Propriedades Do Metais Alcalinos

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ ENGENHARIA QUÍMICA DANILO CORDEIRO BRESSAN GIOVANNA HAYSSA LUCAS RODRIGUES DA SILVA VANESSA CORSINI PRÁTICA 1: PROPRIEDADES DOS METAIS ALCALINOS RELATÓRIO PONTA GROSSA 2013 1. INTRODUÇÃO 1.1 Metais Alcalinos Os Alcalinos são os elementos do Grupo 1 (1A) da Tabela Periódica, constituindo uma família ou uma série química. Formada 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 baixo para cima, 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, H2. 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. 1.1.1 Lítio O lítio (grego lithos, pedra) é um elemento químico de símbolo Li, número atómico 3 e massa atómica 7 u, contendo na sua estrutura três prótons e três elétrons. Na tabela periódica dos elementos químicos, pertencente ao grupo (ou família) 1 (anteriormente chamado 1A), entre os elementos alcalinos. Na sua forma pura, é um metal macio, de coloração branco-prateada, que se oxida rapidamente no ar ou na água. É um elemento sólido porém leve, sendo empregado especialmente na produção de ligas metálicas condutoras de calor, em baterias elétricas e, seus sais, no tratamento de transtorno bipolar. Características principais É o metal mais leve, a sua densidade é apenas metade do que a da água. Como os demais metais alcalinos é monovalente e bastante reativo, porém menos que o sódio, por isso não é encontrado livre na natureza. No teste da chama torna-se vermelho, porém se a combustão ocorrer violentamente a chama adquire uma coloração branca brilhante. Aplicações Devido ao seu elevado calor específico, o maior de todos os sólidos, é usado em aplicações de transferência de calor e, por causa do seu elevado potencial eletroquímico é usado como um ânodo adequado para as baterias elétricas. Além destes tem outros usos: • Os sais de lítio, particularmente o carbonato de lítio (Li2CO3) e o citrato de lítio são usados no tratamento da depressão bipolar, ainda que, ultimamente, se tenha estendido seu uso ao tratamento da depressão unipolar. • O cloreto de lítio (LiCl) e o brometo de lítio (LiBr) possuem uma elevada higroscopicidade, por isso são excelentes secantes. O segundo é utilizado em bombas de calor de absorção, dentre outros compostos como o nitrato de lítio (LiNO3) . • O estearato de lítio é um lubrificante geralmente aplicado em condições de alta temperatura. • O hidreto de alumínio e lítio é um agente redutor empregado na síntese de compostos orgânicos. • A base hidróxido de lítio (LiOH) é usada nas naves espaciais e submarinos para depurar o ar, extraindo o dióxido de carbono produzido pelos seus ocupantes. • O lítio é um componente comum nas ligas metálicas de alumínio, cádmio, cobre e manganês, utilizados na construção aeronáutica, e está sendo empregado com êxito na fabricação de cerâmicas e lentes, como a do telescópio Refletor Hale de 5,0 metros de diâmetro de "Monte Palomar". • Também tem aplicações nucleares. • Também é usado como poderoso analgésico em operações de risco. Abundância e obtenção É um metal escasso na crosta terrestre, encontrado disperso em certas rochas, porém nunca livre, dada a sua grande reatividade. É encontrado, também, em sais naturais, águas salgadas e águas minerais. Desde a Segunda Guerra Mundial, a produção de lítio aumentou enormemente, sendo obtido de fontes de água mineral, águas salgadas e das rochas que o contêm, sempre por eletrólise do cloreto de lítio. Os principais minerais do qual é extraído são lepidolita, petalita, espodúmena e ambligonita. Nos Estados Unidos é extraído de salinas existentes na Califórnia e Nevada, principalmente 1.1.2 Sódio O sódio é um elemento químico de símbolo Na (Natrium em latim) , de número atômico 11 ( 11 prótons e 11 elétrons ) e massa atómica 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 caústica fundida (se a eletrólise for feita com solução de soda cáustica, irá se obter hidrogênio e oxigênio apenas). O sódio metálico empregase 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 O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio (NaCl) necessário para a vida. Outros usos: • Em ligas antiatrito com o chumbo para a produção de balas (projéteis). Com o chumbo também é usado para a produção aditivos antidetonantes para as gasolinas. • Na fabricação de detergentes combinando-o com ácidos graxos. • Na purificação de metais fundidos. • A liga NaK é empregada como transferente de calor. O sódio também é usado como refrigerante. • É empregado na fabricação de células fotoelétricas. • Na iluminação pública, através das lâmpadas de vapor de sódio. Abundância e obtenção O sódio é relativamente abundante nas estrelas, detectando-se sua presença através da linha D do espectro solar, situada aproximadamente no amarelo. A crosta terrestre contém aproximadamente 2,6% de sódio, sendo o quarto elemento mais abundante e o mais comum entre os metais alcalinos. Atualmente é obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio fundido a 808 graus centígrados, procedimento mais econômico que os usados anteriormente. É um metal barato. O composto mais abundante de sódio é o cloreto de sódio, o sal comum de cozinha. Também se encontra presente em diversos minerais como anfíbolas, trona, halita, zeólitos e outros. 1.1.3 Potássio O potássio é um elemento químico de símbolo K (do latim "kalium", nome original da sua base KOH), número atômico 19 (19 prótons e 19 elétrons), metal alcalino, de massa atómica 39 u, coloração branco prateado, abundante na natureza, encontrado principalmente nas águas salgadas e outros minerais. Oxida-se rapidamente com o oxigênio do ar, é muito reativo especialmente com a água e se parece quimicamente com o sódio. É um elemento químico essencial para o homem, encontrado em muitas hortaliças, e essencial para o crescimento das plantas. Empregado em células fotoelétricas. Foi descoberto por Humphry Davy, em 1807, a partir da eletrólise do hidróxido de potássio (KOH). Características principais É o segundo metal mais leve. É um elemento muito maleável que se corta com facilidade com uma faca. Tem um ponto de fusão muito baixo, arde com chama violeta e apresenta uma coloração prateada nas superfícies não expostas ao ar, já que não se oxida com rapidez. Entretanto, deve ser armazenado dentro de um recipiente com querosene. Assim como os demais metais alcalinos, reage violentamente com a água, desprendendo hidrogênio, podendo inflamar-se espontaneamente em presença desta substância. Aplicações • O potássio é um metal empregado em células fotoelétricas. • O cloreto de potássio e o nitrato de potássio são empregados como fertilizantes. • O peróxido de potássio é usado em aparatos de respiração de bombeiros e mineiros. • O nitrato também é usado na fabricação de pólvora, o cromato de potássio e o dicromato de potássio em pirotecnia. • O carbonato de potássio é empregado na formação de cristais. • A liga NaK, uma liga de sódio e potássio , é um material usado como transferente de calor. • O cloreto de potássio é utilizado para provocar parada cardíaca em injeções letais. Outros sais de potássio importantes são o brometo de potássio, cianeto de potássio, iodeto de potássio e o sulfato de potássio, entre outros. Uma importante base é o hidróxido de potássio. Os sabões à base de potássio são os chamados "sabões moles", tais como os cremes de barbear. Dietas ricas em potássio podem exercer papel na prevenção e tratamentos da hipertensão arterial reduzindo os efeitos adversos do consumo de sal. [1] Abundância e obtenção O potássio constitui cerca de 2,4% em peso da crosta terrestre, sendo o sétimo elemento mais abundante. Devido a sua insolubilidade é muito difícil obter o metal puro a partir dos seus minerais. Ainda assim, em antigos leitos marítimos e lagos existem grandes depósitos de minerais de potássio (carnalita, langbeinita, polihalita e silvina) dos quais é economicamente viável a extração do metal e seus sais. A principal fonte de potássio é a potassa, extraída, entre outros locais, na Califórnia, Novo México e Utah nos Estados Unidos, e Alemanha. Em Saskatchewan há grandes depósitos de potassa a 900 metros de profundidade, que no futuro podem converter-se em importantes fontes de potássio e sais de potássio. Os oceanos também podem ser provedores de potássio, porém num mesmo volume de água salgada, a quantidade de potássio presente é muito menor que a de sódio diminuindo o rendimento econômico da operação. Atualmente o metal puro é obtido por eletrólise de sua base (hidróxido de potássio, KOH) do mesmo modo que o sódio. Como o sódio pode substituir satisfatoriamente o potássio e a sua obtenção é mais barata, o potássio tem sido menos usado que o sódio. 1.1.4 Rubídio O rubídio é um elemento químico de símbolo Rb de número atômico 37 (37 prótons e 37 elétrons) e de massa atómica igual a 85,5 u. À temperatura ambiente, o rubídio encontra-se no estado sólido. É um metal alcalino (grupo 1 ou 1A) da classificação periódica dos elementos. Foi descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff. Altamente reativo. É utilizado principalmente na fabricação de cristais especiais para sistemas de telecomunicação de fibra óptica e equipamentos de visão noturna. Características principais O Rubídio é um metal alcalino macio, de coloração branca prateada brilhante que perde o brilho rapidamente em contato com o ar. Muito reativo - é o segundo elemento alcalino mais eletropositivo - e pode ser encontrado líquido na temperatura ambiente. Igual aos demais elementos do grupo 1 pode arder espontaneamente com o ar produzindo chama de coloração violeta amarelada reage violentamente com a água desprendendo hidrogênio. Forma amálgamas com o mercúrio. Pode formar ligas com o ouro, com os demais metais alcalinos, com metais alcalino terrosos, antimônio e bismuto. Igual aos demais metais alcalinos apresenta um único estado de oxidação: +1. Reage com dióxido de carbono, hidrogênio, nitrogênio, enxofre e halogênios. Com o oxigênio forma pelo menos quatro óxidos: Rb2O, Rb2O2, Rb2O3, e RbO2. Aplicações O rubídio pode ionizar-se com facilidade, por isso está estudando-se o seu uso em motores iônicos para naves espaciais, ainda que o xenônio e o césio tem demonstrado uma maior eficiência para este propósito. É utilizado principalmente na fabricação de cristais especiais para sistemas de telecomunicação de fibra óptica e equipamentos de visão noturna. Outros usos do rubídio são: • Revestimentos fotoemissores de telúrio-rubídio em células fotoelétricas e detectores eletrônicos. • Afinador de vácuo, "getter" , ( substância que absorve os últimos traços de um gás, especialmente oxigênio )em tubos de vácuo para assegurar seu correto funcionamento. • Componente de fotoresistências ( o LDR, "Light dependant resistors", resistências dependentes da luz ), resistências nas quais a resistência elétrica varia com a iluminação recebida. • Em medicina o Rúbidio-81, radioactivo com emissão de positrão usado no exame PET em medicina nuclear. Isótopos não radioactivos usados para tratamento da epilepsia e na separação por ultracentrifugação de ácidos nucleicos e virus. • Fluido de trabalho em turbinas de vapor. • O RbAg4I5 tem a maior condutibilidade elétrica conhecida a temperatura ambiente de todos os cristais iônicos, podendo ser usada na fabricação de baterias na forma de delgadas lâminas, entre outras aplicações elétricas. • Se estuda a possibilidade de empregar o metal em geradores termoelétricos baseados na magnetohidrodinâmica, de forma que os íons de rubídio gerados a alta temperatura sejam conduzidos através de um campo magnético, gerando uma corrente elétrica. • Fabricação de vidros especiais. Em muitas aplicações pode ser substiuido pelo césio ou composto de césio correspondente, por sua semelhança química. Abundância e obtenção Apesar de não ser um elemento muito abundante na crosta terrestre, encontrase entre os 56 elementos que englobam, conjuntamente, uns 0,05% do peso da mesma, não podendo ser considerado como escasso. Representando aproximadamente 78 ppm em peso, é o 23º elemento mais abundante, e o 16º dos metais, superando outros metais comuns como cobre, o chumbo e o zinco. É, ainda, 30 vezes mais abundante que o césio e 4 vezes mais que o lítio, metais de cuja obtenção é extraido como subproduto. Esta disparidade ocorre porque não se conhece minerais em que o rubídio seja o elemento predominante, entretanto, como o seu raio iônico é muito similar ao do potássio ( 2.000 vezes mais abundante ) substitui-o - em infimas quantidades - nas suas espécies minerais, donde aparece como impureza. É encontrado em diversos minerais como leucita, polucita e zinnwaldita. A lepidolita contém uns 1,5% de rubidio ( podendo superar em alguns casos em até 3,15% ) e é de onde se obtém o metal na sua maioria. O cloreto de potássio e outros minerais de potássio contém quantidades significativas de rubídio possibilitando a sua extração de forma rentável. Do mesmo modo, depósitos de polucita &mdas podem conter até uns 1,35% de Rb&mdas; entre os que se destacam são os do lago Bernic em Manitoba (Canadá). O metal é obtido, entre outros métodos, reduzindo-se o cloreto de rubídio com cálcio em vácuo, ou aquecendo seu hidróxido com magnésio em corrente de hidrogênio. Pequenas quantidades podem ser obtidas aquecendo seus compostos com cloro misturados com óxido de bário no vácuo. A pureza do metal comercializado varia entre 99% e 99,8%. 1.1.5 Césio O césio (do latim "caesium" , que significa "céu azul") é um elemento químico de símbolo Cs , de número atómico 55 (55 prótons e 55 elétrons) com massa atômica 132,9 u. Seus isótopos mais relevantes são o Cs-133 usado para definir o segundo e o radioisótopo Cs-137 para a cura do cancro. O césio é um metal alcalino localizado no grupo 1 ( 1A ) da classificação periódica dos elementos. É dúctil, muito reactivo, encontrado no estado líquido na temperatura ambiente (líquido acima de 28,5 °C). Foi descoberto em 1860 por Robert Wilhelm Bunsen e Gustav Kirchhoff, por análise espectral Características principais O espectro eletromagnético tem duas linhas brilhantes na região azul do espectro junto com diversas outras linhas no vermelho, amarelo, e no verde. Este metal é macio, ductil, de coloração ouro prateado. O césio é o mais eletropositivo , o mais alcalino e o de menor potencial de ionização entre todos os elementos, à exceção do frâncio. O césio é o menos abundante dos cinco metais alcalinos não radioativos. Tecnicamente o frâncio é o metal alcalino menos comum ( menos de trinta gramas na terra inteira ) e, sendo altamente radioativo, sua abundância pode ser considerada como zero em termos práticos. Junto com o gálio e o mercúrio, o césio é um dos poucos metais que encontra-se no estado líquido na temperatura ambiente (líquido acima de 28,5 °C). O césio reage explosivamente com a água fria e , também, com o gelo em temperaturas acima de -116 °C. O hidróxido de césio obtido , ( CsOH ) é a base mais forte conhecida e ataca o vidro. Aplicações • Cs-133 é utilizado na construção de relógios atômicos, os quais são referência para a determinação da unidade de tempo do Sistema Internacional de Unidades: o segundo. • Cs-134 foi usado na hidrologia como medida de determinação da produção de césio nas indústrias de energia nuclear. Este isótopo de césio é usado com essa finalidade porque, apesar de ser menos comum que o Cs-133 ou o Cs-137, é produzido unicamente por reações nucleares. O Cs-135 também foi usado com essa função. • Da mesma maneira que os outros elementos do grupo 1 , o césio tem uma grande afinidade pelo oxigênio e, por isso, é usado como "getter " em tubos de vácuo. • Este metal também é usado em células fotoelétricas porque ioniza-se quando exposto a luz. • É usado como catalisador na hidrogenação de certos compostos orgânicos. • Isótopos radioativos de césio são usados no campo médico para tratar de certos tipos de câncer • O fluoreto de césio é usado extensivamente na química orgânica como base e como fonte de íons fluoretos. Ocorrência O césio existe na lepidolita, polucita (silicato de alumínio e césio hidratado) e em outras fontes. Uma das fontes mundiais mais significativas deste metal são encontradas no "Lago Bernic" em "Manitoba" (Canadá) . São estimados nesta região depósitos de 300.000 toneladas de polucita com uma média de 20% de césio. Minerais de césio também são encontrados nos Estados Unidos (Dakota do Sul e Maine), África Austral (Karib) e em Zimbábue (Bikita).O césio é obtido por eletrólise do cianeto fundido ou de numerosas outras maneiras. Césio excepcionalmente puro, no estado gasoso , pode ser obtido pela decomposição térmica do nitreto de césio. Os principais compostos de césio são os seus cloretos e nitratos. 1.1.6 Frâncio O frâncio ( em homenagem à França) é um elemento químico cujo símbolo é Fr e seu número atômico é 87. Sua eletronegatividade é a mais baixa conhecida e é o segundo elemento menos abundante na natureza (o primeiro é o astato. O frâncio é um metal alcalino altamente radioativo. Como todos os metais alcalinos, tem um elétron na sua camada de valência. Marguerite Perey descobriu este elemento em 1939. O frâncio foi o ultimo elemento químico descoberto na natureza antes de ser sintetizado. Fora do laboratório, o frâncio é extremamente raro. Aplicações Não há aplicações comerciais para o frâncio devido a sua vida muito curta, também não é possível obter este elemento em quantidades comerciais significativas. Somente é usado em tarefas de investigação, tanto no campo da biologia como também no da estrutura atômica. Abundância e obtenção • Natural Existem traços de frâncio nos minerais de urânio, pois forma-se a partir do 235U, elemento pai da série radioativa natural do actínio. Depois do ástato o frâncio é o elemento menos abundante na crosta terrestre. • Sintetizado O frâncio pode se sintetizar na reação nuclear 197Au + 18O → 210Fr + 5n. Este processo desenvolvido por “Stony Brook Physics”, gera isótopos de frâncio com massa 209, 210 e 211. Também através do bombardeamento de tório com prótons. E bombardeando rádio ou astato com nêutrons. 2. DESENVOLVIMENTO Cortou-se um pedaço se de Na(s), puro, em seguida colocou-se um béquer com 50 mL com água destilada, após isso se colocou o tubo de vidro, montando o sistema dessa forma: Após montado o sistema, colocou-se o os pedaços de Na(s) dentro do tubo de vidro. Assim o sódio (Na(s)) reagiu com a água formando o hidróxido de sódio (NaOH) e liberando gás hidrogênio (H2(g)) pela equação: ( ) () ( ) ( ) Verificou-se a liberação do gás hidrogênio aproximando uma chama próximo do tubo de vidro, o gás entrou em combustão, provando sua liberação. Em seguida em outro béquer colocou-se 50 mL de água destilada, em seguida, cortou-se um pedaço de Potássio (K) sólido, e colocou dentro do béquer. Este reagiu com água formando hidróxido de Potássio (KOH), pela equação: ( ) () ( ) ( ) A reação libera bastante energia, que faz com q o gás hidrogênio (H 2) entre em combustão assim que é liberado, então assim q o potássio foi colocado houve presença de faíscas e uma decomposição rápida do potássio (K). Depois desses procedimentos, testou-se a reatividade desses compostos no álcool, da seguinte maneira: Colocou-se 50 mL de Etanol (C2H5OH) em um béquer, em seguida colocou-se um pedaço de sódio (Na) sólido dentro do béquer, este reagiu com o etanol e formou etóxido de sódio (C2H5ONa), na reação: ( ) () ( ) ( ) Em seguida fez o mesmo procedimento com o potássio (K), que formou o etóxido de Potássio (C2H5OK), pela equação: ( ) () ( ) ( ) 3. QUESTÕES 1. Qual é o metal alcalino mais duro? Proponha uma explicação para essa diferença de dureza entre os metais estudados. Dos metais alcalinos utilizados no experimento o mais duro é o sódio, pois a dureza dos metais alcalinos decresce ao longo do grupo, à medida que o número atômico cresce. 2. Em todos os metais estudados, você deve ter notado que o aspecto da região exposta, assim que são cortados, é diferente. Qual a explicação para este fato? Os metais alcalinos são extremamente reativos, devido a isso expostos ao ar oxidam-se rapidamente, por essa razão, só as superfícies recém-formadas apresentam brilho metálico. Sendo assim, o metal deve ser armazenado ao abrigo do ar, em petróleo ou tolueno, por exemplo, ou numa atmosfera inerte. 3. Os resultados dos experimentos dos itens 5 e 6 devem sugerir quais são os produtos da reação entre lítio e água. Explique esses resultados e escreva a equação dessa reação. Não foram realizados experimentos com Lítio. 4. Escreva as equações das reações entre sódio e potássio, respectivamente, com água. 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 5. Qual a diferença observada quando se aproxima a chama ao tubo de vidro mostrado na Figura 1.1, nos experimentos com lítio e sódio? Qual a cor da chama produzida na reação entre potássio e água? Explique. Não foram realizados experimentos com Lítio. A chama quando aproximada no topo do sistema foi suficiente para promover uma ignição explosiva do gás hidrogênio que foi liberado na reação. A cor da chama produzida na reação entre potássio e água foi violeta, devido ao fato de que, quando certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, ficando num estado excitado. E, quando estes elétrons retornam ao estado fundamental, liberam a energia recebida em forma de radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. 6. Escreva as equações das reações entre lítio, sódio e potássio, respectivamente, com etanol. 2 C2H5-OH(l) + 2 Na(s) → 2 C2H5-O-Na(s) + H2(g) 2 C2H5-OH(l) + 2 K(s) → 2 C2H5-O-K(s) + H2(g) 2 C2H5-OH(l) + 2 Li(s) → 2 C2H5-O-Li(s) + H2(g) 7. Defina energia de ionização e potencial padrão de redução. A energia de ionização é a energia necessária para a remoção do elétron de menor energia do átomo neutro, gasoso, isolado e no seu estado fundamental. Removendo o elétron de menor energia há sempre formação de íon positivo (cátion). O que se percebe é que, à medida que os elétrons são sucessivamente removidos, a energia de ionização é cada vez maior, já que os elétrons mais internos são atraídos mais fortemente pelo núcleo. O potencial padrão de redução é a diferença de potencial entre um eletrodo do elemento imerso em uma solução aquosa de seus íons na concentração 1 M a 300 K, e o eletrodo padrão de hidrogênio (constituído por hidrogênio absorvido em platina a 1 ATM e 300 K, em equilíbrio com uma solução aquosa de concentração 1 M em íons hidrônio). O potencial do eletrodo padrão de hidrogênio é tomado como igual à zero, e todos os demais referenciados a ele. O potencial de redução mede a tendência de transferência de elétrons que os elementos apresentam, em solução aquosa e em equilíbrio com os seus íons na concentração especificada. 8. De acordo com o Quadro 1.3, qual ordem de reatividade de Li, Na e K com a água você esperava? O que observou na prática? Explique. De acordo com o quadro esperava-se que o potássio fosse mais reativo. Na prática foi confirmado que o potássio é mais reativo que o sódio devido provavelmente a maior tendência deste em ceder elétrons. 9. Compare a reatividade da água e do etanol diante dos metais utilizados nesta prática. Proponha uma explicação para as diferenças observadas. Na pratica ambos os metais alcalinos utilizados reagiram mais fortemente com a água. Isso ocorreu porque a reatividade dos metais alcalinos está relacionada com a acidez do solvente, já que a reação ocorre entre o metal e o próton: Na + H + → Na+ + ½ H2 Pelos valores das constantes de autodissociação da água e do etanol: H2O → H+ + OHC2H5OH → H+ + C2H5O- K = 10-14 K = 10-16 Constata-se que, quando puros, apresentam valores de pH de 7 e 8, respectivamente, ou seja, a concentração de íons H+ no etanol é 10 vezes inferior do que na água, o que explica a cinética mais lenta. 4. CONCLUSÃO Observamos através da prática a confirmação do decrescimento da dureza conforme o aumento do raio atômico, e ao cortar verificamos que a parte não cortada tinha um aspecto mais escuro, novamente justificado pelo nível de oxidação do metal trabalhado em forma sólida (reagindo com ar facilmente). Os metais alcalinos em geral apresentaram uma grande reatividade com a água, e em nível de comparação pode ser justificado pela energia de ionização que decresce com o grupo (de cima para baixo) sendo mais facilmente ionizáveis os primeiros metais alcalinos. Na observação da cor emitida pela reação entre o metal e água, no caso do potássio foi observada uma coloração violeta, teoricamente isso é elucidado pelo salto quântico realizado por um elétron de um átomo no seu estado fundamental. Assim, comprovamos através do experimento as propriedades do primeiro grupo da tabela periódica, como dureza e aspecto visível em condições ambientes, reatividade em relação à agua e em comparação entre os próprios do grupo em questão, também sobre o espectro visível e propriedades periódicas. 5. REFERÊNCIAS LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Editora Edgar Blücher Ltda. 1996. VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Editora Mestre Jou. 5a edição. 1981.