Alcalinos e Alcalinos Terrosos

Introdução

O experimento tem como objetivo principal observar a ocorrência de reações de deslocamento de elétrons entre ácidos e substâncias metálicas, em que foi comparada a reatividade entre os metais e foram observadas as alterações nas características físicas entre os elementos antes e após o desenvolvimento do experimento.

A reatividade pode ser relacionada com a capacidade de doar elétrons, quanto mais eletropositivo for o metal mais reativo ele é.

Quanto menor for a energia de ionização de um metal, maior será sua reatividade. Com base nisso surgiu a fila de reatividade dos metais:

O metal mais reativo reage com substâncias iônicas cujos cátions são menos reativos. Em outras palavras, o metal à esquerda reage com a substância formada por íons situados à sua direita. (FOGAÇA,2017).

Pode-se observar que o metal mais reativo é o Lítio (Li) e o menos reativo é o ouro (Au). Esse é um dos motivos do ouro ser tão valioso, pois não reagindo, ele permanece intacto por muito tempo.  (FOGAÇA, 2017).

Chama-se de metal alcalino, todos os seis elementos químicos que compõem a primeira família da tabela periódica (Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio, Frâncio) exceto o Hidrogênio. Os metais alcalinos, ao reagirem com a água, formam bases inorgânicas, por isso, recebem o nome de alcalinos. Essa reação química é extremamente exotérmica, ou seja, libera uma grande quantidade de calor, além da formação do gás hidrogênio. (DIAS, 2017).

Os primeiros elementos a serem descobertos foram o sódio e o potássio (encontrados em cinzas de vegetais queimados). Inclusive esses dois elementos são os mais utilizados pelo homem e estão presentes em maior quantidade na natureza. (FOGAÇA, 2017).

Os metais alcalinos terrosos, compõem a família IIA da tabela periódica. Esses elementos receberam o nome de alcalinos terrosos porque são encontrados em vários minerais presentes na terra, além de formarem, com muita frequência, substâncias básicas. A família dos metais alcalinos terrosos são: Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário, Rádio. (DIAS, 2017).

Objetivo

Observar a reatividade dos metais alcalinos e alcalinos terrosos, frente a diferentes reagentes e verificar as mudanças nas características físicas das substâncias antes e após as reações.

Materiais e Reagentes:

• Água destilada;
• Bastão de vidro;
• Bico de Bunsen;
• Cápsula de porcelana;
• Espátula;
• Medidor de pH digital;
• Papel de filtro;
• Pinça;
• Tela de amianto;
• Tripé;
• Tubos de ensaio;
• Álcool etílico (C2H6O);
• Aparas de magnésio (Mg);
• Indicador fenolftaleína (C20H14O4);
• Óxido de Magnésio (MgO);
• Óxido de Zinco (ZnO).
• Sódio metálico (Na);
• Solução de Ácido Clorídrico (HCl 6M);
• Solução de Ácido Nítrico (HNO3 6M);
• Solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4 6M);
• Solução de Cloreto de Amônio (NH4Cl 1M);
• Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH 2M);
• Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH 6M);
• Solução de Sulfato de Cobre (CuSO4 2M);

Parte experimental:

A – Reatividade dos Metais

Colocar sobre um papel de filtro pedaços de sódio metálico e uma fita de magnésio nas mesmas condições. Observar e comparar.

Em uma cápsula de porcelana adicionar 10 ml de água destilada e duas gotas de indicador fenolftaleína. Acrescentar pequenos pedaços de sódio metálico. Observar e anotar.

Em outra cápsula de porcelana, acrescentar 5 ml de água destilada e duas gotas de indicador de fenolftaleína. Adicionar aparas de magnésio e aquecer até ebulição. Observar e comparar o resultado obtido com sódio metálico.

Adicionar 2 ml de álcool etílico em um tubo de ensaio, acrescentar sódio metálico. Observar e anotar o tipo de reação.

Repetir o procedimento acima substituindo o sódio metálico por magnésio. Comparar os resultados obtidos.

Em um tubo de ensaio, adicionar 5 ml de solução de H2SO4 6M. adicionar aparas de magnésio. Observar e anotar a reação.

Em dois tubos de ensaio, adicionar 5 ml de solução de CuSO4 2M. acrescentar cuidadosamente ao primeiro tubo, sódio metálico. No segundo tubo, adicionar limalhas de magnésio. Observar o que acorre em cada tubo, comparar os resultados.

B – Preparação de Hidróxidos/Óxidos

Adicionar uma pequena quantidade de MgO em um tubo de ensaio, acrescentar água destilada. Agitar e testar o pH. Anotar.

Em uma cápsula de porcelana, adicionar 5 ml de solução de CuSO4 2M, gotejar solução de NaOH 6M até formação de precipitado.

Aquecer a cápsula, misturar com auxilio de um bastão de vidro. Observar e anotar.

C – Reatividade

Adicionar 0,2g de ZnO em um tubo de ensaio, acrescentar 2 ml de solução de HNO3 6M. Agitar e anotar a reação.

Em dois tubos de ensaio acrescentar, separadamente, 2 ml das soluções de NH4Cl 1M e HCl 6M. Em seguida adicionar  2ml de solução NaOH 2M em cada tubo. Observar e anotar.

Resultados e Discussões

1. Reatividade dos Metais

        Após a realização do procedimento experimental observou-se que o sódio metálico exposto ao ar se oxidou, pois existe uma perda de elétrons onde, consequentemente á um aumento no NOX. (LIRA, 2017).

        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. Essa exposição também implica em sua coloração, pois a sua alta reatividade em contato com o ar, faz com que ocorra uma grande afinidade química.

Segue-se a equação da reação:

4 Na(s) + O2(g) 🡪 2 Na2O(s)

        Observa-se que as aparas de magnésio também se oxidam, pois exposta ao ar, perde o brilho prateado, pois forma óxido de magnésio.