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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO _________________________________________ 02
2. OBJETIVO ____________________________________________ 04
3. MATERIAIS E REAGENTES ______________________________ 04
4. PROCEDIMENTOS _____________________________________ 05
5. RESULTADOS E DISCURSÃO ___________________________ 06
6. CONCLUSÃO _________________________________________ 08
REFERÊNCIAS __________________________________________ 08
1. INTRODUÇÃO
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. O bloco s são divididos em dois grupos na tabela periódica, o grupo 1 (1A) chamado de metais alcalinos e o gupo 2 (2A) chamado alcalinos terrosos. Os metais alcalinos são formados pelos seguintes metais: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Têm este nome porque reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos (substâncias básicas ou alcalinas), libertando hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos. São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Altamente eletropositivos e reativos. A eletropositividade e a reatividade destes elementos tende a crescer, no grupo, de cima para baixo se visto do ponto de vista termodinâmico (liberação de energia), pois quanto menor, mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais rápido, se visto do ponto de vista cinético (velocidade da reação) a reatividade tende a crescer de cima para baixo, pois quanto maior os átomos mais fácil de perder o seu elétron de
valência e mais rápido reage. Apresentam um único elétron nos seus níveis de energia mais externos (em subnível s ), tendendo a perdê-lo, transformando-se em íons monopositivos: M+^. O hidrogênio, com um único elétron, está situado normalmente na tabela periódica no mesmo grupo dos metais alcalinos (ainda que as vezes apareca separado destes em outra posição). Porém, a energia necessária para arrancar o elétron do hidrogênio é muito mais elevada do que a qualquer alcalino. Como nos halogênios o hidrogênio necessita receber um único elétron para completar o seu nível mais externo. Na sua forma elementar é encontrado como uma molécula diatômica, H 2. Pode formar sais denominados hidretos (MH) com os
alcalinos, de forma que o metal cede um elétron ao hidrogênio, como se o hidrogênio fosse um halogênio. Devido a peculiaridade do hidrogênio prefere- se não classificar o hidrogênio em nenhuma série química. Já os alcalinos-terrosos são os seguintes: berílio ( Be ), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e radio (Ra). Este último apresenta um tempo de vida média muito curto. O nome alcalino-terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Possuem propriedades básicas (alcalinas). Apresentam eletronegatividade ≤ 1,3 segundo a escala de Pauling. Este valor tende a crescer no grupo de baixo para cima. São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogênios para formar sais iônicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos fortemente básicos. São todos sólidos. Todos apresentam dois elétrons no seu último nível de energia (em subnível s), com tendência a perdê-los transformando-se em íons bipositivos, M 2+. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade cresce
no grupo de cima para baixo, sendo o menos eletropositivo, o berílio. A reatividade dos metais alcalino-terrosos tende a crescer no mesmo sentido.
2. OBJETIVO
4.1.1 Pegou-se com uma pinça um pequeno pedaço de sódio metálico que se encontrou imerso em querosene. Colocou-se sobre uma folha de papel de filtro e fazer um corte com a espátula. Observou-se. 4.1.2 Colocou-se água destilada em um béquer e 2 a 3 gotas de solução de fenolftaleína. foi cortado um pedaço de sódio do tamanho aproximado da cabeça de um palito de fósforo. Colocou-se o pequeno pedaço de sódio no béquer e, imediatamente, cobrir com o vidro de relógio. 4.1.3 Lixou-se um pedaço de fita de magnésio para retirar a camada preta que a protege, Observou-se a aparência. Em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína colocou-se a fita de magnésio lixada. 4.1.4 Colocou-se em um tubo de ensaio, um pouco de solução de ácido clorídrico e adicionou-se um pedaço de fita de magnésio. 4.1.5 Lixou-se um pedaço de fita de magnésio. Segurou com uma pinça e aqueceu á chama de um bico de Bunsen, até que houve transformação. Recolheu-se o produto desta reação em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína.
4.2 Identificação de alguns elementos do bloco s 4.2.1 Utilizou-se um bastão de vidro para aquecer as soluções e um béquer com água destilada para limpa-lo, depois adicionou o HCl concentrado. Mergulhou o foi de platina limpo na solução e em seguida foi aquecido na chama. 4.3 Hidrolise de sais 4.3.1 – Em um tubo de ensaio colocou-se, cristais do sal testado e adicionou água destilada. Testou-se o pH das soluções.
5. RESULTADO E DISCURSÃO
5.1 Propriedades redutoras dos metais alcalino-terrosos
5.1.1 Ao cortar o sódio a parte exposta tem coloração prata metálica que vai perdendo seu brilho ate que crie uma camada sobre a mesma. Isso ocorre devido à alta reatividade do sódio em presença de água. 5.1.2 Ao se jogar um pedaço de sódio na água ele permanece na superfície com uma reação rápida, extremamente exotérmica e a liberação do gás hidrogênio criando o hidróxido de sódio que fica em solução tornando o meio básico. Na + H 2 O F 0E 0 NaOH + H (^2) 5.1.3 Ao se lixar a fita de magnésio removi-se uma fina camada de oxido e lhe da um ganha brilho metálico. Depois de um tempo verificou-se que ouve a criação de uma nova camada de oxido. Quando foi inserido o Mg na solução de água destilada e fenolftaleína observou-se uma pequena liberação de gás hidrogênio e uma pequena coloração rosa na superfície do metal, pela característica básica do produto formado. Mg (s) + 2H 2 O (l) → Mg(OH) 2 (aq) + H 2 (g) 5.1.4 Com a adição de magnésio a solução de acido clorídrico 1,0 mol/ litro. Com a formação do cloreto de magnésio houve uma grande liberação de gás hidrogênio e um pequeno aquecimento. Isso ocorre em geral porque os ácidos reagem facilmente com metais. Mg (s) + 2HCl → MgCl 2 + H (^2) 5.1.5 Ao se aquecer o magnésio ocorre uma forte reação com o oxigênio emitindo uma forte luz branca e formando o óxido magnésio branco. O oxido é formada por uma ligação iônica de um Mg e o átomo de oxigênio. 2Mg (s) + O 2 (g) → 2MgO (s) Depois que se colocou o magnésio oxidado na solução de água destilada com fenolftaleína e foi verificada uma coloração rosa devido seu caráter básico. MgO + H 2 O → Mg(OH) 2
5.2 Identificação de alguns elementos do bloco s 5.2.1 Ao se realizar o experimento foram encontrados os seguintes resultados:
Cloreto de potássio Violeta
reatividade desses metais, como vimos que o sódio é bem mais reativo que o magnésio sendo os metais alcalinos mais reativos em comparação aos alcalinos terrosos. Verificando-se também o poder de oxidação desses metais no ar a reação espontânea, no aquecimento a chama e sua coloração perante as reações, na titulação ou na oxidação, seja na água como no ar.
REFERÊNCIAS
KOTZ J. C;TREICHEL JR. P. M. Química Geral II e Reações Químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson,
LEE, J. D. Química Inorgânica: não tão Concisa (Ed. Edgard Blücher Ltda, 5ª. Ed.),1999.
MUNDO EDUCAÇÃO, 2005-2009, Visitado no dia 08 de outubro de 2009 < http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/reatividade-metais.htm>.
