1.propriedades Dos Elementos - Grupo I

 

 

Propriedades dos elementos

 A tabela periódica é dividida nos elementos principais (representativos) e de transição. Elementos principais: Blocos s e p (metais, não metais e metalóides) Elementos de transição: Blocos d e f (metais)  A química destes elementos e seus compostos está associada ao comportamento dos seus electrões s e p ou d e f  respectivamente.  respectivamente.

Elementos do Grupo I 

O grupo dos metais alcalinos e do hidrogénio. Hidrogénio :

Ocorre principalmente na água e combustíveis fósseis. É formado por três isótopos: O prótio, 1H, com cerca de 99,985% de abundância; o deutério, 2H, 3

com 0,015%; e o trítio, H (radioactivo)  Átomo de hidrogénio: Um núcleo contendo um protão (+1) e uma orbital electrónica com 1 electrão (1S1) Formas de ligação no átomo de hidrogénio:   Ligação covalente com outro átomo:

•

Ex. H2, H2O, HCl(gas)  ou

CH4 1

 

  • 

Cedência de um electrão para formar H +. Catião bastante

pequeno com elevado poder polarizante Ex. HCl e H2SO4, O protão existe como ião H3O+  •  Captação de um electrão para formar H . Ex. LiH e CaH2  - Posição do hidrogénio na tabela periódica gerou controvérsia. Porquê?  Obtenção do Hidrogénio se Industrial do Hidrogénio

- A maior quantidade provém da reforma catalítica de hidrocarbonetos com vapor de água: CH4(g) + H2O (g) = 3H2 (g) + CO (g) - Reacção da água com o monóxido de carbono: CO (g) + H2O (g) = CO2 (g) + H2 (g) O dióxido de carbono é removido precipitando-o segundo a equação: CO2 (g) + CaO (s) = CaCO3 (s) O hidrogénio assim produzido é usado na obtenção do amoníaco pelo processo de Haber-Bosch. - Electrólise de soluções de NaOH ou KOH

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No laboratório também se usa: CaH2 (s) + 2H2O (l) = Ca(OH)2 (s) + 2H2 (g) ou Mg (s) + 2HCl (aq) = MgCl2 (aq) + H2 (g)

Propriedades do Hidrogénio

- Gás incolor, inodor e insolúvel em água com P.E. muito baixo (252oc) - Combina-se com qualquer elemento formando hidretos, excepto os gasos raros. Reacções dificilmente ocorrem à temperatura ambiente, devido a enorme força da ligação H – H (a energia de dissociação da ligação é 436 Kj/mol).  Aplicações do Hidrogénio Hidrogénio

Produção de amoníaco pelo processo Haber-Bosch: N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) catalisador: Fe., 380 – 450oC, 200 atm.

Produção de metanol: 2 H2 (g) + CO (g) = CH3OH catalisador: Cu/Zn. 300oc

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Elementos do grupo I A: Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr)

Possuem somente um único electrão de valência (ns1). O sódio e o potássio ocorrem na água dos mares ou em compostos como o NaCl, Na2B4O7.10H2O (bórax), Na2CO3.NaHCO3.2H2O, NaNO3, Na2SO4, KCl.MgCl2.6H2O (carnalite), KCl, etc. O lítio aparece na espodumena (LiAl(Si2O6)) e na lepidolite (Li2 Al  Al2(SiO3)3(FOH)2). O césio e o rubídio são obtidos como produtos secundários durante o processamento de lítio. O Frâncio, por ser radioactivo, é o mais raro. Tem um tempo de meia vida de T 1/2 = 21 minutos.

Elementos

Li

Na

Estrutura electrónica Raio atómico (nm)

2s1  3s1  4s1  5s1  6s1  7s1  0,16 0,19 0,24 0,25 0,27 0,28

Raio iónico (nm) Energia de ionização (eV) Potencial padrão de redução (V) Ponto de fusão (oC)

0,068 5,39 -3,05 179

Ponto de ebulição (oc)

1350 883

0,098 5,14 -2,71 97,8

K

Rb

Cs

Fr

0,133 4,34 -2,92 63,6

0,149 4,18 -2,93 38,8

0,165 0,178 3,89 ... -2,92 ... 28,5 ≈ 20

776

705

690

620

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Os seus valores de energia de ligação são baixos e, por isso, apresentam os menores pontos de fusão e ebulição entre os metais. Os metais alcalinos são macios e moles, apresentam o brilho típico dos metais e conduzem calor e electricidade. São os elementos menos electronegativos da tabela pperiódica, eriódica, têm maior tamanho nos respectivos períodos, têm os menores valores de energia de ionização e formam preferencialmente compostos iónicos. Quando excitados por meio de uma chama, no seu regresso ao estado fundamental, emitem energia ∆E = hυ, com cor característica: O lítio tem uma cor vermelha, o sódio amarela, o potássio lilás, o rubídio e o césio azul/violeta. Obtenção

Não são facilmente obtidos por redução dos seus óxidos ou outros compostos. Também não podem ser obtidos a partir da electrólise de soluções aquosas. São obtidos normalmente por electrólise de sais fundidos: Processos à temperaturas elevadas, são por isso caros, exigem investimentos elevados em equipamentos para o trabalho à altas temperaturas e têm custos elevados de energia.

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Electrólise de misturas de sais: Por exemplo, na eletrólise de NaCl fundido adiciona-se CaCl2  até aproximadamente 2/3 para baixar o ponto de fusão de 803 até 505ºC. 2 Na+ (l) + 2 Cl- (l)

 2 Na (s) + Cl2 (g)

→

O potássio é obtido ao reduzir KOH ou KCl fundido com sódio, enquanto que rubídio e césio são preparados por redução dos seus cloretos fundidos com cálcio. Propriedades químicas

São muito reactivos, aumentando a sua reactividade ao descer no grupo, devido a diminuição da energia de ionização. Reagem com a água 2 M + 2 H2O

  2 MOH + H2 

→

O lítio lentamente, o sódio rápidamente, o potássio inflama-se, e o rubídio e o césio reagem explosivamente Na reacção com o oxigénio, estes mostram um comportamento variado: - O lítio forma somente o Li2O Li + O2   Li2O →

- O sódio forma Na2O somente se a quantidade de oxigénio disponível for limitada. Na presença de excesso de oxigénio forma 2 Na + O2 

  Na2O2 

→

6

 

 

- Os restantes elementos formam superóxidos. M + O2     MO2  →

Todos esses óxidos (básicos) reagem com a água formando hidróxidos: Li2O + H2O Na2O2 + 2 H2O 2 KO2 + 2 H2O

 LiOH

→

 2 NaOH + H2O2 

→

 2 KOH + H2O2 + O2

→

Reagem directamente com o H2 formando hidretos iónicos: 2 M + H2   2 MH →

Esses hidretos reagem com a água MH + H2O   MOH + H2  →

Obtenção dos halogenetos 2 M + X2   2 MX ou 2 M + 2 HX  2 MX + H2  →

→

Diferenças entre o Lítio e os restantes elementos do grupo

- O lítio tem uma temperatura de fusão e de ebulição anormalmente elevada e é muito mais duro. - Reage menos prontamente com o oxigénio formando o óxido, Li2O. - Reage com o nitrogénio formando Li3N. - Reage directamente com o carbono formando carbeto, Li4C. +

- O ião Li  e seus compostos são mais fortemente hidratados. 7

 

 

Elementos do grupo II A: Metais alcalino-terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)

O cálcio e o magnésio aparecem maioritariamente na água do mar e no solo na forma dos compostos CaCO3  (calcite e calcário), MgCO3.CaCO3  (dolomite)  , MgCO3  (magnesite)  , MgSO4.H2O e KCl.MgCl2.6H2O (carnalite). O Berílio é pouco abundante e difícil de extrair. Aparece em pequenas quantidades nos minerais Be2SiO4  e Be3 Al  Al2Si6 O18. O estrôncio e o bário também são escassos, mas abundam mais que berílio e rádio. Este último, é o mais escasso de todos por ser radioactivo. Elementos

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Estrutura electrónica Raio atómico (nm) Raio iónico (nm)

2s2  3s2  4s2  5s2  6s2  7s2  0,113 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235 0,034 0,074 0,104 0,120 0,138 0,144

Energia de ionização (eV) Potencial padrão de redução (V) Ponto de fusão (oC)

18,21 15,03 11,87 11,03 10,00 10,15 -1,85 -2,36 -2,87 -2,89 -2,91 -2,92 1285 651 850 770 710 960

Ponto de ebulição (oc)

2970 1107 1480 1380 1640 1140

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- São metais divalentes, mais macios que a maioria dos metais. Porém são mais duros que os metais alcalinos. - Os elementos IIA são muito reactivos mas não mais que os elementos IA, pois têm energias de ionização maiores. - Apesar de a energia de ionização do ião M 2+  ser relativamente elevada, formam, compostos iónicos devido a elevada energia de rede envolvida - Por terem mais um electrão de valência que os elementos IA, têm tamanhos ligeiramente menores e pontos de fusão e de ebulição mais elevados. - À semelhança dos metais alcalinos, os elementos IIA mais pesados (Ca, Sr e Ba) apresentam cores características no teste de chama. O berilío e o magnésio têm riscas que não estão na região visível do espectro. A chama do cálcio é vermelha (tijolo), a do estrôncio é vermelho (sangue) e a do bário, verde-amarelada.

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Obtenção

Tal como os elementos IA, não podem ser obtidos por redução dos seus óxidos ou outros compostos. Os primeiros três metais alcalino-terrosos (Be, Mg e Ca) têm sido obtidos por electrólise de fundidos dos respectivos cloretos com adição de Nacl e KCl para baixar a temperatura. O estrôncio e o bário são obtidos por redução dos seus óxidos SrO + 2 Na 3 BaO + 2 Al

 Sr + Na2O

→

 3 Ba + Al2O3 

→

Propriedades químicas

São menos electropositivos que os do grupo IA, mas ainda assim reagem com H2O, excepto o berílio. O magnésio reage à quente: Mg + H2O  H2 + MgO →

O óxido formado é insolúvel em água. Os restantes elementos reagem com água à frio: M + 2 H2O  H2 + M(OH)2  →

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 A força da base aumenta ao descer no grupo, pois aumenta a solubilidade dos hidróxidos destes elementos em água: Mg(OH)2  < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2   Ao reagir com bases, o Be(OH)2 forma o complexo hidroxiberilato: Be(OH)2 + 2 KOH

 K 2[Be(OH)4]

→

Os metais alcalino-terrosos reagem directamente com o oxigénio mas o berílio e o magnésio só reagem à temperaturas elevadas: 2 M + O2   2 MO →

Com o aumento do tamanho do metal, aumenta a tendência de formação de peróxidos: 2 BaO + O2   2 BaO2  →

Ca(OH)2 + H2O2   ... →

CaO2 

→

Com excepção do berílio e do magnésio, os elementos IIA reagem directamente com o hidrogénio: M + H2  MH2  →

Formação de halogenetos: M + X2   MX2 (berílio reage à temperaturas elevadas) →

ou 2 HX + M

 MeX2 + H2 

→

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Diferentemente do grupo IA, reagem directamente com o nitrogénio formando nitretos: 3 M + N2   M3N2  →

Esses nitretos reagem com a água formando amoníaco: M3N2 + 3 H2O

 2 NH3 + 3 MO

→

Diferenças entre o berílio e os restantes elementos do grupo

 Analogamente ao que vimos no primeiro grupo, entre o primeiro elemento e os restantes do grupo existem diferenças assinaláveis: - O ião berílio (Be2+) tem um grande poder polarizante, e forma, por isso, compostos marcadamente covalentes. - Berílio forma complexos, diferentemente dos elementos dos grupos I e II. - Sob acção do HNO3 o berílio passiva-se, não reagindo. - Be(OH)2  é anfotérico, enquanto que os hidróxidos dos restantes elementos deste grupo são bases.

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