UNIVERSIDADE IBIRAPUERA
Curso de Química
RELATÓRIO
Prática n.2 – METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS TERROSOS
Everton Bonturim
Marcia Alencar
Marcos
Roseli Domingues
Roseli
São Paulo
2008
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Propriedades dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos, Trabalhos de Química
Relatório sobre as propriedades dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Trabalho com co-autorias.
Tipologia: Trabalhos
Antes de 2010
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UNIVERSIDADE IBIRAPUERA
Curso de Química
RELATÓRIO
Prática n.2 – METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS TERROSOS
Everton BonturimMarcia Alencar Marcos Roseli Domingues Roseli
São Paulo
EVERTON BONTURIM
MARCIA ALENCAR
MARCOS
ROSELI DOMINGUES
ROSELI
RELATÓRIO
Prática n.2 – METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS TERROSOS
Trabalhoavaliação apresentadoda disciplina como parteQuímica da InorgânicaUniversidade Ibirapuera, sob orientação do curso de Química da da professora Dra. Deiby Santos Gouveia.
São Paulo 2008
INTRODUÇÃO
Apresenta-se aqui o relatório da aula experimental realizada aos 06 dias do mês de Outubro, em presença da professora Dra. Deiby Santos Gouveia e da turma do 4º semestre do curso de Química, no laboratório de física da Universidade. Em princípio a intenção deste relatório é de analisar e comentar/discutir os resultados obtidos a partir das reações realizadas com alguns dos elementos das famílias I-A e II-A da tabela periódica, para isso, contamos com a teoria estudada no decorrer do semestre, das aulas de Química Inorgânica. Para que possamos compreender melhor os fenômenos aqui estudados e observados iremos retomar alguns conceitos básicos das Propriedades Gerais dos elementos dessas duas famílias (grupos).
OBJETIVOS
O objetivo deste relatório é de observar a reatividade dos elementos sódio (Na) e magnésio (Mg) em presença de H 2 O, álcool etílico (H 5 C 2 OH), ácidos e sais. A partir das reações realizadas, a análise do produto formado e a forma como tal elemento reagiu, podemos concluir algumas de suas propriedades características e a reatividade do mesmo. Além da reatividade, a solubilidade também é uma característica importante de cada elemento, por tanto analisaremos essa propriedade nos metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Ligas: Quando uma mistura de dois metais é aquecida ou quando um metal é misturado com um elemento não-metálico, pode ocorrer uma das seguintes situações: a. Forma-se um composto iônico; b. Forma-se uma liga intersticial; c. Forma-se uma liga substitucional; d. Resulta uma simples mistura; A ocorrência de uma ou outra dessas situações depende da natureza química dos elementos envolvidos, dos tamanhos relativos dos átomos metálicos e dos átomos adicionados.
METAIS ALCALINOS (GRUPO I)
Todos esses elementos são metais; são excelentes condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. Possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Os hidróxidos e óxidos são bases muito fortes e os oxo-sais são muito estáveis.
OBTENÇÃO DOS METAIS
Os metais desse grupo são reativos demais para serem encontrados livres na natureza. Todavia, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor, de modo que sua decomposição térmica é praticamente impossível. Os metais alcalinos podem ser obtidos por eletrólise de um sal fundido, geralmente dos haletos fundidos. Geralmente, impurezas são adicionadas para abaixar o ponto de fusão. O sódio (Na) é obtido a partir da eletrólise de uma mistura fundida constituída de cerca de 40% de NaCl e 60% de CaCl 2 , numa célula de Downs. Essa figura funde a cerca de 600ºC, bem abaixo dos 803ºC do NaCl puro. Numa célula semelhante a de Downs poderia ser usada para obter potássio eletrolisando KCl fundido, Contudo, a célula deve ser operada a temperaturas mais elevadas, pois o ponto de fusão do KCl é mais elevado. Rb e Cs são produzidos de maneira semelhante, reduzindo seus cloretos com Ca a 750ºC, sob pressão reduzida.
TABELA 1 – ESTRUTURAS ELETRÔNICAS ELEMENTO Lítio SÍMBOLO Li CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 1s (^2) 2s (^1) ou [He] 2s 1 Sódio Na 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 ou [Ne] 3s^1 Potássio Rubídio (^) RbK^ 1s1s^22 2s2s 22 2p2p^66 3s3s^22 3p3p^66 4s3d^110 4s (^2) 4p (^6) 5s 1 ou [Ar] 4sou [Kr] 5s^11 Césio Cs 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^10 4s^2 4p^6 4d^10 5s^2 5p^6 6s^1 ou [Xe] 6s^1 Frâncio Fr^ [Rn] 7s^1
IMAGEM^ SEM
Figura 2 – metálico Lítio Figura 3 Metálico – Sódio Figura 4 - Potássio Figura 5 - Rubídio Figura 6 - Césio Figura 7 - Frâncio
correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim, o lítio reage a uma velocidade moderada; o sódio metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar 2Li 2Na 2K
Os óxidos típicos, M2O, são fortemente alcalinos Os hidróxidos reagem com ácidos para formarem sais e água e são utilizadas em muitas reações de neutralização. As bases também reagem com CO2, até mesmo com quantidades traço presentes no ar, formando os carbonatos.
LiOH NaOH
FIGURA 8 – QUAIS SE ADICIONARAM O LÍTIO, O SÓDIO E O POTÁSSIO, RESPECTIVAMENTE, EM REAÇÃO COM A ÁGUA, UMAS GOTAS DE SOLUÇÃO ALCOÓLICA DE FENOLFTALEINA INDICADOR ADQUIRIU A COR CARMIM, INDICANDO A FORMAÇÃO DE BASES.
correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim, o lítio reage a uma velocidade moderada; o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se; e o potássio funde e sempre se inflama.
- 2H 2 O 2LiOH +
- 2H 2 O 2NaOH +
- 2H 2 O 2KOH +
Os óxidos típicos, M2O, são fortemente alcalinos, reagindo com água formando bases fortes. Os hidróxidos reagem com ácidos para formarem sais e água e são utilizadas em muitas reações de neutralização. As bases também reagem com CO2, até mesmo com quantidades traço presentes no ar, formando os carbonatos. Os hidróxidos reagem com alcoóis, formando alcóxidos.
KOH H 2 O
O LÍTIO, O SÓDIO E O POTÁSSIO, RESPECTIVAMENTE, EM REAÇÃO COM A ÁGUA, UMAS GOTAS DE SOLUÇÃO ALCOÓLICA DE FENOLFTALEINA INDICADOR ADQUIRIU A COR CARMIM, INDICANDO A FORMAÇÃO DE BASES.
correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa à medida que se desce o funde na superfície da água e o se; e o potássio funde e sempre se inflama. H 2 H 2 H 2
reagindo com água formando bases fortes. Os hidróxidos reagem com ácidos para formarem sais e água e são utilizadas em muitas reações de neutralização. As bases também reagem com CO2, até mesmo com quantidades traço Os hidróxidos reagem com alcoóis, formando alcóxidos.
Álcool Etílico^ H^5 C^2 OH
O LÍTIO, O SÓDIO E O POTÁSSIO, RESPECTIVAMENTE, EM REAÇÃO COM A ÁGUA, UMAS GOTAS DE SOLUÇÃO ALCOÓLICA DE FENOLFTALEINA. ESTE AS
METAIS ALCALINOS TERROSOS (GRUPO II)
Os elementos do Grupo 2 apresentam as mesmas tendências nas propriedades que foram observadas no Grupo 1. Contudo, o berílio é uma exceção, diferindo muito mais em relação aos demais elementos do grupo que o lítio no caso dos elementos do grupo 1. Todos os compostos de berílio e bário são muito tóxicos. Esses elementos formam uma série bem comportada de metais altamente reativos, mas menos reativos que os metais do grupo 1. Geralmente, são bivalentes e formam compostos iônicos incolores. Os óxidos e hidróxidos são menos básicos que os dos elementos do Grupo 1: portanto seus oxossais (carbonatos, sulfatos, nitratos) são mais susceptíveis ao calor. O magnésio é um importante metal estrutural, sendo usado em grandes quantidades (303.000 toneladas em 1993). Os íons Mg2+^ e Ca2+^ são elementos essenciais ao ser humano; e Mg2+^ é um importante constituinte da clorofila.
ESTRUTURA ELETRÔNICA
Todos os elementos do Grupo 2 possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais externo. Ignorando os níveis internos preenchidos, as suas estruturas eletrônicas podem ser representadas como 2s^2 , 3s^2 , 4s^2 , 5s^2 , 6s^2 , 7s^2.
Figura 9 – Berílio Figura 10 Magnésio – Figura 11- Cálcio Figura 12– Estrôncio Figura 13- Bário Figura 14 - Rádio
REAÇÃO COM ÁCIDOS E BASES
Todos os metais do Grupo 2 reagem com ácidos liberando H 2 , embora o berílio reaja lentamente. O berílio é anfótero, pois também reage com NaOH, formando H2 e berilato de sódio. Mg, Ca, Sr e Ba não reagem com NaOH, sendo tipicamente básicos.
EXPERIMENTAL
1. Materiais: 1.1. Bastão de vidro; 1.2. Béquer (100 ml); 1.3. Pipetas graduadas; 1.4. Tubos de Ensaio; 1.5. Vidro de relógio; 1.6. Cápsulas de porcelana; 1.7. Estante de madeira para tubos de ensaio; 1.8. Espátulas; 1.9. Papel indicador; 1.10. Pinça de madeira; 1.11. Óculos de segurança; 1.12. Luvas 2. Reagentes: 2.1. Sódio (Na) metálico; 2.2. Magnésio (Mg) metálico; 2.3. Ácidos HCl (6N); HNO 3 (6N) 2.4. Bases NaOH (6N) 2.5. Óxido MgO(s) 2.6. Sais CuSO 4 (0,1N); NH 4 Cl (1M) 2.7. Álcool etílico P.A. 2.8. Fenolftaleína.
3.1.6. Em dois tubos de ensaio colocar 3 mL de solução de sulfato de cobre 1N. Manter os tubos na estante. Com a ajuda da professora adicionar cuidadosamente ao primeiro tubo, um pedacinho de sódio metálico. Observar o que ocorre e tentar explicar. No segundo tubo adicionar limalhas de magnésio. Comparar.
3.2. COMPOSTOS – ÓXIDOS E HIDRÓXIDOS/PREPARAÇÃO E REATIVIDADE:
PREPARAÇÃO DE HIDRÓXIDOS
- Reação: Metal + Água OBS.: reação feita no item 2 do procedimento 3.1.
- Reação: Óxido + Água Em um tubo de ensaio colocar uma pequena quantidade de MgO e adicionar água destilada. Agitar e testar o pH.
- Reação: Sal de metal + Base Em uma cápsula de porcelana colocar 3 mL de solução de CuSO4 1N e adicionar gotas de solução de NaOH 1N, até o aparecimento de precipitado.
3.3. PREPARAÇÃO DE ÓXIDOS 3.3.1. Desidratação de Bases: Aquecer a cápsula de porcelana contendo a base preparada anteriormente, misturando sempre com a ajuda de um bastão de vidro! Observar e anotar!
3.3.2. REATIVIDADE
Reação com ácidos para formar sais minerais: Colocar em um tubo de ensaio 0,2g de MgO e 2 mL de solução de HNO3 6N. Agitar e observar.
Reação entre soluções de bases fortes e concentradas com as substâncias que têm caráter ácido, formando os sais correspondentes: Transferir para dois tubos de ensaio, separadamente, 2 mL das soluções de NH4Cl 1M e HCl 6N. Em seguida, adicionar a cada tubo 2 mL de solução de NaOH 2N. Aquecer o primeiro tubo, cuidadosamente! Observar o que ocorre e anotar. (Obs.: no primeiro tubo sentir o odor de amônia e no segundo tubo poderá usar indicador fenolftaleína para facilitar a observação).
C 2 H 5 OH + Na C 2 H 5 -O-NA+1/2H 2 b) A reação não ocorre porque os metais alcalinos terrosos não reagem com alcoóis.
REAÇÃO DE ÁCIDO SULFÚRICO COM MAGNÉSIO: Há uma rápida efervescência, onde as limalhas de Magnésio são corroídas pelo H2SO4, dissolvendo-se. Ocorreu uma reação rápida e exotérmica. H 2 SO 4 + Mg Mg(SO 4 ) + H 2 REAÇÃO DE SÓDIO E MAGNÉSIO COM SULFATO DE COBRE: 1º Tubo – CuSO 4 ( 1N ) + Na. Observou-se uma intensa reação com efervescência (liberação de H 2 ). Ocorreu uma reação endotérmica, formando uma solução coloidal com um precipitado azul gelatinoso. CuSO 4 + Na NaSO 4 + Cu
2º Tubo – CuSO 4 ( 1N ) + Mg Observa-se o Cu precipitado na placa e o Mg passa para a solução, formando Mg(SO 4 ). CuSO 4 + Mg MgSO 4 + Cu
COMPOSTOS
- PREPARAÇÃO DE HIDRÓXIDOS -
REAÇÃO: ÓXIDO + ÁGUA (MgO + H 2 O) Resultado: Depois da agitação a coloração ficou branca, formando um precipitado de MgOH, pouco solúvel em H 2 O.
O pH da solução ficou na faixa entre 9 – 10. (Medida feita com papel indicador Tornassol).
REAÇÃO: SAL DE METAL + BASE (CuSO 4 + NaOH): Resultado: Há formação de precipitado gelatinoso de coloração azul. CuSO 4 + NaOH NaSO 4 + Cu(OH)
- PREPARAÇÃO DE ÓXIDOS –
DESIDRATAÇÃO DE BASES Cu(OH) 2 Aquecemos a cápsula de porcelana e o Cu(OH) 2. Houve desidratação do composto, propiciando a formação de CuO(s), que é caracterizado pela coloração acastanhada do produto final.
- REATIVIDADE – REAÇÃO COM ÁCIDOS PARA FORMAR SAIS MINERAIS: Formou-se um sal + água MgO + 2HNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + H 2 O Precipitado branco + solução translúcida, indicando a pouca solubilidade do sal formado.
REAÇÃO ENTRE SOLUÇÕES DE BASES FORTES E CONCENTRADAS COM AS SUBSTÂNCIAS QUE TÊM CARÁTER ÁCIDO, FORMANDO OS SAIS CORRESPONDENTES: