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O objetivo deste relatório é observar a reatividade do elemento sódio (Na) em presença de H2O e O2. A partir das reações realizadas, a análise do produto formado e a forma como tal elemento reagiu, podemos concluir algumas de suas propriedades características e a reatividade do mesmo.
Tipologia: Exercícios
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Relatório de aula prática apresentado ao Prof. Dr.: Jaime de Souza Júnior como avaliação parcial da disciplina de Química Inorgânica.
2.5 1ª Reação .................................................................................................................... 11 2.6 2ª Reação .................................................................................................................... 11 3 RESULTADOS .................................................................................................................... 13 3.1 1ª Reação .................................................................................................................... 13 3.2 2ª Reação .................................................................................................................... 13 4 DISCUSSÃO .................................................................................................................... 14 4.1 1ª Reação .................................................................................................................... 14 4.2 2ª Reação .................................................................................................................... 14 5 QUESTIONÁRIO .................................................................................................................... 16 6 CONCLUSÃO .................................................................................................................... 19 7 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................................................................................... 20
O objetivo deste relatório é observar a reatividade do elemento sódio (Na) em presença de H 2 O e O 2.
A partir das reações realizadas, a análise do produto formado e a forma como tal elemento reagiu, podemos concluir algumas de suas propriedades características e a reatividade do mesmo.
Cési o (Cs)
1s^2 2s 2 2p 6 3s 2 3p^6 3d 10 4s 2 4p^6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 1
ou [Xe] 6s 1
Frân cio (Fr)
[Rn] 7s 1
Tabela - Configuração Eletrônica dos Metais Alcalinos
À temperatura ambiente, todos os metais do Grupo 1 adotam a estrutura cúbica de corpo centrado, com número de coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma uma estrutura hexagonal de empacotamento compacto com número de coordenação 12. Os metais são muito moles e podem ser cortados facilmente com uma faca. O lítio é o mais duro de todos, mas é mais mole que o chumbo. A energia de coesão é a força que mantém unidos os átomos ou íons no sólido (é igual em magnitude, mas de sinal oposto à entalpia de atomização, ou seja, a energia necessária para gerar átomos gasosos a partir do sólido). As energias de coesão dos metais do Grupo 1 são iguais à cerca da metade daquelas dos elementos do Grupo 2, e um terço das energias de coesão dos elementos do Grupo 13. A magnitude das energias de coesão determina a dureza.
Reação com água Todos os metais do grupo 1 reagem com água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim, o lítio reage a uma velocidade moderada; o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se; e o potássio funde e sempre se inflama. 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 2K + 2H 2 O → 2KOH + H (^2)
Reação com o Oxigênio Todos os Elementos do Grupo 1 reagem vigorosamente com oxigênio. Somente o Lítio reage com o oxigênio para formar o óxido, Li 2 O. 4 LI (^) (s) + O (^) 2 (g) → 2Li 2 O (^) (s) O sódio reage com o oxigênio par formar o peróxido, Na 2 O 2 , o qual contém o íon peróxido, O 2 2-: 4 Na (^) (s) + O (^) 2 (g) → 2Na 2 O (^) (s) Os outros elementos do Grupo 1 formam superóxidos, que contêm o íon paramagnético superóxido, O^ 0 0 1 E 2 -^ :
K (^) (s) + O (^) 2 (g) → KO (^) 2 (s)
O sódio é um elemento químico de símbolo Na ( Natrium em latim), de número atômico 11 ( 11 prótons e 11 elétrons ) e massa atômica 23 u. É um metal alcalino, sólido na temperatura ambiente, macio, untuoso, de coloração branca, ligeiramente prateada. Foi isolado em 1807 por Sir Humphry Davy por meio da eletrólise da soda cáustica fundida (se a eletrólise for feita com solução de soda cáustica, irá se obter hidrogênio e oxigênio apenas). O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio (NaCl) necessário para a vida. É um elemento químico essencial.
Características principais Semelhante aos outros metais alcalinos é um metal macio, leve e de coloração prateada. É muito abundante na natureza, encontrado no sal marinho e no mineral halita. É muito reativo, no teste de chama arde na cor amarela, se oxida com o ar, reage violentamente com a água e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele. Não é encontrado livre na natureza. Decompõe a água produzindo um hidróxido com desprendimento de hidrogênio. Normalmente não arde em contato com o ar abaixo de 388 K (115 °C).
Aplicações
Retirar com uma pinça um pedaço de Sódio metálico do recipiente onde é conservado no querosene.
O Sódio foi colocado sobre a placa de Petri e cortados, com a espátula, em pequenos pedaços, deixando-os por alguns minutos expostos ao ar.
Figura 2 - Corte do Sódio Metálico com espátula Observar o que ocorre.
Acrescentar a Água Destilada no Béquer.
Acrescentar, com a espátula o Sódio metálico à água destilada.
Observar o que acontece.
Ao cortar o Sódio Metálico com a Espátula, observamos de forma fácil a maleabilidade de um metal do Grupo 1, sem que houvesse a necessidade de se aplicar grande força para efetuar o corte do Metal. Verificou-se que a superfície do metal após o corte apresenta uma tonalidade brilhante, que rapidamente torna-se, esbranquiçada e opaca.
Em contato com a Água destilada, houve uma efervescência com posterior desaparecimento do fragmento de sódio. Ao acrescentar a fenolfitaleína a coloração da solução presente no béquer passa de um líquido incolor para uma coloração rósea.
Foi observada a oxidação espontânea dos metais alcalinos, evidenciada na prática pela observação da reação do Sódio metálico com o oxigênio contido no ar. O sódio metálico ao entrar em contato com ar reage formando uma coloração esbranquiçada devido à rápida formação de uma camada de óxido em suas superfícies. A superfície brilhante exposta do sódio rapidamente torna-se opaca quando este começa a reagir com o oxigênio do ar. Por este motivo, o sódio metálico é guardado sempre acondicionado em um solvente orgânico. Quando se coloca o sódio em água o que ocorre é este sólido primeiramente reage com o vapor de água para formar o hidróxido de sódio, que é deliqüescente; depois absorve água para formar uma solução. A equação para a reação é a seguinte: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 A solução de hidróxido de sódio absorve dióxido de carbono do ar para formar a solução de carbonato de sódio, que cristaliza como cristais de carbonato de sódio decahidratado: 2NaOH + CO 2 → Na0 0 1 F 2 CO 3 + H 2 O
Na 2 CO 3 + 10H 2 O → Na 2 CO 3 .10H 2 O Com o tempo, estes cristais eflorescem; quer dizer, perdem água para formar o pó branco de carbonato de sódio: Na 2 CO 3 .10H 2 O → Na 2 CO 3 .H 2 O + 9H 2 O
Ao se acrescentar o Sódio à água destilada os produtos dessa reação são gás hidrogênio e hidróxido de sódio. Na verdade, o sódio metálico não entra em sublimação, igual o Iodo, por exemplo. Ele reage com a água para formar outros compostos. Com a constatação da efervescência, comprova-se a liberação de H 2.
Porque os elementos do Grupo I são: a. Monovalentes: Por que só tem um elétron na camada de valência. Todos os elementos do Grupo I possuem um elétron de valência na camada externa e, exceto o lítio, oito elétrons na segunda camada. O lítio apresenta na segunda camada apenas dois elétrons, mas isto corresponde igualmente a uma configuração de gás nobre, visto tratar-se da primeira camada interna completa. Estas configurações eletrônicas são a causa da reatividade dos metais alcalinos. Também explicam porque todos eles formam íons monovalentes.
Essencialmente iônicos: Uma vez que as suas primeiras energias de ionização são baixas, os metais são reativos, formando facilmente íons M+^ e com facilidade cada vez
maior à medida que descemos no grupo. Essa tendência para formar M +^ em meio aquoso é confirmada pelos potenciais padrão dos pares M +/M, os quais são todos grandes e negativos,
indicando que os metais se oxidam facilmente.
O lítio é o menor íon do Grupo I. Seria de esperar que ele estivesse a maior mobilidade iônica e portanto, as soluções de seus sais deveriam ter uma maior condutividade que soluções de sais de Césio. Explique porque isso não ocorre. Como os íons Li+ são muito pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de condutividade em soluções aquosas mostram uma seqüência oposta: Cs+ > Rb+ > K+ > Na+ > Li+. A causa dessa aparente anomalia um campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água. O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar. Já o Cs hidratado, e o raio do césio
hidratado é menor do que o do lítio hidratado. Logo, o Cs+ hidratado move-se mais rapidamente e conduz melhor a eletricidade. O tamanho dos íons hidratados é importante fator que afeta a passagem desses íons através das membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses íons em colunas de troca iônica, em que o Li+ se liga menos fortemente, sendo diluído primeiro. O decréscimo da hidratação do Li+ ao Cs+ também se verifica nos sais cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados, geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não formam sais hidratados.
Porque e de que maneira o lítio se assemelha ao magnésio? A maioria das tendências nas propriedades química dos elementos na tabela periódica são mais bem discutidas em termos das tendências verticais, dentro dos grupos, ou horizontais, ao longo dos períodos. Entretanto, o primeiro elemento de cada grupo também apresenta uma relação diagonal com o elemento abaixo à direita na tabela periódica. As relações diagonais se originam porque os raios atômicos e, portanto, muitas propriedades químicas dos dois elementos, são similares. Alguns exemplos das semelhanças entre lítio e magnésio são:
A partir destes experimentos, pode-se concluir que os metais alcalinos, em especial o Sódio, são bastante reativos, reagindo espontaneamente com o Oxigênio e reagindo com a água para formar Hidróxido de Sódio e liberando Hidrogênio. Constatou-se a maleabilidade dos metais alcalinos e também a formação de uma substância base ao se misturar com a água, constatada através da cor rosa adquirida pela solução ao acrescentar a fenolfitaleína.
LEE, J. D., Química Inorgânica não tão Concisa. São Paulo, Editora Edgard Blücher Ltda, 1999;
ATKINS P, Jones L. Princípios de Química - Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Ed. Bookman.Porto Alegre 2002; SHRIVER, Durward. ATKINS, Peter. Química Inorgânica. Ed Bookman. Porto Alegre. 2008; BROWN, T. L. Química: A ciência central. 2 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005; Metais Alcalinos. Disponível em : HTTP://pt.wikipedia.org/wik/metal_alcalino Acesso em 20/09/2010; CD do programa Série Ciências, Elementos Químicos. Positivo Informática; Tabela de Química Orgânica. Anglo Vestibulares.
