Relatório - Metais Alcalinos Do Grupo 1

METAIS ALCALINOS DO GRUPO I
Laura Diniz Mendonça

Instituto de Química, Universidade Federal de Goiás
Introdução:
Os metais alcalinos do grupo I são metais que possuem características
semelhantes, sendo eles Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio
(Cs) e Frâncio (Fr). Esses metais recebem esse nome, pois facilmente interagem
com a água liberando hidróxido. Outra semelhança desse grupo é a sua
configuração eletrônica, visto que todos terminam em orbital s1. Além disso, esses
compostos possuem uma alta condução elétrica e reatividade. Sua reatividade está
ligada com o fato de sua baixa 1ª energia de ionização e esse é um dos motivos
para serem considerados ótimos agentes redutores, dado que tais metais se oxidam
formando cátions característicos (M+).
Sua abundância no sistema solar não é tão grande quanto a dos metais
alcalinos terrosos e gases nobres, já no planeta Terra eles apresentam maior
abundância, mesmo não ocorrendo em sua forma metálica no planeta devido sua
alta reatividade, entretanto seus estados puros podem ser adquiridos por eletrólise
dos sais fundidos. Todos podem ser encontrados na crosta terrestre, sendo o sódio o
mais abundante e o frâncio menos abundante (o segundo elemento mais raro do
planeta). Sobre suas aplicações na indústria, ressalta-se a produção de ligas
metálicas, baterias, cerâmicas, vidros, refrigeradores, dentre outros.
Parte experimental:
Métodos:
1. Reatividade dos Metais;
Como primeira parte do experimento, alguns pedaços de sódio e potássio
(ambos metálicos) foram deixados expostos ao ar livre sobre um vidro de relógio e a
observação imediata foi da perda do seu brilho (sódio possui um brilho mais intenso)
e uma mudança de cor do seu interior. Embora o sódio tenha perdido o brilho mais
rapidamente, o potássio também apresentou a perda, entretanto, a cor interna do
sódio perdurou por mais tempo.
Posteriormente às observações datadas na primeira etapa, houve a soma de
água nos metais, dos quais estavam situados em um béquer. Aqui, as observações
obtidas foram que para o sódio houve uma reação extremamente rápida, já para o
potássio a reação também ocorreu de forma violenta, mas com alguns diferenciais.
O processo seguinte se deu por refazer o teste anterior, porém com a
utilização do etanol em vez de água. As observações anotadas, no geral, foram a
redução de todos os fatores citados anteriormente, como a velocidade da reação,
liberação de calor e gás, com esses dados sendo válidos para os dois metais.
Ressalta-se que durante o experimento houve a adição do indicador
fenolftaleína no meio, para que fosse possível a checagem da alcalinidade.
2. Reação ou dissolução;
Antes do experimento começar, foi medido o pH da água com o papel
indicador. Em seguida, em quatro tubos de ensaio foram adicionados, os seguintes
sais com o auxílio de uma espátula: cloreto de sódio, cloreto de potássio, carbonato
de potássio e bicarbonato de sódio, com uma leve agitação e em seguida a
observação dos resultados da respectiva adição. Além disso, houve a checagem de
pH com o papel indicador, de forma que um pouco de cada solução fosse derramada
sobre o papel por meio da inserção do objeto dentro do tubo de ensaio e, em
seguida, uma leve inclinação, para que fosse possível o derrame.
3. Teste de Chama
Essa etapa foi realizada com as amostras de NaCl, KCl e LiCl e com o auxílio
de um pouco de álcool, e em seguida o ateamento de fogo onde as amostras
estavam mantidas. Após isso, foram observados os resultados dessa etapa.
Resultados e discussões
1. Reatividade dos metais;

A priori, destaca-se que os metais analisados tem uma superfície formada por
uma camada de passivação, que é uma barreira protetora que age para separar o
metal do meio do qual está inserido. Essa barreira de passivação é formada de um
óxido metálico, que diminui ou interrompe o processo de corrosão do material.
Em primeiro contato com o ar, foi observado que essa barreira de passivação
sofreu uma perda de brilho, essa perda pode ser um sinal de que a camada de óxido
que atua como um escudo protetor está sendo corroída ou desgastada, o que pode
aumentar a probabilidade de ocorrer uma reação química entre o material metálico.
Essa hipótese é confirmada quando é datado a mudança da cor interna de ambos os
metais expostos após o desgaste da camada protetora, mudança essa, devido às
reações químicas dos metais com o oxigênio para a formação - respectiva - de óxido
de sódio e óxido de potássio.
4 Na(s) + O2(g) → 2 Na2O(s)
4 K(s) + O2(g) -> 2 K2O(s)
Foi citado anteriormente que os metais analisados são ótimos agentes

redutores, visto que se oxidam e reduzem outras espécies. Nas reações postuladas
é possível ver pela primeira vez esse fato em nosso experimento, dado que os
metais saem de um estado onde possuem carga 0 para um estado de carga +1.
Já no experimento do qual houve a inserção dos metais na água houve, para
ambos os metais, reações instantâneas. Para o sódio, ele reagiu rapidamente de
forma a liberar calor e gás; para o potássio a reação foi semelhante, entretanto,
como diferencial ocorreu a formação de uma chama roxa, visto que a reação é tão
violenta que acaba inflamando o gás hidrogênio. Em seguida houve a checagem do
pH do meio com o indicador de pH fenolftaleína, que revelou que em ambos os
metais, a mistura presente nos béqueres apresentava pH básico, isto é, acima de 7,
com o adendo da fenolftaleína revelar pH básico quando o meio atinge por volta de
8,2 de pH.
Durante esse processo, a reação que rege tais fenômenos se dão por:
K(s) + 2H2O(l) → K⁺(aq) + 2OHˉ(aq) + H2(g)
Na(s) + 2H2O(l) → Na⁺(aq) + 2OHˉ(aq) + H2(g)
Como é visível pelas reações destacadas há a liberação de hidróxido, que

consequentemente deixa o meio alcalino. Outro fator interessante ao se analisar a
reação é a formação do gás hidrogênio, que por conta disso, ambos os metais
apresentam uma espécie de movimentação característica enquanto reagem, sendo
essa, uma movimentação em formato circular.
Olhando as cargas fornecidas pela reação, percebe-se que os metais foram
oxidados pela água, o que se prova quando se analisa os potenciais padrões dos
metais listados na literaturas, se encontra os seguintes padrões:
Na → Na+ + e- εo = -2,71V
K → K+ + e- εo = -2,93V
Um potencial padrão negativo em química, especialmente em eletroquímica,

indica que a substância é mais propensa a ser oxidada do que o hidrogênio, que é
usado como referência e tem um potencial padrão de zero. Na prática, isso significa
que a substância tende a perder elétrons mais facilmente do que o hidrogênio.
Quando um metal, por exemplo, tem um potencial padrão negativo, ele tende a doar
elétrons e se tornar um cátion, sendo esse, o exato caso que acontece nas
equações abordadas anteriormente.
Com os potenciais fornecidos concluímos que as reações acontecem
violentamente por uma questão evidenciada na equação de Born, que abrange
conceitos da componente eletrostática da energia livre de Gibbs para a solvatação
de um íon, onde a equação é dada por:
2 2
∆𝐺 =
𝑁𝐴 𝑧 𝑒
8πϵ0𝑟0 ( 1 −
1
ϵ𝑟 )
Onde:
● ΔG é a variação da energia livre de Gibbs

● NAé o número de Avogadro
● z é a carga do íon
● e é a carga elementar
● ϵ0é a permissividade do vácuo
● r0é o raio do íon
● ϵré a constante dielétrica do solvente
A energia livre de Gibbs (ΔG) é uma medida da energia disponível para
realizar trabalho em um sistema termodinâmico a temperatura e pressão constantes.
Se ΔG for negativo, o processo ocorrerá espontaneamente. Na equação de Born,
um ΔG negativo indica que a solvatação é um processo espontâneo, ou seja, o íon
será solvatado sem a necessidade de energia externa. Isso é especialmente
relevante para os íons em solução, pois a solvatação afeta propriedades como a
condutividade iônica.
No experimento dos metais com álcool a reação foi mais “suave”, visto que
não apresentou a mesma proporção em questão de reatividade da reação com
água. Isso pode ser explicado quando se analisa as reações dos metais com o
álcool:
1
CH3CH2OH(aq) + Na(s) → CH3CH2O- Na+(aq) + 2
H+(g)
1
(CH3)3COH(aq) + K(s) → (CH3)3CO- K+(aq) + 2
H+(g)
A partir da reação, infere-se que a reação de sódio e potássio com álcool é

mais suave. Isso ocorre porque, em vez de formar hidróxido de metal e hidrogênio,
os metais alcalinos deslocam o hidrogênio dos álcoois para formar alcóxidos de
metais. Os alcóxidos de metais são menos reativos e a reação é menos exotérmica
do que a reação com a água. Além disso, pela liberação de gás hidrogênio ser mais
amena, a reação não faz com que o metal tenha aquela movimentação
característica enquanto no sobrenadante.
2. Dissolução;
Aqui, foi colocado alguns sais em água para testar a solubilidade, o resultado
adquirido foi que todos foram dissolvidos, e os pH sofreram alteração quando
comparado ao pH inicial da água (estava por volta de 6). As reações para cada sal
utilizado e os respectivos pH testados são:
NaCl (s) + H2O (l) → Na⁺ (aq) + Cl ˉ (aq) pH=6

Nesse caso não houve mudança de pH pois não houve a formação de
nenhum novo produto, e sim, somente a dissociação dos íons já presentes no
cloreto de sódio.
KCl (s) + H2O (l) → K⁺ (aq) + Clˉ (aq) pH=6
Nesse teste, o caso anterior se repete em questão do pH ter se mantido em

igualdade com o da água. Entretanto, as reações começaram a apresentar alteração
em seus pH quando ocorreu os testes com o carbonato de potássio e bicarbonato
de sódio.
K2CO3 (s) + H2O (l) → 2KOH + CO2 pH=12
NaHCO3 (s) + H2O (l) → NaOH + H2CO3 8 < pH < 9
Como evidenciado na equação, percebe-se que a formação de produtos

diferentes dos reagentes iniciais, sendo esses produtos de caráter básico por
possuírem a hidroxila. Como a mudança no valor do pH é indicativo de uma reação
química, assume-se que a origem de tal mudança seja a formação dos produtos
supracitados.
3. Teste de chama
Aqui, os resultados obtidos foram que o NaCl apresentou uma chama

amarela, o LiCl apresentou chama vermelha e o KCl não foi visível seu espectro de
cor.
A alteração na coloração pode ser explicada pelo efeito fotoelétrico, visto que
ao fornecer energia (nesse caso a energia térmica) à espécies químicas ocorre um
fenômeno onde o material emite um brilho característico. Esse brilho coincide com a
região do seu espectro de emissão captada pela visão humana, os átomos
produzem linhas brilhantes em diferentes partes do espectro visível.
Esses espectros de linhas correspondem à emissão de luz apenas em

comprimentos de onda específicos. Isso ocorre, pois durante a excitação de um
átomo ocorre um salto quântico dos elétrons para camadas mais internas ou
externas, e quando estes retornam à suas camadas originais, acabam emitindo
fótons em um determinado comprimento de onda. Esse comprimento de onda é o
fator por trás das colorações observadas, pois cada comprimento de onda se
encaixa em um espectro, e o espectro da luz visível é restrito à somente uma parte
de todos o espectro eletromagnético, como elucidado na imagem:
Figura 1: Espectro visível, infravermelho e ultravioleta
Fonte: Instituto Newton C. Braga
Analisando a imagem podemos inferir que o comprimento de onda emitido pela

excitação do lítio se configura, por volta dos 700nm, enquanto o sódio está por volta
dos 580nm. Teoricamente, o KCl era para ter emitido luz roxa, que possui por volta
de 400nm, mas não foi visível. O motivo para não ter dado certo é desconhecido,
mas há alguns fatores a serem considerados, como: amostra contaminada, meio
contaminado, iluminação do local onde foi feito o experimento, desatenção do
analista, dentre outros.
Conclusão:
Em suma, foi possível notar e datar as reações características dos metais e

seus compostos em diferentes meios e refletir acerca de sua reatividade e
propriedades. Além disso, as observações contabilizadas elucidam diferentes
conceitos e postulações químicas, como os tipos de reações, nuances acerca dos
metais e as semelhanças entre os membros de um mesmo grupo.
Referências bibliográficas:
1. VOGEL l, A.I.; Química Analítica Qualitativa. Tradução: Antonio Gimeno. 5.

ed. São Paulo. Mestre Jou, 1981. 318-321 p.
2. CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed, 2007.
3. J.D Lee, Química Inorgânica, Edgard Blucher, 1980.
4. UFJF, Aula 4: metais alcalinos. UFJF, 2018. Disponível em:
/https://www2.ufjf.br/quimica/files/2018/08/Aula-4.pdf. Acesso em: 24 abr.
2024.
5. ACHARYA, D. Passivação: um processo de tratamento de superfície.
Disponívelem:<https://proleantech.com/pt/passivation-a-surface-treatment-pro
cess/. Acesso em: 26 abr. 2024.
6. MIDORI, E.; DANILO, S.; SANTOS, O. Aula 2 METAIS ALCALINOS (GRUPO
1/I): REATIVIDADE E IDENTIFICAÇÃO META. [s.l: s.n.]. Disponível em:
<https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/13405610012017Quimica_I
norganica_II_Aula_2.pdf>. Acesso em: 27 abr. 2024.

Relatório - Metais Alcalinos Do Grupo 1

Enviado por

Direitos autorais:

Formatos disponíveis

Relatório - Metais Alcalinos Do Grupo 1

Enviado por

Dados do documento

Título original

Direitos autorais

Formatos disponíveis

Compartilhar este documento

Compartilhar ou incorporar documento

Opções de compartilhamento

Você considera este documento útil?

Este conteúdo é inapropriado?

Direitos autorais:

Formatos disponíveis

Relatório - Metais Alcalinos Do Grupo 1

Enviado por

Direitos autorais:

Formatos disponíveis

METAIS ALCALINOS DO GRUPO I

Laura Diniz Mendonça

1. Reatividade dos metais;

4 Na(s) + O2(g) → 2 Na2O(s)

4 K(s) + O2(g) -> 2 K2O(s)

Foi citado anteriormente que os metais analisados são ótimos agentes

K(s) + 2H2O(l) → K⁺(aq) + 2OHˉ(aq) + H2(g)

Na(s) + 2H2O(l) → Na⁺(aq) + 2OHˉ(aq) + H2(g)

Como é visível pelas reações destacadas há a liberação de hidróxido, que

Um potencial padrão negativo em química, especialmente em eletroquímica,

● ΔG é a variação da energia livre de Gibbs

A partir da reação, infere-se que a reação de sódio e potássio com álcool é

NaCl (s) + H2O (l) → Na⁺ (aq) + Cl ˉ (aq) pH=6

KCl (s) + H2O (l) → K⁺ (aq) + Clˉ (aq) pH=6

Nesse teste, o caso anterior se repete em questão do pH ter se mantido em

K2CO3 (s) + H2O (l) → 2KOH + CO2 pH=12

NaHCO3 (s) + H2O (l) → NaOH + H2CO3 8 < pH < 9

Como evidenciado na equação, percebe-se que a formação de produtos

Aqui, os resultados obtidos foram que o NaCl apresentou uma chama

Esses espectros de linhas correspondem à emissão de luz apenas em

Figura 1: Espectro visível, infravermelho e ultravioleta

Fonte: Instituto Newton C. Braga

Analisando a imagem podemos inferir que o comprimento de onda emitido pela

Em suma, foi possível notar e datar as reações características dos metais e

1. VOGEL l, A.I.; Química Analítica Qualitativa. Tradução: Antonio Gimeno. 5.

Você também pode gostar