosa pela 
solução ao acrescentar fenolftaleína. 
Analisando os resultados e as reações da parte 3 podemos ver que 
todas as soluções formam precipitado, mesmo que com diferentes aspectos. 
Com base na tabela de “Constantes de produto de solubilidade”, nota-se que 
alguns dos produtos formados possuem o Kps extremamente baixo em H2O, 
porém como o solvente utilizado foi uma solução de NaOH e foram verificados 
baixos índices de solubilidade, pode-se concluir que o Kps dos sais estudados 
em NaOH também é extremamente baixo. 
A respeito do teste de chama podemos concluir que ele é um 
experimento muito simples e rápido para reconhecer a presença de certos 
elementos, já que eles liberam radiação em comprimentos de onda diferentes e 
consequentemente exibem cores diferentes. 
 
 
 
 
 
 
7. REFERÊNCIAS 
 
Química Inorgânica – Shriver & Atkins, 4ed. 2008; 
Química Inorgânica nem tão concisa – J.D. Lee, 5ed. 1999; 
MetaisAlcalinos em Tabela Periódica Completa. Disponível em: 
https://www.tabelaperiodicacompleta.com/metais-alcalinos/ Acessado em 
24/03/19; 
Tabela Periódica em Infoescola. Disponível em: 
https://www.infoescola.com/quimica/tabela-periodica/. Acessado em 24/03/19; 
Metais Alcalinos em Manual da Química. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/metais-alcalinos.htm. 
Acessado em: 24/03/19; 
Potássio em Infoescola. Disponível em: 
https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/potassio/. Acessado em 
24/03/19; 
Elementos Químicos em Tabela periódica virtual da UNESP. Disponível 
em: http://www2.fc.unesp.br/lvq/LVQ_tabela/037_rubidio.html. Acessado em 
24/03/19; 
Frâncio em Infoescola. Disponível em: 
https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/francio/. Acessado em 
24/03/19; 
Metais Alcalinos em PUC Goiás. Disponível em: 
http://professor.pucgoias.edu.br/SiteDocente/admin/arquivosUpload/5711/. 
Acessado em: 24/03/19 
“TABELA DE CONSTANTES DE PRODUTO DE SOLUBILIDADE” em 
eDisciplinas USP. Disponível em: 
https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2029915/mod_resource/content/1/tabel
a_solubilidade_portugu%C3%AAs.pdf. Acessado em 26/03/2019. 
“Titulometria de precipitação” em UFJF. Disponível em: 
http://www.ufjf.br/nupis/files/2012/03/aula-6-Quimica-Analitica-IV-Curso-
Farm%C3%A1cia-2012.1.pdf. Acessado em 26/03/2019. 
“Reactividade.” em e-Escola Instituto Superior Técnico. Disponível em: 
http://e-escola.tecnico.ulisboa.pt/topico.asp?id=408&ordem=9. Acessado em 
25/03/2019. 
“Sodium react with ethanol.” Em Chemiday. Disponível em: 
https://chemiday.com/en/reaction/3-1-0-6130. Acessado em 25/03/2019.