Metais Alcalinos | Alcalinos Terrosos | Relatório | Química Inorgânica Experimental

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1. Introdução
A prática experimental abordou a família os metais alcalinos e os alcalinos terrosos. Propriedades como hidratação e deliquescência, coloração apresentada no teste de chamas, solubilidade de alguns de seus sais e a combustão do magnésio foram observadas e debatidas afim de se conhecer um pouco mais sobre esses metais.
2. Objetivos
· Analisar a reação do sódio metálico com água e álcool etílico;
· Compreender a hidratação e deliquescência do cloreto de cálcio e do cloreto de sódio;
· Realizar o teste de chamas para diferentes metais;
· Analisar a formação e solubilidade de alguns sais de metais alcalinos e de metais alcalinos terrosos;
· Verificar a reatividade do magnésio metálico;
· Observar a combustão do magnésio metálico.
 3. Referencial teórico
· Metais alcalinos
Os metais alcalinos são os elementos do grupo 1 e ilustram, de modo mais claro que qualquer outro grupo de elementos, o efeito do tamanho dos átomos sobre as propriedades físicas e químicas. Eles formam um grupo bastante homogêneo e, provavelmente, tenham a química mais simples que qualquer outro grupo da Tabela Periódica. As propriedades físicas e químicas desses elementos estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho. Todos esses elementos são metais; são excelentes condutores de eletricidades, moles e altamente reativos. Possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores.
Ocorrência e abundância
Apesar de sua grande semelhança química, os elementos alcalinos não ocorrem juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos de seus íons.
O lítio é o trigésimo quinto elemento mais abundante, em peso, e é obtido principalmente a partir de minerais do grupo dos silicatos.
O potássio ocorre principalmente como depósitos de KCl (silvita), de uma mistura de KCl e NaCl (silvinita), e do sal duplo KCl . MgCl2 . 6H2O.
Não há nenhuma fonte conveniente para obtenção de rubídio e somente uma para césio. Assim, esses elementos são obtidos como subprodutos do processamento do lítio.
Obtenção dos metais
Os metais desse grupo são reativos demais para serem encontrados livres na natureza. Todavia, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor, de modo que sua decomposição térmica é praticamente impossível. Como esses metais se situam no topo da série eletroquímica eles reagem com água. Logo, a obtenção desses metais por deslocamento de um dos elementos por outro situado acima dele na série eletroquímica, seria impraticável em solução aquosa. Os metais alcalinos são os agentes redutores mais fortes conhecidos, razão pela qual não é possível obtê-los por redução de seus óxidos. A eletrólise de soluções aquosas de seus compostos também não seria bem sucedida, exceto se cátodos de mercúrio forem utilizados. Nesse caso, obtêm-se amálgamas e a obtenção dos metais puros a partir das mesmas é difícil.
Os metais alcalinos podem ser obtidos por eletrólise de um sal fundido, geralmente dos haletos fundidos. Geralmente, impurezas são adicionadas para abaixar o ponto de fusão.
Aplicações dos metais do grupo 1 e de seus compostos
O estereato de lítio C17H35COOLi é usado na fabricação de graxas lubrificantes para automóveis. O Li2CO3 é adicionado à bauxita na produção eletrolítica de alumínio, para reduzir o ponto de fusão, e também é utilizado para endurecer o vidro. Também tem usos medicinais, pois afeta o equilíbrio entre Na+ e K+ e entre Mg2+ e Ca2+ no organismo. O metal lítio é usado na fabricação de ligas, por exemplo, com chumbo (“metal branco”) utilizado em mancais de motores e máquinas, com alumínio para a fabricação de peças de aviões leves e resistentes e com magnésio para fabricar chapas para blindagem.
A soda caústica NaOH é o álcali mais importante usado na indústria, sendo empregado para várias finalidades, inclusive a fabricação de muitos compostos inorgânicos e orgânicos, na fabricação de papel, em neutralizações de ácidos, e na obtenção de alumina, sabões e raiom. A soda (Na2CO3) pode ser empregado no lugar de NaOH em vários processos, como na fabricação de papel, sabão e detergentes.
O potássio é um elemento essencial à vida. Cerca de 95% dos compostos de potássio são usados como fertilizantes para plantas – KCl 90%, K2SO4 9% e KNO3 1%. Sais de potássio são sempre mais caros que os sais de sódio, geralmente por um fator de 10 ou mais.
Tamanho dos átomos e íons
Os átomos do grupo 1 são os maiores nos seus respectivos períodos, na tabela periódica. Quando os elétrons externos são removidos para formar os correspondentes íons positivos, o tamanho diminui consideravelmente. Há duas razões para tal: 
1) A camada eletrônica mais externa foi totalmente removida.
2) Com a remoção de um elétron, a carga positiva do núcleo passa a ser maior que a soma da carga dos elétrons remanescentes, de modo que cada um deles é atraído mais fortemente pelo núcleo. Com isso, o tamanho diminui ainda mais.
Energia de ionização
As primeiras energias de ionização dos átomos desse grupo são consideravelmente menores que dos elementos de qualquer outro grupo da Tabela Periódica. Os átomos são muito grandes e os elétrons mais externos são fracamente atraídos pelo núcleo. Consequentemente, as energias necessárias para remover estes elétrons externos dos átomos não são muito grandes. O tamanho dos átomos aumenta na sequência Li, Na, K, Rb e Cs. Assim, os elétrons mais externos são ligados cada vez mais fracamente, fazendo com que as energias de ionização diminuam ao se descer pelo grupo.
· Metais alcalino-terrosos
Os elementos do grupo 2 apresentam as mesmas tendências nas propriedades que foram observadas no grupo 1. Contudo, o berílio é uma exceção, diferindo muito mais em relação aos demais elementos do grupo que o lítio no caso dos elementos do Grupo 1. O principal motivo para isso é o fato do átomo de berílio e o íon Be2+ serem ambos extremamente pequenos, sendo o aumento relativo de tamanho do Be2+ para o Mg2+ quatro vezes maior que do Li+ para o Na+.
Ocorrência e abundância
O berílio não é muito comum, em parte porque ele não é muito abundante e em parte por causa de sua difícil extração. 
O magnésio é o sexto elemento mais abundante da crosta terrestre. Sais de magnésio estão dissolvidos na água do mar, na proporção de até 0,13%.
O cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre, sendo um dos constituintes de diversos minerais bastante comuns, disseminados por todo o planeta.
O estrôncio e o bário são muito menos abundantes, mas bem conhecidos, porque ocorrem na forma de minérios concentrados, que permitem fácil extração.
Obtenção dos metais
Os metais alcalinos terrosos não podem ser obtidos facilmente por redução química, porque eles próprios são fortes agentes redutores, alem de reagirem com carbono formando carbetos. São fortemente eletropositivos e reagem com água. Assim, soluções aquosas não podem ser usadas nos deslocamentos dos mesmos por outro metal, ou na obtenção por via eletrolítica. A eletrólise de soluções aquosas pode ser efetuada usando um cátodo de mercúrio, mas a separação do metal da amalgama é difícil. Todos os metais podem ser obtidos por eletrolise de seus cloretos fundidos, embora o estrôncio e o bário tenham a tendência de formar uma suspensão coloidal.
Tamanho dos átomos e dos íons
Os átomos dos elementos do grupo 2 são grandes, mas menores do que do grupo 1, principalmente porque a retirada de dois elétrons aumenta ainda mais a carga nuclear efetiva, pois a carga adicional do núcleo faz com que esta atraia mais fortemente os elétrons. Logo esses elementos possuem densidades maiores que os metais do grupo um.
Os metais alcalinos terrosos têm a cor branca prateada. Eles possuem dois elétrons de valência que podem participar de ligações metálicas, enquanto que os metais alcalinos possuem apenas um elétron. Em consequência, os metais alcalinos terrosos são mais duros, suas energias de ligação são maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são muito mais elevados que os dos metaisalcalinos (ver tabela 2), mas os metais são relativamente moles. Os pontos de fusão não variam de modo regular, principalmente porque os metais assumem diferentes estruturas cristalinas.
Energia de ionização
A terceira energia de ionização é tão elevada que os íons M3+ nunca são formados. A energia de ionização do Be2+ é alta, sendo seus compostos tipicamente covalentes.
O Mg também forma alguns compostos covalentes contudo, os compostos formados pelo Mg, Ca, Sr e Ba são predominantemente iônicos e os metais se encontram em forma divalentes. Visto que os átomos são menores que o dos correspondentes elementos do grupo 1, os elétrons estão mais fortemente ligados, de modo que a energia necessária para remover o primeiro elétron é maior que dos elementos dos metais alcalinos.
Depois de removido um elétron, a relação entre cargas do núcleo e dos elétrons circundantes aumenta de modo que os elétrons remanescentes estão ainda mais firmemente ligados. Assim, a energia necessária para remover o segundo elétron é quase o dobro daquela necessária para remover o primeiro. A energia total requerida para obter os íons divalentes gasosos dos elementos dos metais alcalinos terrosos (primeira energia de ionização + segunda energia de ionização) é mais de quatro vezes maior que a energia necessária para formar um íon M+ a partir dos correspondentes elementos metais alcalinos. O fato de se formarem compostos iônicos, sugere que a energia liberada quando se forma o retículo cristalino mais que compensa a energia necessária para produzir os íons.
 4. Materiais e reagentes
· Papel de filtro;
· Espátula;
· Vidro de relógio;
· Palito de fósforo;
· Tubo de ensaio;
· Bécker;
· Sódio metálico;
· Álcool etílico 95%;
· Cloretos de cálcio, magnésio, sódio, lítio, potássio, estrôncio e bário.
· Álcool em gel;
· Fenolftaleína;
· Carbonato, fluoreto, sulfato e oxalato de amônio.
 5. Procedimento Experimental
 5.1. Teste com o sódio metálico
Retirou-se uma pequena quantidade de sódio metálico que estava imerso em querosene e colocou-se sobre um papel de filtro, fracionou-se o mesmo com uma espátula a fim de retirar uma pequena quantidade para a realização do experimento.
Adicionou-se a pequena quantidade de sódio metálico em água e foi observada a reação, posteriormente adicionou-se a mesma quantia de sódio metálico em álcool etílico 95% e após a reação foi adicionado gotas de fenolftaleína e anotou-se a mudança que ocorreu com a solução.
 5.2. Hidratação e Deliquescência
Foram colocadas pequenas porções de cloreto de cálcio e cloreto de sódio sobre um papel comum e notou-se a diferença de absorção de água pelo papel ao fim da aula experimental.
Notou-se que o papel que possuía cloreto de sódio ao final da prática encontrava-se seco. Já o papel que continha cloreto cálcio ao final da aula encontrava-se com uma grande umidade local.
 5.3. Teste de chama
Para a realização do teste de chamas colocou-se em um vidro de relógio, álcool em gel e em seguida foi ateado fogo, com o auxílio de uma espátula foi adicionado um pouco de diversos cloretos dentre eles cloreto de sódio, potássio, magnésio, cobre. E foi observada a cor, e como algumas propriedades dentre elas raio atômico e força eletrostática interferem na solubilidade e na coloração da chama.
 5.4. Formação e solubilidade de alguns sais de metais alcalinos
 5.4.1. Reação com carbonato de amônio
Separaram-se as soluções dos cloretos de lítio, sódio e potássio em três tubos de ensaio e após isso se adicionou carbonato de amônio e nenhuma alteração pôde ser observada.
 5.4.2. Reação com fluoreto de amônio
Separaram-se as soluções dos cloretos de lítio, sódio e potássio em três tubos de ensaio e após isso foi adicionado fluoreto de amônio e notou-se que nenhuma alteração ocorreu.
 5.5. Formação e solubilidade de alguns sais de metais alcalino-terrosos
 5.5.1. Reação com carbonato de amônio
Colocou-se 0,5 mL das soluções diluídas dos cloretos de magnésio, cálcio e estrôncio em três tubos de ensaios distintos. Após isto adicionou-se 0,5 mL da solução de carbonato de amônio.
No tubo de ensaio ao qual foi adicionado cloreto de magnésio nenhuma reação ocorreu, no outro tubo ao qual foi adicionado cloreto de cálcio ocorreu à formação de um precipitado leitoso, que fica em mistura na solução. E por fim no tubo de ensaio que foi adicionado cloreto de estrôncio houve a formação de precipitado, porém este se deposita no fundo.
 5.5.2. Reação com sulfato de amônio
Repetiu-se o procedimento 5.5.1 substituindo o carbonato de amônio por sulfato de amônio.
No tubo onde foi adicionado cloreto de magnésio nenhuma reação ocorreu, no tubo de ensaio com cloreto de cálcio também não ocorre nenhuma reação. Já no tubo de ensaio com cloreto de estrôncio forma-se um precipitado branco/pastoso que encontra-se em mistura com a solução.
 5.5.3. Reação com oxalato de amônio
Repetiu-se o procedimento 5.5.1 substituindo o carbonato de amônio por oxalato de amônio.
No tubo ao qual foi adicionado cloreto de magnésio não ocorre nenhuma reação, já nos tubos com cloreto de cálcio e cloreto de estrôncio forma-se uma solução leitosa.
 5.5.4. Reação com hidróxido de sódio
Repetiu-se o procedimento 5.5.1 substituindo o carbonato de amônio por hidróxido de sódio.
No tubo onde foi adicionado cloreto de magnésio houve a formação de uma pequena quantidade precipitado turvo, no tubo de ensaio com cloreto de cálcio formou-se uma solução leitosa com uma coloração mais escura. Já no tubo de ensaio com cloreto de estrôncio houve também a formação de uma solução leitosa, porém mais clara.
 5.6. Reatividade do magnésio metálico
Adicionou-se uma pequena quantidade de magnésio metálico a diferentes soluções:
a) Com ácido clorídrico houve o desprendimento de bolhas quando o magnésio entra em contato com o mesmo.
b) Com água não houve reação instantânea, porém 10 minutos após houve a formação de poucas bolhas.
c) Com o hidróxido de amônio também não houve reação instantânea, porém após alguns minutos ocorre a formação de algumas bolhas.
 5.7. Combustão do magnésio metálico
Pegou-se uma fita de magnésio e com o auxílio de uma pinça metálica levou-a a chama de uma lamparina, observou-se a queima da fita de magnésio com a reação semelhante a de uma vela de aniversário. Posteriormente adicionou-se o magnésio queimado em um bécker e foi acrescido gotas de fenolftaleína e pode-se compreender o caráter da solução.
 6. Resultados e discussão
 6.1. Teste com sódio metálico
Após a adição de sódio metálico em água nota-se que há uma reação imediata e extremamente violenta, e ocorre a decomposição de todo sódio. Obtendo-se a seguinte reação:
2Na + 2H2O NaOH + H2
Já ao adicionar sódio metálico em álcool etílico 95%, nota-se que a reação ocorre mais lentamente do que em água. Obtendo a reação:
2C2H6O + 2Na 2C2H5ONa + H2
 6.2. Hidratação e Deliquescência
Notou-se ao término da prática que o papel no qual possuía cloreto de sódio sobre ele, estava seco. Já o papel que continha cloreto de cálcio encontrava-se bem mais úmido.
Isto acontece, pois a energia de hidratação dos elementos do grupo 2 (no caso o cálcio), são de quatro a cinco vezes maiores que as dos correspondentes íons do grupo 1 (no caso o sódio). Isso se deve principalmente devido ao seu menor tamanho e maior carga, de modo que os valores da entalpia de hidratação decrescem de cima para baixo dentro do grupo, à medida que o tamanho dos íons aumenta. E também, pois o NaCl é anidro, já o CaCl2 . 6 H2O possuem água de cristalização. Reações do sais:
NaCl Na+ + Cl-
CaCl2 Ca2+ + Cl-
 6.3. Teste de chamas
Ao adicionarmos álcool em gel em um vidro de relógio, atear fogo e colocar uma ponta de espátula com cada dos metais, notou-se que os mesmos possuíam colorações diferentes. A mudança de coloração ocorre, pois o elétron externo é excitado pelo calor da chama. Quando esse elétron retorna ao nível energético inicial, ele libera a energia absorvida que é emitida na forma de luz visível, provocando o aparecimento de cores característicasna chama.
E a cor é decorrente das transições eletrônicas em espécies de vida curta que se formam momentaneamente na chama que é rica em elétrons.
Tabela 1: Cores da chama
	Cloreto de
	Cor da chama
	Lítio
	Vermelha
	Sódio
	Amarelo intenso
	Potássio
	Amarelo fogo
	Magnésio
	Amarelo intenso
	Estrôncio
	Vermelho
	Bário
	Amarelo fogo
	Cobre
	Verde
Obtendo-se a coloração, pela redução temporária dos átomos dos íons:
Li+ + e Li
Na+ + e Na
K+ + e K
Mg2+ + 2e Mg
Sr2+ + 2e Sr
Ba2+ + 2e Ba
Cu2+ + 2e Cu
 6.4. Formação e solubilidade de alguns sais de metais alcalinos
 6.4.1. Reação com carbonato de amônio
Na realização do experimento não foi notado nenhuma reação do carbonato de amônio com as soluções dos cloretos de lítio, sódio e potássio, pois os carbonatos por serem extremamente estáveis fundem-se antes de se decompor. 
Na reação de carbonato de amônio com a solução de cloreto de lítio obteve-se a seguinte reação:
2 LiCl + (NH4)2CO3 Li2CO3 + 2 NH4Cl
Na reação com a solução de cloreto de sódio:
2 NaCl + (NH4)2CO3 Na2CO3 + 2 NH4Cl
Reação com a solução de cloreto de potássio:
2 KCl + (NH4)2CO3 K2CO3 + 2 NH4Cl
 6.4.2. Reação com fluoreto de amônio 
Ao adicionar fluoreto de amônio as soluções dos carbonatos de lítio, sódio e potássio, notou-se que a reação ocorre bem instantaneamente, que é praticamente inviável a observação.
 Na reação da solução de cloreto de lítio com fluoreto de amônio obteve-se a seguinte reação:
LiCl + NH4F LiF + NH4Cl
Com a solução de cloreto de sódio:
NaCl + NH4F NaF + NH4Cl
Com a solução de cloreto de potássio:
KCl + NH4F KF + NH4Cl
 6.5. Formação e solubilidade de alguns sais de metais alcalino-terrosos
Algumas reações ocorreram à formação de precipitado. Isto se deve à alguns fatores:
- A força da interação entre as partículas próximas do soluto;
- A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto antes da dissolução;
- A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto depois da dissolução.
 6.5.1. Reação com carbonato de amônio
Ao adicionar carbonato de amônio a solução de cloreto de magnésio, pôde-se notar através de contato visual que não houve reação aparente. Obtendo-se a seguinte equação:
MgCl2 + (NH4)2CO3 MgCO3 + 2NH4Cl
Ao adicionar o carbonato de amônio a solução de cloreto de cálcio, notou-se a formação de um precipitado leitoso que fica em mistura com a solução. Obtendo-se a equação:
CaCl2 + (NH4)2CO3 CaCO3 + 2NH4Cl
E por fim, ao adicionar o carbonato de amônio a solução de cloreto de estrôncio, notou-se a formação de precipitado que se deposita no fundo do tubo de ensaio. Com a obtenção da equação:
SrCl2 + (NH4)2CO3 SrCO3 + 2NH4Cl
 6.5.2. Reação com sulfato de amônio
A solubilidade dos sulfatos em água diminui ao se descer pelo grupo: Be > Mg >> Ca > Sr > Ba. Assim, BeSO4 e MgSO4 são solúveis, mas CaSO4 é pouco solúvel, enquanto que os sulfatos de Sr, Ba e Ra são praticamente insolúveis. 
Logo, sendo mais solúveis tendem a não formação de precipitado.
Ao adicionar sulfato de amônio as soluções de cloretos de magnésio e cálcio, pôde-se notar que não houve reação aparente. Obtendo-se a equação:
MgCl2 + (NH4)2SO4 MgSO4 + 2NH4Cl
CaCl2 + (NH4)2SO4 CaSO4 + 2NH4Cl
Já ao adicionar o sulfato de amônio a solução de cloreto de estrôncio, há a formação de um precipitado branco e pastoso que fica em mistura com a solução. Obtendo-se a equação:
SrCl2 + (NH4)2SO4 SrSO4 + 2NH4Cl
 6.5.3. Reação com oxalato de amônio
Ao adicionar oxalato de amônio a solução de cloreto de magnésio, notou-se através do contato visual que não houve reação aparente. Obtendo-se a equação:
(NH4)2C2O4 + MgCl2 MgC2O4 + 2NH4Cl
Já ao adicionar oxalato de amônio a solução dos cloretos de cálcio e estrôncio, notou-se a formação de um precipitado leitoso que se encontrava em mistura com a solução. Obtendo-se as equações:
(NH4)2C2O4 + CaCl2 CaC2O4 + 2NH4Cl
(NH4)2C2O4 + SrCl2 SrC2O4 + 2NH4Cl
 6.5.4. Reação com hidróxido de sódio
A força da base aumenta do Mg ao Ba, de modo que os elementos do Grupo 2 apresentam a tendência normal de aumento de suas propriedades básicas, de cima para baixo dentro do grupo.
As soluções aquosas de Ca(OH)2 e Ba(OH)2 são denominadas água de cal e água de barita, respectivamente, e são utilizados para detectar a presença de dióxido de carbono.
Ao adicionar hidróxido de sódio a solução de cloreto de magnésio, houve a formação de precipitado turvo. Obteve-se a equação:
MgCl2 + 2NaOH Mg(OH)2 + 2 NaCl
Ao acrescentar hidróxido de sódio a solução de cloreto de cálcio, formou-se uma solução leitosa com um tom escuro. Obtendo-se a equação:
CaCl2 + 2NaOH Ca(OH)2 + 2 NaCl
Já ao adicionar o hidróxido de sódio a solução de cloreto de estrôncio, formou-se uma solução leitosa, porém com um tom mais claro. Obteve-se, portanto, a equação:
SrCl2 + 2NaOH Sr(OH)2 + 2 NaCl
 6.6. Reatividade do magnésio metálico
a) Com ácido clorídrico
A reação com o ácido ocorre liberação de H2, notado pelo desprendimento de bolhas imediatas. Obteve-se a reação:
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
b) Com água
O magnésio apresenta um valor de energia de ativação intermediário e não reage com água fria, mas é capaz de decompor em água quente.
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2
c) Com hidróxido de amônio
A reação ocorre bem lentamente com o desprendimento de poucas bolhas.
Mg + 2 NH4OH Mg(OH)2 + 2 NH4
 6.7. Combustão do magnésio metálico
Ao entrar em contato com a chama a fita de magnésio metálico resplandece como uma vela de aniversário, devido a decomposição do magnésio. Representada pela equação:
Mg2+ + 2e Mg
E, posteriormente, ao adicionar gotas de fenolftaleína ao produto da reação que estava com água, a solução ficou rósea, representando assim uma base.
 7. Conclusão
A partir do experimento realizado na aula experimental, pode-se dizer que os objetivos em geral foram alcançados, pois pode-se observar as propriedades dos metais alcalinos e alcalinos terrosos e fazer a comparação das diferenças nas propriedades dos mesmos.
 8. Referências Bibliográficas
· Lee, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª ed., Ed. Blucher, São Paulo - SP, 1999.
· Kotz, J. C. [et al.]; Química geral e reações química, volume 2. 9ª ed., Cengage Learning, São Paulo – SP, 2015.