REATIVIDADE DOS ELEMENTOS DOS GRUPOS 1, 2 E 13 DA TABELA PERIÓDICA

2 – INTRODUÇÃO

Os metais são elementos caracterizados por sua alta condutividade elétrica, dureza, cor prateada, ou amarelada, alto ponto de fusão e ebulição. São encontrados na natureza em forma de óxidos, sais e hidróxidos. São sólidos à temperatura ambiente (25ºC). Sódio, potássio, magnésio e cálcio são abundantes na crosta terrestre, mas os demais metais requerem muita energia para serem obtidos.

A estrutura atômica dos metais é a Cristalina, que se constitui por cátions do metal envoltos por uma nuvem de elétrons. A capacidade que os metais têm de conduzir eletricidade se explica pela presença dessa nuvem de elétrons, que conduz corrente elétrica nos fios de eletricidade, não só neles, mas em qualquer objeto metálico.

Os metias dos grupos 1 e 2 são chamadas respectivamente de alcalinos e alcalinos terrosos. Esses metais possuem pouco controle sobre seus elétrons de valência, devido ao seu tamanho, e, por isso, são conhecidos por suas baixas energias de ionização e entalpia de vaporização. Dessa forma, são fortes agentes redutores, e os metias do grupo 1 e do cálcio ao bário do grupo 2 reagem rapidamente com a água.

No grupo 1, como a camada de valência só tem um elétron, a ligação do metal puro é fraca, levando a pontos de fusão, ebulição e densidades baixos. Esses parâmetros crescem de cima para baixo no grupo.

Já a energia de ionização, que é a energia necessária para retirar o elétron mais fracamente ligado ao núcleo (elétron de valência), tanto no grupo 1 quanto no grupo 2, decrescem de cima para baixo e aumentam da esquerda para a direita nos períodos da tabela periódica. Isso é explicado pelo tamanho do raio atômico, que aumenta de cima para baixo e diminui da esquerda para a direita na tabela, pois quanto maior o átomo menor é a energia necessária para a retirada do elétron, pois este está cada vez mais distante do núcleo.

Assim, é possível visualizar que o grupo 1 terá menores energias de ionização do que o grupo 2 e em ambos ela diminui de cima para baixo. Também é possível notar que o grupo 1 será mais reativo que o 2, por possuir apenas um elétron de valência e ter raios maiores. Após a retirada do primeiro elétron, a energia para a retirada do próximo aumenta porque a carga nuclear efetiva divide a atração que exercia no que foi retirado nos demais. No entanto, quando o átomo perde todos os elétrons da camada de valência, este adquire uma configuração estável, o que torna a retirada de um dos elétrons restantes inviável, devido a grande quantidade de energia necessária para isso.

Nesse contexto, encontram-se as reações de oxirredução, que são aquelas em que há transferência de elétrons entre os átomos. A molécula, íon ou átomo que doa o elétron sofre oxidação. Já a que recebe sofre redução. Essa tendência de ganhar e perder elétrons compreende a reatividade dos elementos químicos envolvidos.

Os metais têm tendência em doar elétrons, e quanto maior a tendência de doá-los, maior é a reatividade do metal. Consequentemente, está relacionada com a energia de ionização.

Os metais do grupo 13 possuem 3 elétrons de valência e lustro semelhante ao da prata, mas seus pontos de fusão variam de forma irregular no grupo. Suas energias de ionização decrescem regularmente pelo grupo. Sendo que a variação do B ao Al se deve ao aumento do raio atômico, já para os demais elementos a responsável é blindagem ineficiente dos elétrons do bloco d.

3 – OBJETIVO

O objetivo desta atividade experimental foi investigar, de forma geral, a reatividade dos elementos metálicos: sódio (G. 1), magnésio (G. 2) e alumínio (G.13), tendo como base observações empíricas das velocidades reacionais destes metais com água, etanol e ácido clorídrico.

4 – PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

4.1 – EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS

- Tubos de ensaio (6) ˗ Estante para tubos de ensaio (1)

˗ Papel indicador de pH (10 medidas) ˗ Espátula (3)

˗ Cronometro ˗ Pipetas (3) de 5 mL

˗ Pera ˗ Caneta para rotular vidrarias

˗ Óculos de proteção ˗ Luvas de borracha

4.2 – REAGENTES E SOLUÇÕES

Na, Mg e Al. HCl 12,33% (= diluído 1:3)

H2O destilada Etanol absoluto

Fenolftaleína

4.3 – METODOLOGIA

- Foram Rotulados 6 tubos de ensaio(de 1 a 6) para que fique fácil a identificação.

- Nos tubos 1 e 2 foi adicionado 1 mL de H2O destilada.

- Nos tubos 3 e 4 foi adicionado 1 mL de etanol.

- Nos tubos 5 e 6 foi adicionado 1 mL de HCl( 1:3 ).

- Em cada tubo foram adicionadas 2 gotas de fenolftaleína.

- Em seguida, mediu-se o pH de todos os tubos.

- Foi adicionado ao tubo 1 (com auxílio da professora e dentro da capela) um pedaço de sódio metálico. Então anoutou-se as observações e cronometrou-se o tempo em que o sódio foi consumido.

- Foi adicionado ao tubo 2 um pedaço de magnésio metálico. Então anoutou-se as observações e cronometrou-se o tempo em que o Magnésio estava reagindo.

- Foi adicionado ao tubo 3 (com auxílio da professora e dentro da capela) um pedaço de sódio metálico. Então anoutou-se as observações e cronometrou-se o tempo em que o sódio foi consumido.

-Foi adicionado ao tubo 4 um pedaço de magnésio metálico. Então anoutou-se as observações e cronometrou-se o tempo em que o Magnésio estava reagindo.

- Foi adicionado ao tubo 5 (utilizando óculos de proteção) um pedaço de alumínio. Então anotou-se as observações da reaço e cronometrou-se o tempo em que alumínio foi consumido.

- Foi adicionado ao tubo 6 (utilizando óculos de proteção) um pedaço de magnésio. Então anotou-se ãs observações da reação e cronometrou-se o tempo em que ela estava acontecendo.

- Mediu-se o pH de todos os tubos após as reações.

5 – RESULTADOS E DISCUSSÕES

Todos os reagentes eram incolores. Após as gotas de fenolftaleína serem