Reações dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO
	DISCIPLINA: QUÍMICA INORGANICA I
DOCENTE: PROF ° DR. MARCOS ALBERTO DE CARVALHO
REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS
DISCENTES
 GABRIELE NERI LUNA LIMA- 201811308009
LUCAS FÉLIX DE SOUZA- 201821309011 
LUCAS VINICIUS MOREIRA GUERRA-201821309012
WALLISON DUTRA OLIVEIRA– 201811308020
 
,
CUIABÁ-MT
OUTUBRO DE 2019
INTRODUÇÃO
Os metais alcalinos compreendem os elementos do grupo IA da tabela periódica. Os metais deste grupo (IA) são mais voláteis de que os metais alcalinos terrosos. Tais metais recebem esse nome devido a palavra álcali ser derivada de um antigo termo arábico que significa “cinzas”. Possui em sua camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores.
São metais maleáveis e leves, que tem um ponto de fusão baixo como consequência de suas ligações serem puramente metálicas. São altamente eletropositivos e reativos. Todos têm propriedades metálicas características, como brilho metálico prateado e alta condutividades térmica. Estes metais também têm como características seus altos raios atômicos, esse fato acarretando a explicação de suas densidades serem tão baixas. Mas, em contrapartida, em sua condutividade elétrica é extremamente alta, mas ainda assim não são tão altas quanto a da prata (Ag).
Metais alcalinos quando postos em reação com água, formam hidróxidos (substâncias básicas). Conforme a equação a seguir:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
Agora os metais alcalinos terrosos, são prateados e de massa específica razoavelmente baixa. São os elementos químicos do grupo IIA da tabela periódica. São mais duros e mais densos que os metais alcalinos, fundindo-se as temperaturas mais altas. Esse grupo, assim como os alcalinos, também tem em seu nome um significado, no qual, terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Todos apresentam dois elétrons no seu último nível de energia, com tendência a perdê-los transformando-se em íons bipositivos (2+).
Embora haja uma exceção que é o berílio (Be), todos os elementos desta família são metais típicos, bons condutores de calor e de eletricidade. Os metais alcalinos terrosos têm ligação metálica mais forte que os metais alcalinos, uma característica que fica evidente a partir das entalpias de atomização significativamente maiores. São menos reativos que os metais alcalinos, mas ainda são mais reativos que a maioria dos outros elementos metálicos. Quando em contato com a água, os metais tendem a formar hidróxidos com consequente liberação de hidrogênio gasoso.
OBJETIVOS
Observar a reação de formação do hidróxido de sódio a partir do sódio metálico;
Observar a formação de hidróxidos metálicos a partir do NaOH;
Observar a solubilidade dos metais alcalinos, e alcalinos terrosos, em determinadas soluções.
MATERIAS E MÉTODOS
MATERIAIS
1 Béquer de 250 ml;
2 Béqueres de 50 ml;
8 Pipetas de 1 ml;
7 Tubos de Ensaio.
 REAGENTES
Sódio Metálico;
Álcool Etílico;
Fenolftaleína;
Hidróxido de Sódio de 2M (NaOH);
Cloreto de Magnésio (MgCl2);
Cloreto de Cálcio (CaCl2);
Cloreto de Ferro (III) (FeCl3);
Cloreto de Cobalto (II) (CoCl2);
Cloreto de Níquel II (NiCl2)
Cloreto de Cobre (II) (CuCl2).
 PROCEDIMENTO
Parte I
Separou-se um pequeno pedaço de sódio e o fragmentou. Adicionou-se água destilada a um béquer de 50 ml e acrescentaram-se três gotas de fenolftaleína. Posteriormente adicionou-se o fragmento de sódio. 
Seguidamente, em um béquer de 250 ml, colocou-se água destilada até a metade de sua capacidade, ou seja, colocou-se 125 ml de água destilada. Sem demora, encheu-se um tubo de ensaio com um pouco de água destilada e adicionou-se um fragmento de sódio e, imediatamente virou-se o tubo de ensaio com o sódio no béquer de 250 ml.
Em ato contínuo, em outro béquer de 50 ml adicionaram-se 10 ml de álcool etílico e em seguida adicionou-se um fragmento de sódio. 
Parte II
 Transferiu-se 5 ml de cada uma das soluções de MgCl2, CaCl2, FeCl3, CoCl2, NiCl2, CuCl2, para seis tubos de ensaio enumerado respectivamente. Em seguida adicionou-se 2 ml de solução de NaOH 2M em cada tubo de ensaio.
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Parte I
 Ao adicionar um fragmento de sódio em um béquer com 50 ml de água destilada e três gotas de indicador, fenolftaleína. Observamos que ao decorrer da reação há a formação de hidróxido de sódio alcalinizado no meio no qual a reação ocorre. Identificado na coloração rosada pelo indicador adicionado, além disso, ocorre a formação constante de gás hidrogênio que justifica a movimentação do sódio metálico na água. 
Reação ocorrente: 
2 Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
É importante ressaltar que, à medida que, adiciona-se sódio metálico maior será a reação visualizada, pois o hidrogênio liberado entra em combustão ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar.
 Em outro béquer de 250 ml foi adicionado água até que chegasse a metade de sua capacidade e um pedaço de sódio metálico previamente cortado foi adicionado ao tubo de ensaio que de imediato foi invertido com agilidade ao béquer com água, possibilitando a constatação da formação do gás hidrogênio, no qual, aumentou a pressão sobre a superfície da água, fazendo com que a coluna liquida do tubo baixasse de nível.
 Foi adicionado a um béquer de capacidade de 50 ml, 10 ml de álcool etílico e ao álcool adicionado um pequeno pedaço de sódio metálico. A reação que ocorre no béquer é semelhante com o que acontece com a água, entretanto é mais suave, pois a água reage violentamente com o Na, enquanto que com o álcool a reação acontecesse com mais suavidade, a reação ocorre devido o álcool dispor de um átomo de hidrogênio relativamente ácido em sua hidroxila, que reage com o sódio formando um alcóxido (base conjugada de um álcool).
 Observa-se na reação abaixo a formação de entóxido de sódio e a liberação de hidrogênio gasoso: 
2 Na(s) + 2 C2H5OH (aq) → 2 C2H5ONa(aq) + H2(g)
Parte II 
Em seis tubos de ensaio diferentes foram adicionados respectivamente, 5 ml de solução de MgCl2, CaCl2, FeCl3, CoCl2, Ni(NO3)2, CuCl2. Em seguida, a cada tudo foram adicionadas 2 ml de solução de NaOH 1M. 
Abaixo todas as reações ocorrentes:
 Tubo 1 – Formação de precipitado esbranquiçado e denso da base pouco solúvel de hidróxido de magnésio: 
MgCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → 2 NaCl(aq) + Mg(OH)2(s) 
Tubo 2 – Formação de precipitado branco intenso da base pouco solúvel de hidróxido de cálcio:
 CaCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → 2 NaCl(aq) + Ca(OH)2(s)
 Tubo 3 – Mudança de coloração para marrom avermelhado devido a presença de íons de ferro e precipitação da base praticamente insolúvel de hidróxido de ferro III: 
FeCl3(aq) + 3NaOH(aq) → 3NaCl(aq) + Fe(OH)3(s) 
Tubo 4 – Mudança de coloração para azul escuro devido a presença do íon de cobalto e precipitação da base insolúvel de hidróxido de cobalto: 
CoCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → 2NaCl(aq) + Co(OH)2(s) 
Tubo 5 – Mudança de coloração para esverdeado devido a presença do íon de níquel e precipitação da base insolúvel de hidróxido de níquel:
 NiCl2 (aq) + 2 NaOH(aq) → 2 NaCl (aq) + Ni(OH)2 (S)
Tubo 6 – Formação de precipitado da base praticamente insolúvel de hidróxido de cobre:
 CuCl2 (aq ) + 2 NaOH(aq) → 2NaCl(aq) + Cu(OH)2(s)
CONCLUSÃO 
	De acordo com os resultados foi concluído que houve a formação de hidróxido de sódio (NaOH) a partir do sódio metálico adicionado na água, também a formação do gás hidrogênio ao colocar o tubo de ensaio invertido dentro do béquer. Os metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água de uma forma violenta pois o hidrogênio é liberado e entra em combustão ao ter contato com o gás oxigênio presente no ar. Já com o álcool a reação é mais suave, pois ele dispõe de um átomo relativamente ácido em comparação com a água e ambos formando hidróxido de sódio.A formação de hidróxidos metálicos a partir da reação com hidróxido de sódio, em todos os seis tubos de ensaios concluiu-se que houveram precipitações por formarem hidróxido de metálico insolúvel ou pouco solúvel, como hidróxido de magnésio e hidróxido de cálcio. Em apenas três tubos foram observadas as mudanças de coloração. Portanto ao longo desses experimentos obtivemos êxito em alcançar os objetivos propostos.
7. QUESTIONÁRIO
 7.1. Por que não devemos tocar o sódio com as mãos?
 R: O sódio metálico reage com a água, e como o corpo humano é formado por 70% de água não se deve tocá-lo com as mãos, uma vez que o reagente pode reagir com a água do corpo e provocar uma queimadura. 
7.2. Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína? 
R: Após a reação o pH da solução aquosa, antes neutra, ficará básica devido a formação do hidróxido de sódio. A função da fenolftaleína é indicar justamente essa mudança de pH, ao ficar rosa indica o aumento no pH da solução aquosa.
 7.3. Qual a reação entre o sódio e o álcool etílico? 
R: EtOH + Na → NaOEt + ½ H2
 7.4. Por que não devemos usar pedaços grandes de sódio?
 R: Como já dito anteriormente a reação do sódio metálico com a água é extremamente exotérmica, ou seja, libera muito calor, quando se joga um pedaço grande de sódio metálico na água pode ocorrer uma explosão. 
7.5. Como podemos obter NaOH em laboratório? 
R: O hidróxido (NaOH) pode ser preparado em laboratório pela adição de pedaços muitos pequenos de sódio metálico em água, como também pela reação do carbonato de sódio (Na2CO3) com o hidróxido de cálcio. 
2Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH(aq) + H2(g) 
 Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2NaOH.
 Quando se adiciona água de cal a uma solução quente de carbonato de sódio, o carbonato de cálcio precipita e o hidróxido de sódio permanece em solução, este processo é conhecido como caustificação. 
7.6. Escreva as reações químicas entre NaOH e os diversos sais utilizados. 
MgCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Mg(OH)2 (s)
 CaCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Ca(OH)2 (s)
 CuCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Cu(OH)2 (s)
 CoCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Co(OH)2 (s)
FeCl3 (aq) + 3NaOH (aq) → 3NaCl (aq) + Fe(OH)3 (s) 
NiCl2 (aq) + 2NaOH (aq) → 2NaCl (aq) + Ni(OH)2 (s)
7.7. Quais íons apresentam seus hidróxidos coloridos? 
R: Os compostos iônicos de Cu(OH)2, Co(OH)2, Fe(OH)3 e Ni(OH)2 são coloridos devido os metais pertencer ao bloco d. Sua cor é uma causa de íons com camadas d incompletas. A origem da cor é decorrente de transições eletrônicas d-d.
7.8. Pela reação de 50g de sódio em água, quanto de NaOH se obtém?
Na(s) + H2O → ½ H2 + NaOH
22,98g de Na-----------39,98g de NaOH
50g de Na---------------xg de NaOH
X de NaOH = 86,98g
7.9. Comente as reações dos metais alcalinos com a água. 
R: Todos os metais alcalinos reagem com água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais viçosa à medida que se desce o grupo. Assim, o Li reage a uma velocidade moderada; o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se (especificamente se ficar parado); e o potássio funde e sempre se inflama. 
2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2
 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2O 
2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 
7.10. Explique porque alguns hidróxidos são coloridos. 
R: Todos os hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos são brancos ou incolores (se solúveis). Os hidróxidos que podem ser coloridos são os de metais de transição (como Cobre: Co, Cr). A cor se deve ao fato de que os íons OH- podem se separar (ou seja, resultar em diferentes energias) os orbitais (d) do metal de transição, em 2 grupos: um grupo de baixa energia contendo os orbitais dxy, dxz, dyz, e outro grupo (de maior energia) com os orbitais dz2, e dx2-y2. A cor do elétron resultante do "pulo" de um elétron de um dos orbitais de energia mais baixa (dxy, ou dxz, ou dyz) para os outros 2 orbitais de energia mais alta. 10
 7.11. Complete as equações.
a) NaOH (aq) + Al2(SO4)3 (aq) → Al(OH)3 (aq) + Na2SO4 (aq) 
b) Na2CO3 + H3PO4 → CO2 + H2O + Na3PO4 
c) NaOH + H2SO4 → H2O + Na2SO4 
d) NaOH + CuSO4 → Cu (OH)2 + Na2SO4 
e) Na2CO3 + Ca(NO3)2 → CaCO3 + NaNO3 
7.12. Escreva as configurações eletrônicas dos íons metálicos: Mg+2, Ca+2, Fe+2, Co+2, Ni+2, Cu+2, Al+3.
 Mg2+: 1s2 2s2 2p6 
Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 
Co+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7
 Ni+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 
Cu+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 
Al+3: 1s2 2s2 2p6 
REFERÊNCIAS
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. — 9. ed. — Prentice-Hall, 2005. 
FOGAÇA, Jennifer R. V. “Aula experimental sobre indicador ácido-base”. [S.I.], Disponível em: . Acesso em 29 de outubro de 2019. 
HOUSECROFT, Catherine E. SHARPE, Alan G. Química Inorgânica. — 4. ed. — Rio de Janeiro : LTC, 2013. 
LIRA, Júlio C. L. “Metais alcalino-terrosos”. [S.I.], Disponível em: < https://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/>. Acesso em 30 de outubro de 2019.
SHRIVER, Duward F. ATKINS, Peter. Química Inorgânica, — 4. ed. — Porto Alegre : Bookman, 2008.