Metais alcalinos

INTRODUÇÃO

Os metais alcalinos são reativos demais para serem encontrados livres na natureza. Quando expostos ao ar seco, perdem o brilho devido à formação de óxidos, que são geralmente alcalinos. O lítio forma o monóxido de lítio Li2O (e uma pequena quantidade de peróxido Li2O2), o sódio forma o peróxido Na2O2 (e uma pequena quantidade do monóxido Na2O) e os demais formam superóxidos do tipo MO2. Além disso, os metais do grupo 1 reagem com água liberando hidrogênio e formando os respectivos hidróxidos. Quanto maior o raio atômico do metal, mais vigorosa se torna a reação.

Os metais alcalino-terrosos são metais altamente reativos, mas menos reativos que os metais do grupo 1. Os metais do grupo 2 têm cor branca prateada, geralmente são divalentes e formam compostos incolores, a não ser que o ânion seja colorido.

O berílio tem potencial de redução muito menor do que aqueles dos demais metais do grupo 1, sendo muito menos eletropositivo e não reagindo com água. Cálcio, estrôncio e bário têm potenciais de redução semelhantes aqueles dos correspondentes metais do grupo 1, reagindo facilmente com água, liberando hidrogênio e formando os hidróxidos. E o magnésio possui um valor intermediário de potencial.

A constante do equilíbrio entre um sólido e seus íons dissolvidos é chamada de produto de solubilidade, Kps, do soluto. Quanto maior a constante, maior a solubilidade.

A solubilidade da maioria dos sais diminui com o aumento do peso atômico, embora se observe tendência inversa nos hidróxidos e fluoretos do grupo 2. A solubilidade depende da energia reticular do sólido e da energia de hidratação dos íons: para uma substância ser solúvel, a energia de hidratação deve ser maior do que a energia reticular. Considerando um íon negativo qualquer, tanto a energia reticular quanto a energia de hidratação decrescem à medida que aumenta o tamanho do metal. Um decréscimo na energia reticular favorece a solubilidade, mas um decréscimo na energia de hidratação desfavorece. Na maioria dos compostos formados pelo grupo, a energia de hidratação decresce mais rapidamente do que a energia reticular, portanto os compostos se tornam menos solúveis à medida que o metal aumenta de tamanho. Por outro lado, no caso dos hidróxidos e fluoretos, a energia reticular diminui mais rapidamente do que a energia de hidratação, favorecendo a solubilidade com o aumento do tamanho do metal.

A energia reticular do grupo 1 diminui rapidamente, enquanto que a energia de hidratação varia mais acentuadamente com o crescimento do tamanho do metal, por isso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do lítio ao césio. As energias de hidratação dos íons dos elementos do grupo 2 são de quatro a cinco vezes maiores que as dos correspondentes do grupo 1. Isso se deve principalmente ao seu menor tamanho e maior carga, de modo que os valores de ∆H° de hidratação decrescem à medida que aumenta o metal dentro do grupo.

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