Relatório 1 - Grupo 1 e 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS 
Disciplina: Química Experimental dos Elementos 
 
 
 
 
 
 
 
ELEMENTOS DO BLOCO s: Grupos 1 e 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
Discentes: 
Bruna Carolina de Melo (640956) 
Matheus Fernandes Vieira (604682) 
Professor Responsável: 
Jean Marcel Ribeiro Gallo 
1. INTRODUÇÃO 
O grupo dos Metais Alcalinos é composto pelos seguintes elementos: lítio (Li), 
sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). São metais moles, 
excelentes condutores de eletricidade e extremamente reativos, por isso não são 
encontrados livres na natureza. A camada de valência desses elementos possui 
apenas um elétron, fracamente ligado ao núcleo, que pode ser facilmente removido, 
formando compostos iônicos, univalentes e incolores. 
Todos os elementos do grupo reagem com água formando hidróxidos, tornando-
se a reação mais violenta ao descer pelo grupo. Seus sais simples dissolvem-se 
formando íons capazes de conduzir corrente elétrica, sendo essa capacidade 
aumentada ao descer pelo grupo. Em contato com o ar, os metais alcalinos perdem o 
brilho e formam óxidos. 
Os metais alcalinos são fortes agentes redutores, não sendo possível obtê-los por 
redução de seus óxidos. Seus hidróxidos e óxidos são bases muito fortes e seus oxo-
sais são muito estáveis. Apesar de suas semelhanças químicas, eles não ocorrem 
juntos devido aos tamanhos diferentes de seus íons. 
O grupo dos Metais Alcalinos Terrosos é composto pelos seguintes elementos: 
berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). São 
metais altamente reativos, porém menos que os Metais Alcalinos. São mais duros 
(relativamente moles), possuem maiores energias de ligação e pontos de fusão e 
ebulição mais elevados. A camada de valência desses elementos possui dois 
elétrons, ou seja, são divalentes e formam compostos iônicos incolores. Assim como 
os metais alcalinos, eles são fortes agentes redutores e também reagem com água 
formando hidróxidos, com exceção do berílio. Em contato com o ar, queimam e 
formam óxidos. 
A solubilidade, também conhecida como coeficiente de solubilidade, significa 
que uma determinada substância pode ser dissolvida em um líquido até um 
determinado limite. A quantidade máxima dissolvida é chamada de solubilidade. 
Para que uma substância 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). Além disso, é importante dizer que, 
dependendo da polaridade da substância, esta pode ser mais ou menos solúvel, uma 
vez que substâncias polares se dissolvem mais em líquidos polares, enquanto as 
substâncias apolares se dissolvem mais em líquidos apolares; outros fatores também 
influenciam à solubilidade de uma substância, como a natureza do soluto e do 
solvente e, também, pressão e temperatura. 
Quando nos referimos à solubilidade estamos falando, expressamente, sobre 
qualitatividade – no caso, processo de dissolução – como, também, sobre 
quantitatividade – concentração da solução –, uma vez que a solubilidade está 
diretamente relacionada a estes dois conceitos. 
A mistura de um soluto com um solvente implica na formação de três principais 
tipos de soluções: 
 
i. Solução saturada: quando se atingiu o limite de solubilidade, ou seja, 
quando não é mais possível diluir o soluto; 
ii. Solução insaturada: aquela em que ainda é possível diluir o soluto, não 
havendo precipitação; 
iii. Solução supersaturada: aquela em que houve a total dissolução do soluto 
e a quantidade restante, não dissolvida, está depositada no fundo do 
recipiente. 
 
O potencial hidrogeniônico – ou pH – é um termo de medida utilizado para 
determinar o grau de acidez, de neutralidade ou de basicidade de uma solução; é uma 
escala em que n varia de 0 a 14, onde: 
 
i. n < 7 solução ácida; 
ii. n = 7 solução neutra; 
iii. n > 7 solução básica. 
 
Estes conceitos são necessários para entender a reatividade dos metais do bloco s e a 
solubilidade de seus sais, além de compreender o teor ácido e básico dos produtos das 
reações na prática experimental. 
 
2. OBJETIVOS 
 
 Verificar a diferença de reatividade entre os elementos do bloco s e em 
diferentes soluções, comparando-as; 
 
 Analisar a solubilidade de seus sais e a variação de basicidade ao descermos 
pelos dois grupos. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Reatividade dos metais 
Procedimento 1 
Após demonstração feita pelo responsável técnico do laboratório, foram cortados 
pequenos pedaços de lítio, sódio, potássio e cálcio. Em seguida, observaram-se as 
características físicas que ocorreram nas superfícies recém-cortadas dos metais em 
contato com o ar. 
 Adicionou-se, então, as amostras de cada um dos metais em diferentes béqueres 
contendo cerca de 20 mL de água. O pH de cada amostra foi determinado com o 
auxílio de fitas medidoras. 
Procedimento 2 
 Foram cortados pequenos pedaços de sódio e cálcio e colocados em diferentes 
recipientes contendo 5 mL de álcool etílico absoluto (CH3CH2OH 99,8%), que 
foram medidos antecipadamente com o auxílio de uma proveta. Comparou-se com o 
procedimento anterior. 
Solubilidade 
Mediu-se 3 mL de solução de sais de magnésio (MgCl2), cálcio (CaCl2), 
estrôncio (SrCl2) e bário (BaCl) com a ajuda de uma proveta e colocou-se em quatro 
diferentes tubos de ensaio. As concentrações de cada solução foram verificadas e 
anotadas: 
Sal Concentração 
MgCl2 1 mol/L 
CaCl2 1 mol/L 
SrCl2 1 mol/L 
BaCl 1 mol/L 
 
Adicionou-se 3 mL de ácido sulfúrico diluído (H2SO4 1 mol/L) a cada tubo de 
ensaio e as observações foram anotadas. 
Colocou-se cristais de cloreto de sódio (NaCl), cloreto de potássio (KCl) e 
cloreto de lítio (LiCl) em três outros tubos de ensaio. Adicionou-se 3 mL de água e 
anotou-se as observações. Adicionou-se 3 mL de fluoreto de sódio (NaF 0,1 mol/L) 
em cada um dos três tubos e anotou-se as observações. 
 Os resíduos foram descartados dois recipientes diferentes para posterior 
tratamento e todas as vidrarias utilizadas foram lavadas após o experimento. 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
1.1 Reatividade dos metais 
Procedimento 1 
 Os metais utilizados no experimento eram conservados em soluções específicas. 
O lítio e o potássio estavam armazenados em óleo mineral e o sódio e o cálcio 
estavam armazenados em querosene. A justificativa para isso é que os metais 
alcalinos e metais alcalinos terrosos são altamente reativos. Em contato com o ar 
oxidam-se rapidamente, devendo ser manipulados em atmosfera inerte, e em contato 
com a água reagem violentamente, devendo ser armazenados em óleo mineral ou 
querosene. O óleo mineral e querosene são substâncias ideais para armazenagem 
desses metais porque são fluidos quimicamente inertes e evitam o contato do metal 
com a água ou o oxigênio. 
Ao cortar pequenos pedaços dos metais, pôde ser observada a reação de cada um 
com o O2 atmosférico, onde houve a perda de brilho característico devido à oxidação 
dos metais representada pelas equações: 
 
2Li(s) + ½O2(g) → Li2O(s) 
2Na(s) + ½O2(g) → Na2O(s) 
2K(s) + ½O2(g) → K2O(s) 
2Ca(s) + O2(g) → 2CaO(s) 
 
 Ao colocar cada metal em água, foram observadas cinéticas de reações 
diferentes, onde segue em ordem crescente: Ca < Li < Na < K. Isso ocorre devido à 
alta eletropositividade desses metais, em particular os metais alcalinos, que são os 
maiores elementos químicos da tabela periódica e apresentam apenas um elétron na 
camada de valência capaz de fazer ligação; além disso, a diferençade reatividade 
aumenta ao descer-se no grupo exatamente devido à diferença de tamanho destes 
elementos, onde o único elétron da camada de valência sofre cada vez menos 
atração do núcleo, o que implica na remoção deste elétron mais facilmente. A 
cinética de reação do potássio com a água é tão grande que foi possível observar 
chamas durante a reação. 
A presença de dois elétrons na camada de valência do cálcio faz com que este 
elemento reaja mais lentamente, uma vez que a carga nuclear efetiva também é 
maior. Durante a reação houve liberação de hidrogênio gasoso e formaram-se 
hidróxidos representados pelas equações: 
 
2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(aq) + H2(g) 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g) 
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
 
 Os valores da determinação do pH foram os seguintes: 
 
Metal (+ H2O) pH 
Na 11 
Li 10 
K 8 
Ca 7 
 
 
A variação dos valores de pH se deve à concentração de ânions OH
-
 em solução; 
quanto mais houver liberação desses ânions em solução, maior a concentração dos 
mesmos e, consequentemente, mais básica será a solução. No caso dos metais 
alcalinos, a basicidade aumenta ao descer-se nos grupos. Isto ocorre porque estas 
bases são solúveis e dissociam-se facilmente em solução devido ao tamanho elevado 
dos metais alcalinos, que apresentam uma força de ligação menor. Assim, quanto 
maior for o metal alcalino ligado ao ânion OH
-
, mais facilmente este metal alcalino 
se desligará deste ânion, aumentando a basicidade. Claramente, a tabela de dados 
coletados nos mostra resultados diferentes do esperado. Isso ocorreu porque as 
quantidades de reagentes, ao serem cortadas, não foram de tamanhos idênticos. 
Desta forma, a concentração pode variar de acordo com a quantidade de metal 
colocado para reagir. Logo, levando em consideração que o pH da água era 7,0 
(neutro), concluímos que as soluções resultantes são básicas, com exceção do cálcio, 
que se aproximou da neutralidade possivelmente por conta de sua quantidade 
colocada para reagir. 
 
 Procedimento 2 
 O sódio reagiu completamente com o álcool etílico absoluto formando sal 
etóxido de sódio e liberando gás hidrogênio. A equação que demonstra essa reação é: 
Na(s) + 2CH3CH2OH(l) → CH3CH2ONa(aq) + H2(g) 
 Já o cálcio reagiu parcialmente com o álcool etílico, se oxidando, formando sal e 
reduzindo o hidrogênio do álcool, liberando gás. Isso ocorre porque o Ca possui 
um valor de potencial padrão (E° Ca= -2,87V) maior que o do hidrogênio. A equação 
que demonstra essa reação é: 
Ca(s) + 2CH3CH2OH(l) → Ca(CH3CH2O)2(s) + H2(g) 
 
1.2 Solubilidade 
 Ao adicionar ácido sulfúrico aos sais inorgânicos de metais alcalinos terrosos 
obtivemos, como produtos, os seus respectivos sulfatos. Com exceção do MgSO4, 
todos os sulfatos precipitaram (sólidos brancos), conforme as equações a seguir: 
 
MgCl2(aq) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + 2HCl(aq) 
CaCl2(aq) + H2SO4(aq) → CaSO4(s)↓ + 2HCl(aq) 
SrCl2(aq) + H2SO4(aq) → SrSO4(s)↓ + 2HCl(aq) 
BaCl2(aq) + H2SO4(aq) → BaSO4(s)↓ + 2HCl(aq) 
 
 A justificativa para tal acontecimento é que a solubilidade do MgSO4 é maior 
devido à elevada entalpia de solvatação de seu íon, diferente dos demais. Desta 
forma, o CaSO4 se torna pouco solúvel, enquanto os restantes são considerados 
praticamente insolúveis. 
 Ao adicionar água aos sais inorgânicos de metais alcalinos, houve a dissolução 
completa dos sais resultando na liberação de seus íons em solução, conforme as 
equações: 
 
LiCl(s) + H2O(l) → Li
+
(aq) + Cl
-
(aq) + H2O(l) 
NaCl(s) + H2O(l) → Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) + H2O(l) 
KCl(s) + H2O(l) → K
+
(aq) + Cl
-
(aq) + H2O(l) 
 
 Ambas as soluções são insaturadas e compostas por cargas polares e apolares. A 
molécula de H2O, apesar de neutra, é uma substância polar com cargas elétricas 
distribuídas de modo desigual e possuem pólo positivo e negativo. As cargas polares 
enfraquecem as ligações iônicas dos sais e promovem a dissolução. Os pólos 
positivos da molécula de água (próximos ao H) se alinham junto ao íon negativo de 
Cl, enquanto os pólos negativos (próximos ao O) se alinham ao íon positivo de Na. 
Assim, as interações entre os pólos e as cargas quebram a atração que mantém a 
integridade dos sais. 
 Todos os sais simples deste grupo dissolvem-se em água. Entretanto, a 
solubilidade desses sais diminui ao descer no grupo devido à energia de hidratação 
diminuir por causa do crescimento dos íons. Portanto, após analisar o experimento, 
podemos afirmar que o LiCl é mais solúvel que o NaCl que é mais solúvel que o 
KCl. 
 Já ao adicionar o fluoreto de sódio às soluções resultantes anteriores, obtivemos 
os seguintes produtos: 
 
Li
+
(aq) + Cl
-
(aq) + NaF(aq) → LiF(aq) + NaCl(aq) 
Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) + NaF(aq) → NaF(aq) + NaCl(aq) 
K
+
(aq) + Cl
-
(aq) + NaF(aq) → KF(aq) + NaCl(aq) 
 
 As equações acima mostram o caráter iônico das ligações através da doação e 
recepção de elétrons que ocorrem entre os sais. O flúor do pertence ao grupo dos 
Halogênios e necessita de apenas 1 elétron (F
-
) para completar seu octeto, por isso há 
uma reação de dupla troca onde os metais alcalinos doam para ele seu único elétron 
da camada de valência (fracamente ligado ao núcleo) formando seus respectivos 
fluoretos. O mesmo ocorre com o sódio, que necessita doar seu único elétron da 
camada de valência (Na
+
) para completar seu octeto, logo, ele doa esse elétron para o 
cloro (Cl
-
), formando cloreto de sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CUSTOS DO EXPERIMENTO E SUGESTÃO PARA TRATAMENTO DE 
RESÍDUOS GERADOS 
Custos do experimento 
Vidrarias Volume Preço/unidade Quantidade Preço 
Tubo de ensaio 13 mL R$0,83 7 R$5,81 
Béquer 100 mL R$8,55 3 R$25,65 
Proveta 100 mL R$12,56 1 R$12,56 
Proveta 5 mL R$9,66 1 R$9,66 
Pipeta 10 mL R$5,18 6 R$31,08 
 Total 
 R$84,76 
 
Reagentes Volume ou 
Massa 
Preço Volume 
utilizado 
Preço 
Álcool Etílico Absoluto 500 mL R$201,00 5 mL R$2,01 
Ácido Sulfúrico 100 mL R$365,00 3 mL R$10,95 
Cloreto de Magnésio 100 mL R$ 408,00 3 mL R$12,24 
Cloreto de Cálcio 1 mL R$ 258,00 3 mL R$774,00 
Cloreto de Estrôncio 1 mL R$ 246,00 3 mL R$738,00 
Cloreto de Bário 1000 mL R$ 213,00 3 mL R$0,64 
Cloreto de Sódio 250 g R$ 193,00 3 g R$2,32 
Cloreto de Potássio 500 g R$ 466,00 3 g R$2,80 
Cloreto de Lítio 100 g R$ 371,00 3 g R$11,13 
Fluoreto de Sódio 100 mL R$ 253,00 3 mL R$7,59 
Água deionizada 1000 mL R$ 75,00 23 mL R$1,72 
 Total 
 R$1.563,40 
 
O custo total do experimento foi cerca de R$1.648,16. 
 
Tratamento de resíduos gerados 
Os resíduos gerados foram descartados em dois recipientes diferentes: 
Recipiente 1 
 LiOH(aq), NaOH(aq), KOH(aq) e Ca(OH)2(aq); 
 CH3CH2ONa(aq) e Ca(CH3CH2O)2(s); 
 LiF(aq), NaF(aq), KF(aq) e NaCl(aq). 
Ou seja, há a presença de íons, álcool etílico (CH3CH2OH) e água (H2O). Os íons 
presentes no recipiente para tratamento são: Li
+
, Na
+
, K
+
, Ca
+
, F
-
, Cl
-
. 
Uma proposta para o tratamento é: 
Recipiente 2 
 MgSO4(aq), CaSO4(s), SrSO4(s), BaSO4(s) e HCl. 
 
Uma proposta para o tratamento a ser realizado é a decantação dos sulfatos e 
filtração do mesmos, restando apenas solução ácida de HCl que deve ser neutralizada 
com uma solução básica, por exemplo, Mg(OH)2, formando água e um sal básico que 
podem ser descartados na pia. Já os sulfatos podem ser descartados no lixo. 
 
HCl + Mg(OH)2 → H2O + Mg(OH)Cl6. CONCLUSÕES 
Reatividade dos metais 
 Óleo mineral e querosene podem ser utilizados para armazenar e manter os 
metais alcalinos e alcalinos terrosos em atmosfera inerte, prevenindo a oxidação 
e reações indesejadas; 
 
 A baixa energia de ionização favorece uma cinética de reação elevada (exemplo 
de reatividade dos metais alcalinos com a água); 
 
 A presença de mais prótons e elétrons na configuração eletrônica do cálcio, 
comparado aos metais alcalinos, dificultam a remoção destes elétrons da camada 
de valência e, como consequência, desaceleram a reação com a água; 
 
 A baixa energia de ionização dos metais do bloco s faz com que a oxidação 
ocorra rapidamente e efeitos visuais podem ser observados quase 
instantaneamente; 
 
 Uma base é fraca ou forte dependendo da concentração de íons OH- em solução; 
 
 Metais alcalinos formam bases fortes devido ao raio atômico elevado que, por 
sua vez, faz com que a dissociação ocorra mais facilmente. Desta forma, haverá 
uma grande concentração de íons OH
-
 em solução; 
 
 O grau de basicidade do Grupo 1 aumenta de cima para baixo, pois um tamanho 
maior de raio atômico favorece o desligamento do metal com a hidroxila. Assim, 
a base será mais forte; 
 
 A presença de mais elétrons e prótons faz com que o Grupo 2 produza bases 
mais fracas, uma vez que haverá uma concentração menor de íons OH
-
 em 
solução; 
 
Solubilidade 
 Elevada entalpia de solvatação de um íon favorece a solubilidade de seu sal; 
 
 Á agua é capaz de dissociar as ligações dos sais simples de metais alcalinos que, 
por sua vez, devido às interações entre os pólos e as cargas, sofrem 
enfraquecimento na ligação; 
 
 Para que um composto se dissolva, a energia de hidratação deve ser maior que a 
energia reticular; como os átomos menores se hidratam mais, a solubilidade dos 
sais simples de metais alcalinos diminui ao descer no grupo, uma vez que se tem 
um aumento do raio atômico. 
 
 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
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<http://www.sigmaaldrich.com/catalog/product/sigma/m1028?lang=pt&region=BR
> Acesso em 20/03/2016 às 21h55. 
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Acesso em 20/03/2016 às 22h05. 
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