Reatividade dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos - Inorgânica Experimental I

Prévia do material em texto

Universidade Estadual do Oeste do Paraná
UNIOESTE - Campus de Toledo
Centro de Engenharias e Ciências Exatas – CECE
Química Bacharelado
Química Inorgânica Experimental I
Reatividade dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos
Carlos Eduardo Dias Pinheiro - Acad. Química
Victor Gabriel Balmant de Souza - Acad. Química
Prof. Ronan Farias Freire de Souza
TOLEDO
2021
PRÉ RELATÓRIO:
1.0 INTRODUÇÃO:
Em 1800, os cientistas já conheciam um número razoável de elementos químicos e
suas respectivas propriedades, evidenciando que alguns elementos tinham carácter muito
parecidas, sentiu se a necessidade de classificá-los e organizá-los de maneira funcional, e
assim foi determinada a primeira versão da tabela periódica a qual conhecemos hoje, que
na época tomou o nome de lei periódica. Anos se passaram até chegarmos ao modelo atual
mais comumente utilizado da organização dos átomos, que facilitando o estudos dos
elementos, subdividindo os mesmos em quatro grupos principais de acordo com suas
características, esses grupos são: metais, semimetais, ametais e gases nobres. 1
Metais são elementos caracterizados pelo brilho, resistência, condutividade térmica
e elétrica (devido ao seu “mar de elétrons”). Muitos deles são utilizados em quase todos os
processos industriais, e em processos químicos como oxirredução, responsável pelo
funcionamento de pilhas e baterias, por exemplo. 2
Para entender o processo prático realizado neste experimento, foram abordados
dois subgrupos que estão dentro do grupo principal dos metais. O primeiro é o grupo
(família 1A) dos metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) que possuem esse nome porque ao
entrarem em contato com água liberam (hidróxido, hidroxila) que caracteriza uma𝑂𝐻 −
solução alcalina de caráter básico, as características desses metais são: pouco maleáveis,
sólidos em temperatura ambiente e ótimos condutores de eletricidade e calor, também são
menos densos que os demais metais e possuem um aspecto fosco por causa de seu alto
potencial de oxidação. Já os alcalinos terrosos (família 2A) apesar de terem a mesma
características de formação de solução básica alcalina, recebem esse nome porque os
óxidos formados por essas substâncias no séc XIX recebiam o nome de terrosos, esse
termo também designava metais que não sofriam variação quando aquecidos, as
características físicas desses metais são: maleáveis e com baixa densidades. 1
A partir do conhecimento desses metais, podemos utilizá-los para realizar reações,
porém algumas reações podem não ocorrerem de forma correta ou simplesmente não
ocorrerem, esse fato se dá pela reatividade desses metais, a reatividade de forma sucinta
nada mais é que a capacidade em que um elemento tem de se misturar a outro elemento,
quanto mais reativos forem os elementos em reação, mais rápida a mesma se dará. 1
Quando coloca-se os metais para reagirem com os ácidos, a grande maioria possui essa
afinidade química e reage, isso se dá pela reatividade do metal em solução ácida. Porém,
não ocorre reações quando postos com bases e com a água. De acordo com Arrhenius,
uma base é toda substância que em água libera como único ânion, a hidroxila .𝑂𝐻 − 3 4
2.0 OBJETIVOS:
Testar a reatividade dos metais alcalinos e alcalinos terrosos em diferentes tipos de
soluções.
3.0 MATERIAIS:
3.1 PARA METAIS ALCALINOS:
3.1.1 REAGENTES:
Sódio metálico, ( ) - sem marca𝑁𝑎 0
(𝑠)
Potássio metálico, ( ) - sem marca𝐾 0
(𝑠)
Álcool etílico, etanol, ( ) - marca ...𝐶
2
𝐻
5
𝑂𝐻
(𝑙)
Solução de ácido clorídrico, - previamente preparado - sem marca𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Solução de hidróxido de sódio, - previamente preparado - sem marca𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Solução de fenolftaleína, 5% - previamente preparado - sem marca𝐶
20
𝐻
14
𝑂
4 (𝑎𝑞)
Água destilada
3.1.2 MATERIAIS:
Placas de Petri
Faca metálica, preferência de aço inoxidável
Tubos de ensaio
Estante de tubos de ensaio
Pinça metálica
Rolha com pipeta de Pasteur de vidro
Pipetas de Pasteur
Béqueres de 100 mL
Bico de Bunsen
Acendedor ou palitos de fósforo
Cápsula de porcelana
Caneta de vidraria
Régua
Termômetro, preferência de álcool
Papel toalha
Bastão de vidro
Fio de níquel-cromo (ou platina)
Pinça de madeira
3.2 PARA METAIS ALCALINOS TERROSOS:
3.2.1 REAGENTES:
Magnésio metálico em aparas, ( )𝑀𝑔 0
(𝑠)
Solução de hidróxido de sódio, - previamente preparado - sem marca𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Solução de ácido clorídrico, - previamente preparado - sem marca𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Solução de ácido nítrico, - previamente preparado - sem marca𝐻𝑁𝑂
3 (𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Solução de hidróxido de amônio, - previamente preparado - sem𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
marca
Solução de ácido acético, - previamente preparado - sem marca𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Solução de fenolftaleína, 5% - previamente preparado - sem marca𝐶
20
𝐻
14
𝑂
4 (𝑎𝑞)
Água destilada
3.2.2 MATERIAIS:
Placas de Petri
Tubos de ensaio
Estante de tubos de ensaio
Pinça metálica
Pipetas de Pasteur
Béqueres de 100 mL
Bico de Bunsen
Acendedor ou palitos de fósforo
Caneta de vidraria
Régua
Bastão de vidro
Pinça de madeira
Erlernmeyers de 100 mL
Balão volumétrico de 100 mL
Pipeta volumétrica
Pêra
4.0 MÉTODOS:
4.1 PARA METAIS ALCALINOS:
Procedimento A - Reatividade do sódio e do potássio ao ar:
Foi retirado um pequeno pedaço de sódio metálico do recipiente, posto em uma
placa de Petri e cortado com uma faca. Observou-se as características da superfície recém
cortada, em comparação com a não cortada. Repetiu-se o procedimento com o potássio
metálico. Observou e equacionou-se quimicamente o ocorrido.
Procedimento B - Reatividade do sódio com álcoois:
Foi adicionado 5 mL de etanol em um tubo de ensaio e o inserido em um béquer de
100mL apoiando o corpo do tubo inclinado na calha de vertimento de um béquer. Foi
colocado um pequeno pedaço de sódio metálico sobre a parede interna do tubo, sem que
houvesse contato com o etanol. O tubo de ensaio foi tampado com uma rolha que continha
uma pipeta de Pasteur de vidro e imediatamente colocado na vertical. O tubo foi agitado
esporadicamente. Acendeu-se o bico de Bunsen e colocou o fogo na parte superior da
pipeta e observado. Colocado uma cápsula de porcelana invertida sobre a chama e
observado.
Procedimento C - Reatividade do sódio com :𝐻
2
𝑂
(𝑙)
, 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
Foram enumerados três tubos de ensaio, e com o auxílio de uma régua e de uma
caneta marcador permanente, marcou-se a altura de 1,5 cm. Adicionou-se até a marca dos
1,5 cm, destilada no tubo 1, o tubo 2 e𝐻
2
𝑂
(𝑙)
𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
no tubo 3.
Foi posto o tubo 1 em um béquer de 100mL, apoiando o corpo do tubo na calha de
vertimento do béquer. Foi preenchido o béquer com água de torneira, até que o volume
atingiu aproximadamente 3,0 cm de altura em relação ao tubo de ensaio. Em segundo
béquer de 100 mL foi preenchido com o mesmo volume de água destilada do primeiro, e
colocado um termômetro. Deixado o termômetro em um local de fácil acesso.
Transferiu-se um fragmento do do frasco de armazenamento para um papel𝑁𝑎 0
(𝑠)
toalha e removido quaisquer indícios de umidade. Logo após, foi transferido o fragmento
para o tubo de ensaio 1. Logo após a reação do Na(s) com o líquido no tubo terminar,
introduziu-se o termômetro no tubo para medir a temperatura do líquido. Foi anotado a
temperatura e observado a variação.
Ao terminar a medida, o termômetro foi lavado com água destilada e retornado para
béquer com água. Logo após foi adicionado ao tubo 1 uma gota de fenolftaleína e
observado.
Este mesmo procedimento foi realizado para os tubos 2 e 3.
Procedimento D - Reatividade do Potássio com :𝐻
2
𝑂
(𝑙)
, 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
Foi descartado o conteúdo dos tubos do procedimento C. Os tubos foram lavados
com água destilada e escoado a água residual. O procedimento C foirepetido, porém
apenas trocando ( ) por ( ).𝑁𝑎 0
(𝑠)
𝐾 0
(𝑠)
Foi observado e montado duas tabelas para o registro dos resultados e das
respectivas reações que ocorreram em cada tubo do item C e D.
Procedimento E - Teste de chama:
O fio de níquel-cromo (ou platina) foi limpado por imersão em solução de
contida em um tubo de ensaio.𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Acendeu-se o bico de Bunsen e levado o fio de níquel-cromo ao fogo. A limpeza em
e o aquecimento ao fogo foi repetido três vezes.𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
Com a haste metálica limpa mergulhou-se em um béquer com água destilada e
então colocou-se em contato com um dos sais a ser analisado, de modo que um pouco do
sólido fosse aderido.
Introduziu-se o fio na zona oxidante inferior da chama do bico de Bunsen e
observou-se a cor transmitida à chama. Logo após o processo de limpeza no ácido e
aquecimento foi repetido 3 vezes.
Então esse procedimento E foi realizado para os outros sais, tais como lítio, sódio e
potássio. Tudo foi observado.
4.2 PARA METAIS ALCALINOS TERROSOS:
Procedimento A - Preparação de soluções:
Para preparar 50 mL das soluções de hidróxido de sódio , ácido clorídrico𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
, ácido nítrico , hidróxido de amônio e ácido acético𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
𝐻𝑁𝑂
3 (𝑎𝑞)
𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
na concentração de 0,5 mol L-1, foi obtido essas mesmas soluções em𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
concentrações de , calculado o quanto seria utilizado para a diluição em um6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
balão volumétrico de 100 mL.
Os volumes das soluções foram obtidos, colocados em balões volumétricos de 100
mL separados - já com uma quantia de destilada, completado até o menisco com𝐻
2
𝑂
(𝑙)
água destilada e agitado por 5 minutos.
As soluções foram reservadas para serem utilizadas no procedimento C.
Procedimento B - Reatividade do magnésio ao ar:
Foi escolhido um pedaço de e verificado as condições de armazenamento𝑀𝑔 0
(𝑠)
e da superfície do mesmo. Foi limpado sua superfície com uma palha de aço e verifique as
condições da superfície. Tudo foi observado e anotado.
Procedimento C - Reatividade do magnésio a diferentes soluções:
Foi numerado 6 tubos de ensaio e com o auxílio de uma régua e de uma caneta
marcador permanente, marcado a altura de 3,0 cm.
Foi adicionado pequenos pedaços de a cada um dos tubos. Logo após, foi𝑀𝑔 0
(𝑠)
adicionado ao primeiro tubo água destilada fria. Posteriormente aquecido o tubo. Observado
e anotado.
Repetiu-se o procedimento para as demais soluções, previamente preparadas no
procedimento A, cada solução para cada tubo de ensaio numerado.
Procedimento D - Combustão do magnésio:
Com uma pinça metálica foi segurado um pedaço de e submetido à chama𝑀𝑔 0
(𝑠)
do bico de Bunsen. Foi observado e anotado. Os restos da combustão do magnésio foram
transferidos para um erlenmeyer com água destilada (cerca de 30 mL), agitado por cerca de
5 minutos e pingou-se uma gota de fenolftaleína para o teste do pH da solução. Foi
observado e anotado.
5.0 RESULTADOS E DISCUSSÕES:
Uma questão que se deve responder com antecedência é: Por que o sódio e o
potássio são elementos muito reativos?
Basicamente a reatividade desses elementos se dá devido ao seu baixo potencial de
ionização, ou seja, a facilidade em que os mesmos liberam o seu elétron para o exterior nas
reações, sendo assim, os mesmos possuem um alto potencial de oxidação (sendo ótimos
agentes redutores) graças a esse potencial de oxidação, ambos se tornam muito instáveis e
altamente reativos. A maior reatividade do K se dá pela sua maior facilidade de oxidação
quando comparada com o Na. 4
Conforme as Figura 1 e 2 mostram a estrutura atômica do sódio e do potássio, é
visível que o elétron da camada de valência está sozinho, e devido a sua camada anterior
possuir 8 elétrons, os elementos liberam seus elétrons para “completar” seu octeto e
permanecer em sua forma estável.
Figura 1: Estrutura atômica do sódio.
Figura 2: Estrutura atômica do potássio.
Liberando seu último elétron, a última camada que permanece se torna a camada de
valência, com seus 8 elétrons, e estável.
5.1 PARA METAIS ALCALINOS:
Procedimento A - Reatividade do sódio e do potássio ao ar:
Observou-se o corte transversal do sódio metálico, onde se pode visualizar o pedaço
de sódio metálico coberto com uma espécie de crosta amarelada, e ao centro do pedaço, o
sódio com seu brilho característico. (Figura 3)
Figura 3: Corte transversal do sódio metálico. (Imagem ilustrativa. Não obtida no
experimento) Fonte: Brasil Escola.
Essa crosta se dá devido ao sódio entrar em contato com o oxigênio presente no ar,
provavelmente quando o sódio é retirado do frasco com querosene, e o metal entra em
contato com o oxigênio, formando óxido de sódio (Equação 1). Porém isso não só se
restringe ao oxigênio do ar, mas também a umidade presente nele, a água, neste caso
formando hidróxido de sódio (Equação 2).
Lembrando que o querosene é utilizado pois o sódio é um metal muito reativo, há
reações violentas quando entra em contato com a água e o ar, assim, imersos em óleo de
querosene, ficam isolados do meio exterior. 5
(1)4𝑁𝑎 0
(𝑠)
 + 𝑂
2(𝑔)
 → 2𝑁𝑎
2
𝑂
(𝑠)
(2)2𝑁𝑎 0
(𝑠)
 + 2𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 2𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
Procedimento B - Reatividade do sódio com álcoois:
Observou-se que quando o sódio entrou em contato com o álcool etílico dentro do
tubo de ensaio, houve liberação de gás, provavelmente, gás hidrogênio (Equação 3). Foi
tampado com uma rolha que continha uma pipeta de Pasteur de vidro e colocado fogo na
ponta, porém não houve chama, provavelmente que a quantidade de gás hidrogênio
liberada foi muito pequena, ou seja, não houve o suficiente para queimar e gerar uma
chama.
(3)2𝑁𝑎 0
(𝑠)
 + 2𝐶
2
𝐻
5
𝑂𝐻
(𝑙)
 → 𝐶
2
𝐻
5
𝑂𝑁𝑎
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
De acordo com a reação acima, o sódio reage com etanol para produzir um sal
alcóxido, denominado de etóxido de sódio e hidrogênio. O sódio libera elétron formando
, o qual quebra a ligação do hidrogênio da hidroxila, liberando e transformando a𝑁𝑎 + 𝐻 +
molécula de etanol em um ânion, que rapidamente é formado a ligação iônica com o .𝑁𝑎 +
O elétron liberado pelo sódio é utilizado pelo para formação de gás hidrogênio .𝐻 + 𝐻
2
4 6
Destacável que esta reação também é uma forma de eliminar o sódio metálico de
forma segura, pois a reação do sódio com etanol é muito menos violenta que a reação com
água (a que resulta diretamente em hidróxido de sódio). 4 6
Procedimento C - Reatividade do sódio com :𝐻
2
𝑂
(𝑙)
, 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
Após realizar todos os procedimentos para os três tubos de ensaio, observou-se que
o sódio reagiu com todas as soluções. Montou-se a Tabela 1 com todos os resultados
obtidos.
Tabela 1: Resultados obtidos da reatividade do sódio com :𝐻
2
𝑂
(𝑙)
, 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
Tubo T (∆T) em ºC
( )𝑇
𝑖
− 𝑇
𝑓
Cor da solução
final
Equação da reação
1 35 (13) Rosa - alcalino Equação x
2 30 (8) Opaca - ácido ou
neutro
Equação x
3 26 (4) Opaca - ácido ou
neutro
Equação x
OBS: a temperatura ambiente no local do experimento era de 22º C.
Primeiramente pode-se dizer que todas as reações foram exotérmicas, isto é,
liberação de calor ao decorrer da reação.
No primeiro tubo foi observado a maior variação de temperatura, devido a alta
reatividade do sódio com a água. O sódio reage com a água formando hidróxido de sódio
(Equação 4) (Figura 9). Basicamente o sódio libera seu elétron e forma-se , quebra a𝑁𝑎 +
ligação da água, formando e , a hidroxila doa seu elétron ao formando a𝐻 + 𝑂𝐻 − 𝑁𝑎 +
ligação iônica de , e o elétron que o sódio liberou é transferido para o que em𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐻 +
conjunto com outro formam , gás hidrogênio. Devido ao meio aquoso estar básico𝐻 + 𝐻
2
devido a formação de base, justifica a coloração rosada da fenolftaleína na solução, já que
a mesma só apresenta essa cor em meios básicos. 4
(4)2𝑁𝑎º
(𝑠)
 + 2𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 2𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)É visto que a solução do tubo 2 apresentou uma coloração opaca, não
necessariamente que a solução estava ácida devido no tubo conter solução de , mas𝐻𝐶𝑙
sim, a formação de . Essa formação poderia ser oriunda de duas hipóteses diferentes,𝑁𝑎𝐶𝑙
primeira, o sódio metálico reagiria com a água formando hidróxido de sódio (Equação 4) e
posteriormente havendo reação de neutralização com o ácido clorídrico (Equação 5), ou
segundo, ocorreria a reação direta do sódio com o formando e liberando gás𝐶𝑙 − 𝑁𝑎𝐶𝑙
hidrogênio (Equação 6). Porém, devido ao ácido já estar em solução aquosa, é possível
dizer que as duas reações podem ter ocorrido ao mesmo tempo. 4
É observável que houve reação de neutralização, porém devido ao sódio não ter
produzido base suficiente para neutralizar o ácido, a solução ainda permanece ácida. Isso
explica a coloração da fenolftaleína na solução, juntamente com a formação de
sólido/precipitado.
Sendo assim:
(5)𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 + 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 → 𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
ou
(6)2𝑁𝑎º
(𝑠)
 + 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
O que acontece entre o sódio e o cloreto é uma reação iônica em que o sódio tem
apenas um elétron em sua camada de valência, assim, é mais mais favorável
energeticamente, o sódio doar o um elétron do que receber sete elétrons para preencher
seu octeto. Assim, o sódio tende a perder um elétron, formando .𝑁𝑎 + 13
Quando sódio e cloro são combinados na reação 6, o sódio doa um elétron para o
cloro que aceitará esse elétron para preencher sua camada de valência. Ambos os íons
agora satisfazem a regra do octeto e possuem sua C.V. completa. Pelo número de elétrons
não ser igual ao número de prótons, cada átomo é agora um íon e possui um marcador de
carga +1 ( ) ou –1 ( ).𝑁𝑎 + 𝐶𝑙 − 13
Já para o tubo 3, de acordo com a reação 7, o sódio metálico não reage com o
hidróxido de sódio, pois o é um derivado do . Porém, houve aumento da𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑁𝑎
temperatura no tubo 3, ou seja, houve reação exotérmica, isso pode ser explicado pelo fato
de o hidróxido de sódio estar em uma solução aquosa, e não necessariamente que o 𝑁𝑎
reagiu com o , e sim com a água desta solução, produzindo mais hidróxido de sódio𝑁𝑎𝑂𝐻
(Equação 4), tornando o meio mais alcalino, o que explica a coloração rosa forte da
fenolftaleína na solução.
(7)𝑁𝑎º
(𝑠)
 + 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 𝑠𝑒𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 
Vale destacar que a fenolftaleína é um composto orgânico utilizado como indicador
de pH. A fenolftaleína fica rosa em pH superior a 8,3 e incolor em soluções ácidas, o que é
possível dizer que muitas das soluções apresentadas, não necessariamente deveriam estar
alcalinas, mas próximas de uma solução neutra. Assim explica-se a coloração dos tubos,
para o tubo 1 é de fato que a solução ficou básica, já no tubo 2, houve reação de
neutralização, diminuindo a quantidade de ácido e aumentando o valor de pH, porém devido
ao ponto de viragem da fenolftaleína, pode-se dizer que a solução continuava ácida ou
menor que pH 8,3, no tubo 3, a solução ficou opaca, mesmo sabendo que o meio estava
básico, isso indica formação de algum precipitado, ou contaminação dos reagentes. 10
Como observação geral, é destacável que o sódio reage violentamente e
rapidamente com água e aumenta drasticamente a temperatura, já com ácidos e bases , o
sódio reage mais lentamente, a reação é muito menos vigorosa e há pouca variação de
temperatura. 4
Procedimento D - Reatividade do Potássio com :𝐻
2
𝑂
(𝑙)
, 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
Após realizar todos os procedimentos para os três tubos de ensaio, observou-se que
o potássio reagiu com todas as soluções. Montou-se a Tabela 2 com todos os resultados
obtidos.
Tabela 2: Resultados obtidos da reatividade do potássio com 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
, 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
:
Tubo T (∆T) em ºC
( )𝑇
𝑖
− 𝑇
𝑓
Cor da solução
final
Equação da reação
1 26 (4) Rosa - alcalino Equação x
2 25 (3) Transparente -
ácido ou neutro
Equação x
3 24 (2) Transparente -
ácido ou neutro
Equação x
OBS: a temperatura ambiente no local do experimento era de 22º C.
Pode-se dizer que todas as reações do potássio foram exotérmicas da mesma forma
que o sódio.
No primeiro tubo foi observado a maior variação de temperatura, devido a alta
reatividade do potássio com a água, e vale destacar que o potássio é muito mais que o
sódio, devido aos dois estarem na mesma família, porém o potássio possui raio atômico
maior, elevando seu potencial de ionização. Porém, mesmo sendo mais reativo que o sódio,
as reações com o potássio alcançaram diferenças de temperaturas bem menores que a do
sódio. 4 14
O potássio reage com a água formando hidróxido de potássio (Equação 8). O
processo de liberação de elétron é igual ao do sódio: o potássio ioniza-se em água,
formando , quebra a ligação da água, formando e , a hidroxila doa seu elétron𝐾 + 𝐻 + 𝑂𝐻 −
ao formando , e formação de gás hidrogênio. E também apresenta coloração𝐾 + 𝐾𝑂𝐻
rosada devido ao meio aquoso estar básico devido a formação de base. 4
(8)2𝐾º + 2𝐻
2
𝑂 → 2𝐾𝑂𝐻 + 𝐻
2
É visto que a solução do tubo 2 apresentou uma coloração transparente, bem
diferente da coloração do tubo 2 com o sódio. Nesta reação obteve-se a formação de . E𝐾𝐶𝑙
da mesma forma que o sódio essa formação poderia ser oriunda de duas hipóteses
diferentes, reação do potássio com a água formando hidróxido de potássio (Equação 8) e
neutralizando o ácido (Equação 9) ou a reação direta do potássio com o formando𝐶𝑙 − 𝐾𝐶𝑙
e liberando gás hidrogênio (Equação 10). E da mesma forma pode-se dizer que as duas
reações ocorreram ao mesmo tempo. 4
É observável que houve reação de neutralização, da mesma forma que o
procedimento anterior e devido a produção de base insuficiente para neutralizar o ácido, a
solução ainda continua ácida, mantendo a solução transparente.
Sendo assim:
(9)𝐾𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 + 𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 → 𝐾𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
ou
(10)2𝐾º
(𝑠)
 + 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 → 2𝐾𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
Já para o tubo 3, de acordo com a reação 11, o potássio metálico não reage com o
hidróxido de potássio, porém, pode ser explicado pelo fato do potássio ter reagido com a
água da solução, produzindo mais hidróxido de potássio (Equação 8), tornando o meio mais
alcalino, explicando também a coloração rosa forte da fenolftaleína na solução.
(11)𝐾º + 𝐾𝑂𝐻 → 𝑠𝑒𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 
Procedimento E - Teste de chama:
Foi realizado a limpeza do fio de níquel-cromo repetidas vezes na solução de
e logo após na chama do Bico de Bunsen, porém percebeu-se que a𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 6 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
chama continuava com a coloração amarela, e para estar totalmente limpo, a chama não
poderia apresentar alteração a sua cor original, então é possível deduzir que o fio de
níquel-cromo estava contaminado com sódio, já que o mesmo produz a chama amarelada.
Mesmo contendo contaminação no fio, o procedimento tomou sequência.
As cores obtidas nos testes de chama encontra-se na Tabela 3 abaixo:
Tabela 3: resultados dos testes de chama com diferentes sais.
Fio / Sal Coloração obtida Coloração teórica OBS
Fio Amarelo S/ cor Possível
contaminação por
sódio
𝐾𝐶𝑙 Amarelo Violeta Possível
contaminação por
sódio
𝐿𝑖𝐶𝑙 Vermelho carmim Vermelho carmim -
𝑁𝑎𝐶𝑙 Amarelo Amarelo -
A coloração teórica para cada sal utilizado foi baseada na Figura 4.
Figura 4: Cores teóricas de cada íon nos testes de chama. Fonte: QuiFacil.
É observável que cada sal apresentou uma coloração diferente à chama (exceto
pelo devido a contaminações externas), isso se dá porque cada sal contém um𝐾𝐶𝑙
elemento diferente do outro, sendo átomos diferentes, consequentemente suas quantidades
de camadas e de elétrons também se alteram, e cada camada possui seus valores de
energia bem definidos. Em seu modelo atômico, Bohr expressou que, quanto mais distantes
o elétron estiver do núcleo atômico maior será a energia do nível atômico em que ele se
apresenta. 7
Para relacionaressa energia do nível eletrônico, se deparamos com a força de
atração entre elétrons e o núcleo e a excitação dos elétrons quando recebem energia.
A força de atração é a força que mantém os elétrons ao redor do núcleo atômico,
pois cargas diferentes se atraem, visto que o núcleo possui carga positiva e os elétrons,
carga negativa. Cada camada, nível e subnível onde os elétrons se encontram possui uma
certa quantidade de energia. Quanto mais longe o elétron estiver do núcleo, maior será o
estado de energia, consequentemente maior energia que o núcleo deve exercer sobre ele
para manter o elétron “preso” em sua órbita, e quanto mais perto, menor a energia do
núcleo sobre os elétrons. Essa questão de energia também ajuda a explicar a questão do
salto quântico e das reações químicas. 4 7 8 9
Referenciando as explanações acimas de acordo com Bohr, que expressou energia
atômica relacionando a distância entre elétrons e o núcleo atômico:
“Bohr chegou a conclusão que a única maneira do elétron não se “grudar” com o
núcleo é se, de alguma forma, ele parasse de perder energia, afinal a energia está
associada à distância elétron-núcleo.” (Florêncio, 2014) 8
A excitação de elétrons ocorre quando se dá energia aos elétrons, na forma de calor
por exemplo, o elétron absorve essa energia e salta para um nível de maior energia, esse
fenômeno também é chamado de salto quântico. Como esse seu novo estado é muito
instável, o elétron retorna a seu nível original, porém devido a esse estado anterior ser de
menor energia, e o mesmo tem mais energia do que o necessário, essa energia é liberada
na forma de onda eletromagnética, ou seja, luz. 4 7
Como cada elemento é diferente, todo elemento liberará um comprimento de onda
diferente quando o elétron retorna a seu estado original, isso caracteriza a cor diferente que
cada elemento nos dá ao realizar o teste da chama.
5.2 PARA METAIS ALCALINOS TERROSOS:
Procedimento A - Preparação de soluções:
Para preparar as soluções com concentrações de a partir das soluções0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
com concentrações de , foi necessário realizar o cálculo com a Equação 12.1 a6, 0 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
fim de descobrir a quantidade em mL a ser utilizada na diluição das soluções.
(12)𝐶
1
 𝑥 𝑉
1
 = 𝐶
2
 𝑥 𝑉
2
(12.1)𝑉
1
 = (𝐶
2
 𝑥 𝑉
2
) / 𝐶
1
Onde,
𝐶
1
= 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑉
1
= 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝐶
2
= 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
𝑉
2
= 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
Sendo assim,
(concentração das soluções primárias)𝐶
1
= 6, 0 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
(volume a ser descoberto)𝑉
1
= 𝑑𝑒𝑠𝑐𝑜𝑛ℎ𝑒𝑐𝑖𝑑𝑜
(concentração da solução final)𝐶
2
= 0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
(volume do balão volumétrico utilizado)𝑉
2
= 100 𝑚𝐿
Calculando:
𝑉
1
 = (0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1 𝑥 100 𝑚𝐿 ) / 6, 0 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
𝑉
1
 = 8, 3 𝑚𝐿
Como todas as soluções detinham da mesma concentração, a mesma quantidade
de solução foi separada para todas as soluções utilizadas.
Lembrando que nunca se adiciona água em ácidos e bases, e sim, ácidos e bases
em água, seguindo essa norma de segurança, foi posto um pouco de água dentro do balão
volumétrico de 100 mL, adicionado a solução e logo após completado com água até o
menisco.
As soluções preparadas foram a de ácido clorídrico - , hidróxido𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
 0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
de sódio - , ácido nítrico - , hidróxido de amônio -𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1 𝐻𝑁𝑂
3
 0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
e ácido acético - .𝑁𝐻
4
𝑂𝐻 0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻 0, 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿 −1
As soluções foram reservadas para serem utilizadas a posteriori.
Procedimento B - Reatividade do magnésio ao ar:
Observou-se que alguns pedaços de apresentavam uma coloração𝑀𝑔 0
(𝑠)
acinzentada fosca, outros tinham uma coloração prateada brilhosa. Isso se dá devido ao
metal em sua forma elementar estar brilhante e ao decorrer do tempo, a superfície do metal
reage com o oxigênio presente no ar, formando assim óxido de magnésio. (Equação 13)
(13)2𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 𝑂
2(𝑔)
 → 2𝑀𝑔𝑂
(𝑠)
Procedimento C - Reatividade do magnésio a diferentes soluções:
Neste procedimento foram utilizadas as soluções preparadas no procedimento A.
Foram numerados seis tubos de ensaios com a ajuda de uma régua e marcou-se um
menisco na marca dos 3 centímetros, a cada tubo desse adicionou se uma solução, sendo
que no sexto tubo foi utilizado água destilada. Após esse processo adicionou se ao tubo
uma pequena quantia de magnésio ( ) fazendo com que ele entrasse em contato𝑀𝑔 0
(𝑠)
com as soluções (em temperatura ambiente) e observou se as seguintes reações:
Para o tubo 1:
Foi observado que quase não houve reação entre a água e o magnésio metálico.
Houve pequenas bolhas de gás, porém em quantidade mínima. A reação pode ser
expressada:
(14)𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 2𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)
2(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
Para o tubo 2:
Observou-se que não houve reação aparente entre o magnésio metálico e a solução
de hidróxido de sódio.
(15)𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 𝑠𝑒𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑎𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒
Para o tubo 3:
Foi observado que houve formação de pequenas bolhas de gás, caracterizando
liberação de gás hidrogênio.
(16)𝑀𝑔 0
(𝑠)
+ 2𝐻𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
→ 𝑀𝑔𝐶𝑙
2(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
O magnésio metálico na presença de um ácido forte, reage com o ânion formando
um sal (cloreto de magnésio - ) e libera gás hidrogênio. 2𝑀𝑔𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
Para o tubo 4:
Observou-se que houve um grande desprendimento de gás e a solução ficou bem
turva.
(17)𝑀𝑔 0
(𝑠)
+ 2𝐻𝑁𝑂
3(𝑎𝑞)
→ 2𝑀𝑔(𝑁𝑂
3
)
2(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
É uma reação redox, onde o hidrogênio sofre redução e tem variação de seu nox de
+1 para 0 e o magnésio sofre oxidação e varia seu nox de 0 para +2. Ocorre a formação do
nitrato de magnésio ( ) e a liberação de gás hidrogênio.2𝑀𝑔(𝑁𝑂
3
)
(𝑎𝑞)
Para o tubo 5:
Observou-se que não houve reação aparente entre o magnésio metálico e o
hidróxido de amônio.
(18)𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 𝑠𝑒𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑎𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒
Para o tubo 6:
Pode-se observar que houve desprendimento de gás e a solução ficou com
coloração acinzentada.
(19)𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 2𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 𝑀𝑔(𝐶𝐻
3
𝐶𝑂)
2(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2(𝑔)
É uma reação ácido-base (devido ao magnésio reagir com a água formando
hidróxido de magnésio (Equação 14) e logo após neutralizar-se com o ácido acético) onde
ocorre a formação do acetato de magnésio ( ) e a liberação do gás𝑀𝑔(𝐶𝐻
3
𝐶𝑂)
2(𝑎𝑞)
hidrogênio.
Esses mesmos procedimentos foram realizados novamente, porém os tubos de
ensaios foram aquecidos na chama do Bico de Bunsen quando o magnésio foi adicionado
às soluções.
Para o tubo 1:
Na reação à temperatura ambiente foi possível observar que houve reação, porém
muito lentamente. Quando o tubo de ensaio foi posto sobre a chama, observou-se que
houve uma reação por um certo instante e parou. O pedaço de magnésio mudou sua cor de
cinza fosco para brilhoso, provável que o óxido de magnésio (Equação 13) presente na
superfície do metal tenha reagido com a água formando hidróxido de magnésio (Equação
20).
(20)𝑀𝑔𝑂
(𝑠)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)
2(𝑎𝑞)
O magnésio em contato com a água tende a formar hidróxidos em uma reação bem
lenta, porém mesmo aquecendo não houve uma reação visível e duradoura. É possível que
somente o óxido de magnésio presente na superfície do metal tenha reagido com a água,
isso porque a reação a frio foi muito demorada e não se viu o fim da reação, e quando
aquecido, a reação foi acelerada e observou-se a reação total do óxido de magnésio com a
água. 4 15
“Entretanto, a reação do magnésio com água é bastante lenta, pois há formação de
película passivante de oxidação do metal ( ) que dificulta o processo, ou até mesmo a𝑀𝑔𝑂
reação com outras substâncias à temperatura ambiente.” (LIRA et al., [21-?]) 15
Para o tubo 2:
Não houve reação aparente do magnésio com o hidróxido de sódio, nem a
temperatura ambiente nem após aquecido (Equação 15). O magnésioreage com a água
para formas hidróxidos, neste caso não seria viável realizar uma reação de dupla troca com
um hidróxido. 4
Para o tubo 3:
O magnésio já havia reagido com o ácido clorídrico anteriormente (Equação 16),
quando a solução foi aquecida, a reação ocorreu rapidamente e parou espontaneamente.
Para o tubo 4:
O mesmo ocorreu como o tubo 3 aquecido.
Para o tubo 5:
Não houve reação do magnésio anteriormente à temperatura ambiente e nem após
aquecido. O mesmo ocorrido com o tubo 2 se aplica ao tubo 5.
Para o tubo 6:
O mesmo ocorrido ao tubo 3 se aplica ao tubo 6.
Diante de todos os resultados obtidos, é possível dizer que o magnésio reage com a
água muito lentamente (mesmo aquecendo a solução), também que o magnésio reage
fortemente com ácidos, como o ácido clorídrico, nítrico e acético, formando sais e liberando
gás hidrogênio. Porém, o magnésio não reage com bases, devido ao mesmo formá-las
quando reage com água. 4 15
Procedimento D - Combustão do magnésio:
Nesta etapa do procedimento prático, pegou se um pedaço de magnésio metálico,(a
limpeza do mesmo não foi feita pois tratava se de lâminas muito finas e frágeis), e
queimou-se o mesmo na chama do Bico de Bunsen, o que o mesmo apresentou um brilho
branco muito intenso. A equação química que representa essa combustão foi expressa na
Equação 13:
(13)2𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 𝑂
2(𝑔)
 → 2𝑀𝑔𝑂
(𝑠)
Após a combustão, o material que tinha sua coloração prateada tornou-se um pó
esbranquiçado, isso se deve a formação do óxido de magnésio como produto da reação.
Essa reação de combustão é a mesma reação do magnésio com o oxigênio
presente no ar (quando o metal fica exposto ao meio externo), porém a reação é acelerada
pela combustão. Isto se trata de uma reação de síntese e endotérmica, ou seja, necessita
de energia para que ocorra. 4
Onde,
(13)2𝑀𝑔 0
(𝑠)
 + 𝑂
2(𝑔)
 + 𝐶 → 2𝑀𝑔𝑂
(𝑠)
Em que C é igual a calor.
Após a combustão misturou se o óxido de magnésio em água com a presença de
fenolftaleína para que se obtivesse o nível de ph, a reação química que expressa tal reação
é a seguinte:
(20)𝑀𝑔𝑂
(𝑠)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)
2(𝑎𝑞)
O produto formado é o hidróxido de magnésio e na presença da fenolftaleína
tornou-se uma coloração rosada, que indica caráter básico através das alterações de cores
da fenolftaleína.
Assim, é possível dizer que quando um óxido básico reage com água, sempre há a
formação de uma base inorgânica, que contém o cátion formado pelo metal do óxido e o
ânion hidróxido ( ).𝑂𝐻 − 4 16
6.0 CONCLUSÃO:
É conclusivo que os metais alcalinos e alcalinos terrosos são muito reativos devido a
sua instabilidade de liberar seus elétrons da camada de valência, tornando-se elementos
com reações muito violentas em água, tendendo a formar hidróxidos e elevando o meio a
altas temperaturas. Já com ácidos, os metais tendem a formar algum sal com ânion do
ácido, liberando gás hidrogênio e sem tamanha alteração na temperatura. Os metais não
reagem com hidróxidos devido aos mesmos serem derivados dos metais. Qualquer óxido
de algum metal alcalino na presença de água tende a hidratar-se formando hidróxidos
inorgânicos. Para os teste da chama realizados, é visível que cada elemento libera uma
coloração específica, devido ao salto quântico, já que o tamanho e as interações ocorrendo
no átomo influenciam no comprimento de onda emitido pelo elétron quando ele retorna ao
seu nível de energia inicial.
7.0 REFERÊNCIAS:
FONSECA, Martha Reis Marques da. Química / Martha Reis Marques da1
Fonseca. 1. ed. – São Paulo : Ática, 2013. Obra em 3 v.
ARAÚJO, Laysa Bernardes Marques de. "Metais"; Brasil Escola. Disponível em:2
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/metais.htm. Acesso em 16 de julho de 2021.
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Reatividade dos metais com água e bases";3
Brasil Escola. Disponível em:
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm. Acesso
em 16 de julho de 2021.
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa / J. D. Lee. Trad. 5º ed. - Bucher,4
1º jan. 1999.
MARCON, Edson et al. Por que o sódio metálico geralmente é mantido no óleo de5
querosene? In: MARCON, Edson. Por que o sódio metálico geralmente é mantido no óleo
de querosene? [S. l.], 2018. Disponível em:
https://pt.quora.com/Por-que-o-s%C3%B3dio-met%C3%A1lico-geralmente-%C3%A9-manti
do-no-%C3%B3leo-de-querosene. Acesso em: 16 jul. 2021.
O SÓDIO reage com etanol: 2Na + 2C2H5OH → C2H5ONa + H2. Chemiday.com,6
24 maio 2015. Disponível em: https://chemiday.com/en/reaction/3-1-0-6130. Acesso em: 17
jul. 2021.
TESTE de chama. [S. l.], [21-?]. Disponível em:7
https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/teste-chama.htm. Acesso em: 18
jul. 2021.
FLORÊNCIO, Antônio et al. Por que o elétron não se choca com o núcleo?.8
Http://www.ensinandoeaprendendo.com.br/, 24 jun. 2014. Disponível em:
http://www.ensinandoeaprendendo.com.br/quimica-2/por-que-o-eletron-nao-se-choca-com-o
-nucleo/. Acesso em: 18 jul. 2021.
FILOSOQUÍMICA #7 Por que os elétrons não se chocam com os núcleos?.9
Produção: Antônio Florêncio. Www.youtube.com: YouTube, 2016. Disponível em:
https://www.youtube.com/watch?v=8LxxAa_Kbqg&ab_channel=UniversidadedaQu%C3%AD
mica. Acesso em: 18 jul. 2021.
FENOLFTALEÍNA. Www.portalsaofrancisco.com.br, [18=?]. Disponível em:10
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/fenolftaleina. Acesso em: 19 jul. 2021.
EQUAÇÕES químicas online. [S. l.], [21-?]. Disponível em:11
https://chemequations.com/pt/. Acesso em: 19 jul. 2021.
ELEMENTOS, Químicos e Química. [S. l.], [21-?]. Disponível em:12
https://www.chemicalaid.com/. Acesso em: 19 jul. 2021.
LIGAÇÕES químicas. Khan Academy, [21-?]. Disponível em:13
https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/chemical-bonds-and-
reactions/a/chemical-bonds-article. Acesso em: 19 jul. 2021.
DIAS, Diogo Lopes. Reatividade na Tabela Periódica. [S. l.], [21-?]. Disponível14
em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/reatividade-na-tabela-periodica.htm. Acesso
em: 20 jul. 2021.
METAIS alcalino-terrosos. [S. l.], [21-?]. Disponível em:15
https://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/. Acesso em: 20 jul. 2021.
DIAS, Diogo Lopes. Reações com óxidos básicos. Prepara ENEM, [21-?].16
Disponível em: https://www.preparaenem.com/quimica/reacoes-com-oxidos-basicos.htm.
Acesso em: 20 jul. 2021.