Estudo Das Propriedades E Formas De Obtenção Dos Metais Alcalinos

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO

CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO - CEUNES

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS DA SAÚDE, BIOLOGICAS E AGRARIAS

FARMÁCIA

Fabiana Mendonça Ambrozim ____________           ______  Matricula: 2009101117 

Fabrício de Oliveira Araújo       ___________________Matricula: 2009103360         

João Victor Martins Antunes     ___________________Matricula: 2009105487 

Naizillah de Oliveira Albuquerque_________________ Matricula: 2009105486           

Rafaelle Gonçalves Esteves     ___________________ Matricula: 2009105464        

ESTUDO DAS PROPRIEDADES E FORMAS DE OBTENÇÃO DOS METAIS ALCALINOS

São Mateus

 2009

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO

CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO - CEUNES

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS DA SAÚDE, BIOLOGICAS E AGRARIAS

FARMÁCIA

METAIS ALCALINOS

Trabalho científico submetido à disciplina de Química Geral, tendo como professor Johnson Pontes de Moura,com requisito parcial para obtenção de nota.

São Mateus – ES

2009

Sumário

Considerações iniciais ...................................................................... 1

Apresentação da obra ....................................................................... 2

Lítio ...................................................................................................... 2

Sódio .................................................................................................... 4

Potássio ............................................................................................... 6

Rubídio ................................................................................................  8

Césio .................................................................................................... 10

Frâncio ................................................................................................. 11

Considerações finais .......................................................................... 13

Referências .......................................................................................... 14

Considerações iniciais

Os membros do grupo I são denominados metais alcalinos. São eles: lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio. A palavra “álcali” é derivada de um termo arábico que quer dizer “cinza de platina”, nos dando desde já uma suave idéia dos elementos pesquisados. Uma das características do grupo é a semelhança das propriedades químicas dos seus elementos, sendo metais leves e moles; possuem ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade baixos e altamente reativos, não sendo encontrados livres na natureza. Todavia, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor de modo que sua decomposição térmica é praticamente impossível. Os elementos do grupo também reagem com facilidade com a água, formando hidróxidos ( substâncias básicas ou alcalinas), liberando hidrogênio. Esses metais também reagem facilmente com oxigênio produzindo óxidos. Por meio dessa obra foi possível constatar que o grupo I é um dos mais importantes, pois influi e muito no cotidiano.

Apresentação da obra

1. Lítio (Li)

1.1 Histórico:

      Descoberto em 1817, por Arfevdon.

1.2  Obtenção:

A extração é feita a partir do espodumênio: LiAl(Si2O6), que reage com ácido sulfúrico, produzindo o sulfato, Li2SO4. Este reage com carbonato de sódio produzindo o carbonato, Li2CO3. E, com ácido clorídrico, forma-se cloreto, LiCl. O metal é obtido pela eletrólise do cloreto fundido, misturado com cloreto de potássio (KCl) para reduzir o ponto de fusão.

1.3 Propriedades físicas e químicas:

àNúmero atômico:   3

àPeso atômico:        6,941

àElétrons:                [He]2s1

àMassa específica do sólido (20ºC):           535 kg/m3

àPonto de fusão:                                         180,54 °C

àCalor de fusão:                                           3,0 kJ/mol

àPonto de ebulição:                                     1342 °C

àCalor de vaporização:                                147,1 kJ/mol

àCalor de atomização:                                 157,8 kJ/mol

àTemperatura crítica:                                   2950 °C

àEletronegatividade:                                    0,98 Pauling

àEstados de oxidação:                                 +1  

àResistividade elétrica:                                9,4 10-8 Ω m

àCondutividade térmica:                              85 W/(m°C)

àCalor específico:                                        3573 J/(kg°C)

àCoeficiente de expansão térmica:             4,6 10-5 (1/°C)

àMódulo de elasticidade:                             4,9 GPa

àEstrutura cristalina cúbica de corpo centrado -

O Li+ é muito menor que os outros íons do grupo IA e , por causa disso, só se mistura com sódio acima de 380º C, e é imiscível com os metais K, Rb e Cs, mesmo quando fundidos. O lítio também não forma ligas por substituição com esses metais. Já os demais metais alcalinos são miscíveis uns com os outros em todas as proporções.

Em solução, o lítio é o mais forte redutor conhecido e possui alto poder de corrosão. Reage com água, liberando gás hidrogênio. Queimando no ar, sua chama tem uma coloração vermelha, e, em atmosfera rica em oxigênio, forma-se o óxido de lítio ( Li2O), que, reagindo com a água, forma o hidróxido de lítio. Reage facilmente com ácidos e halogênios.

O lítio metálico é corrosivo e não deve entrar em contato com a pele.

Exposto ao ar, é bastante inflamável, com chamas de difícil extinção.

É o único metal que reage com nitrogênio em temperatura ambiente.

Baterias contendo lítio podem eventualmente explodir se rapidamente descarregadas (curto-circuito). Mas a maioria dos dispositivos práticos dispõe de proteção contra curtos.

1.4 Principais reações químicas:

Reação com oxigênio

4Li + O2 → 2Li2O | 2Li + O2 → 2Li2O2.

Reação com nitrogênio

6Li + N2 → 2Li3N.

Reação com água

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2.

Reação com halogênios

2Li + F2 → 2LiF | 2Li + Cl2 → 2LiCl | 2Li + Br2 → 2LiBr | 2Li + I2 → 2LiI.

Reação com ácido

2Li + H2SO4 → 2Li+ + SO4-- + H2.

1.5 Aplicações:

a) Usado na gaseificação do cobre e suas ligas e o endurecimento de ligas à base de chumbo e cálcio.

b) Na medicina o lítio é empregado sob forma de bicarbonato, utilizado no combate à uremia – excesso de ácido úrico no sangue – pela sua facilidade de formar sais solúveis com este ácido.

c) Carbonato de lítio é usado como tranqüilizante e no tratamento de algumas doenças mentais.

d) Empregado em baterias de alto desempenho devido alto potencial eletroquímico.

e) Hidreto de lítio é um poderoso redutor, e é usado como fonte de hidrogênio.

f) Hidróxido de lítio, como outros hidróxidos de metais alcalinos, absorve dióxido de carbono, mas com intensidade maior. Por isso, usado na purificação de ar em submarinos e naves espaciais. O superóxido (LiO2) e o peróxido (Li2O2) são ainda mais eficientes porque liberam oxigênio: 4LiO2 + 2CO2 → 2Li2CO3 + 3O2.

g) Lubrificantes de alto desempenho

h) Produção de vidros e cerâmicas especiais.

2. Sódio (Na)

2.1 Histórico:

      O sódio foi isolado em 1790 pelo químico inglês Humphry Davy.

2.2 Obtenção:

      Comercialmente é obtido pela eletrólise do cloreto de sódio fundido ( na realidade, uma mistura com cloreto de cálcio para baixar o ponto de fusão. Por ser mais eletropositivo, não há deposição de cálcio no catodo).

        Em outras épocas, era produzida pela reação do carbonato de sódio com carbono sob alta temperatura ( mais ou menos 1100º C) :

Na2CO3(l) + 2C(s) → 2Na(g) + 3CO(g).

2.3 Propriedades físicas e químicas:

àNúmero atômico:      11

àPeso atômico:           22,98977

àElétrons:                   [Ne]3s1

àMassa específica do sólido:                    968 kg/m3

àPonto de fusão:                                       97,8 °C

àCalor de fusão:                                        2,6 kJ/mol

àPonto de ebulição:                                   883 °C

àCalor de vaporização:                              98 kJ/mol

àTemperatura crítica:                                 2300 °C

àPressão crítica:                                        35 MPa

àEletronegatividade:                                  0,93 Pauling

àEstados de oxidação:                              +1 -

àResistividade elétrica:                              4,7 10-8 Ω m

àCondutividade térmica:                            140 W/(m°C)

àCalor específico:                                      1227 J/(kg°C)

àCoeficiente de expansão térmica:            7,1 10-5 (1/°C)

àMódulo de elasticidade:                            10 GPa

àVelocidade do som 20ºC:                          3200 m/s

àEstrutura cristalina cúbica de corpo centrado -

2.4 Principais reações

Reação com oxigênio

2Na + O2 → 2Na2O2 | 4Na + O2 → 2Na2O.

Reação com água

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.

Reação com halogênios

2Na + F2 → 2NaF | 2Na + Cl2 → 2NaCl | 2Na + Br2 → 2NaBr | 2Na + I2 → 2NaI.

Reação com ácido

2Na + H2SO4 → 2Na+ + SO4 -- + H2.

Com água, o sódio reage fortemente, produzindo o hidróxido (NaOH). Com amônia, produz o amideto de sódio:

  2 Na + 2 NH3  2 NaNH2 + H2

Quando atacado por um álcool dá origem a um alcoolato:

2 Na + 2 ROH    2 RONa + H2

Em liga com o chumbo (hidrona), o sódio ataca o cloroetano, dando origem ao chumbo tetraetila - Pb(C2H5)4, muito utilizado como antidetonante da gasolina, embora a tendência seja substituí-lo por outras substâncias que liberem menores quantidades de produtos tóxicos:

4 NaPb + 4 C2H5Cl  Pb(C2H5)4 + 4 NaCl + 3 Pb

2.5 Aplicação:

a) O cloreto de sódio é muito utilizado no alimentação, além de servir para conservar carnes, para se obter misturas refrigerantes e para perparar outros sais de sódio.

b)O nitrato é usado como fertilizante, no tratamento de minérios de níquel, na preparação de vidros.

c) Integrante de misturas explosivas ( a própria pólvora tem com um de seus componentes o nitrato de sódio, conhecido como salitre do Chile )

d) O carbonato de sódio é utilizado principalmente na indústria do vidro e na fabricação de sabões.

e) Sob forma de vapor, o sódio é usado nas lâmpadas que iluminam os túneis e nas lâmpadas de rua.

3. Potássio (K)

3.1 Histórico:

     O potássio foi descoberto em 1807, por Sir Humphry Davy.

3.2 Obtenção:

       Pode ser obtido pela eletrólise do cloreto ( KCl) líquido :

Catodo K+ + e-  → K. Anodo 2Cl-  → Cl2 + 2e-.

       Também pode ser obtido por redução ( aquecimento do composto na presença de carbono, silício ou sódio).

       Outro meio é a reação do sódio metálico com cloreto de potássio a 850ºC:

               Na + KCl ↔  K + NaCl (o potássio é separado por ser mais volátil).

3.3 Propriedades físicas e químicas

àNúmero atômico:                 19

àPeso atômico:                      39,0983

àElétrons:                              [Ar]4s1

àMassa específica do sólido:                             856 kg/m3

àPonto de fusão:                                                63,4 °C

àCalor de fusão:                                                 2,33 kJ/mol

àPonto de ebulição:                                           759 °C

àCalor de vaporização:                                      77 kJ/mol

àTemperatura crítica:                                         1950 °C

àEletronegatividade:                                          0,82 Pauling

àEstados de oxidação:                                       +1 -

àResistividade elétrica:                                      7 10-8 Ω m

àCondutividade térmica:                                    102 W/(m°C)

àCalor específico:                                              757 J/(kg°C)

àCoeficiente de expansão térmica:                    8,3 10-5 (1/°C)

àCoeficiente de Poisson:                                    0,35 -

àVelocidade do som:                                          2000 m/s

àEstrutura cristalina cúbica de corpo centrado  -

3.4 Principais reações químicas:

Reação com oxigênio

(forma o superóxido): K + O2 → KO2.

Reação com água

2K + 2H2O → 2KOH + H2.

Reação com halogênios

2K + F2 → 2KF | 2K + Cl2 → 2KCl | 2K + Br2 → 2KBr | 2K + I2 → 2KI.

Reação com ácido

2K + H2SO4 → 2K+ + SO4-- + H2.

Reage violentamente com a água, inflamando-se e liberando gás hidrogênio. Queimando no ar, sua chama tem uma coloração violeta e, em atmosfera rica em oxigênio, forma-se o superóxido (K2O4). O óxido de potássio (K2O) reage com a água, formando hidróxido de potássio. Reage facilmente com ácidos e halogênios, formando os respectivos sais.

3.5 Aplicações:

a)    Brometo de Potássio (KBr) é usado em fotografia

b)    Carbonato de potássio (K2CO3) é usado em medicamentos, sabões, vidros, etc.

c)    Fertilizantes são importantes aplicações de sais de potássio.

d)    Hidróxido de potássio é uma base forte de variadas aplicações industriais.

e)    Liga de sódio e potássio é usada como meio de transferência de calor

4. Rubídio (Rb)

4.1 Histórico:

     O rubídio foi descoberto em 1861 por Bunsen e Kirchhoff.

4.2 Obtenção:

     Pode ser produzido pela redução do cloreto com cálcio e vários outros meios.

4.3 Propriedade físicas e químicas:

àNúmero atômico:              37

àPeso atômico:                  85,4678

àElétrons:                           [Kr]5s1

àMassa específica do sólido:                                      1530 kg/m3

àPonto de fusão:                                                          39,3 °C

àCalor de fusão:                                                          2,19 kJ/mol

àPonto de ebulição:                                                     688 °C

àCalor de vaporização:                                                72,2 kJ/mol

àTemperatura crítica:                                                   1820 °C

àEletronegatividade:                                                     0,82 Pauling

àEstados de oxidação:                                                 +1 -

àResistividade elétrica:                                                 12 10-8 Ω m

àCondutividade térmica:                                                58 W/(m°C)

àCalor específico:                                                         364 J/(kg°C)

àMódulo de elasticidade:                                               2,4 GPa

àVelocidade do som:                                                     1300 m/s

àEstrutura cristalina cúbica de corpo centrado  -

É um metal alcalino, macio, leve, branco- prateado e o segundo mais eletropositivo. Entra em ignição espontaneamente no ar e reage violentamente com a água, inflamando o hidrogênio formado. A chama tem cor violeta amarelada.

Forma amálgama com o mercúrio e se liga a ouro, césio, sódio e potássio. Pode formar quatro óxidos: Rb2O, Rb2O2, Rb2O3, Rb2O4.

4.4 Principais reações químicas:

Devido á violenta reação com água, deve ser manuseado com cuidado e conservado imerso em óleo, sob vácuo ou em atmosfera inerte.

Reação com oxigênio

Rb + O2 → RbO2  (forma o superóxido).

Reação com água

2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2.

Reação com halogênios

2Rb + F2 → 2RbF | 2Rb + Cl2 → 2RbCl | 2Rb + Br2 → 2RbBr | 2Rb + I2 → 2RbI.

Reação com ácido

2Rb + H2SO4 → 2Rb+ + SO4-- + H2.

4.5 Aplicações:

a) Juntamente com o césio, é utilizado em masers - aparelhos usados para amplificação de microondas por meio de emissão estimulada de radiação. Os masers são gerados de microondas dotados de frequência rigorosamente constante. Dentre seus usos, um dos mais importantes é servir de padrão de tempo para relógios de extrema precisão. Também a relação entre rubídio e estrôncio numa rocha permite-nos conhecer sua idade.

b) Componente de fotocélulas.

c) Utilizado em artefatos pirotécnicos para produzir coloração púrpura.

d) Produção de vidros especiais

e) Remoção de resíduo de oxigênio em válvulas termiônicas.

5. Césio (Cs)

5.1 Histórico:

      O césio foi descoberto em 1860 por Bunsen e Kirchhoff.

5.2 Obtenção:

Pode ser obtido pela eletrólise do cianeto fundido e outros meios. Em forma pura, sem gás, pode ser produzido pela decomposição térmica da aziada do césio.

5.3 Propriedades físicas e químicas:

àNúmero atômico:                   55

àPeso atômico:                       132,90543

àElétrons:                                [Xe]6s1

àMassa específica do sólido:                                           1879 kg/m3

àPonto de fusão:                                                               28,4 °C

àCalor de fusão:                                                               2,09 kJ/mol

àPonto de ebulição:                                                          671 °C

àCalor de vaporização:                                                     65 kJ/mol

àTemperatura crítica:                                                        1665 °C

àEletronegatividade:                                                          0,79 Pauling

àEstados de oxidação:                                                      +1 -

àResistividade elétrica :                                                    20 10-8 Ω m

àCondutividade térmica:                                                   36 W/(m°C)

àCalor específico:                                                              242 J/(kg°C)

àCoeficiente de Poisson :                                                  1,7 -

àEstrutura cristalina cúbica de corpo centrado -

O césio é um metal líquido a 28o C e extremamente reativo.

5.4 Principais reações químicas:

Reação com oxigênio  Cs + O2 → CsO2. 

Reação com água  2Cs + 2H2O → 2CsOH + H2.

Reação com halogênios  2Cs + F2 → 2CsF | 2Cs + Cl2 → 2CsCl | 2Cs + Br2 → 2CsBr | 2Cs + I2 → 2CsI. 

Reação com ácido  2Cs + H2SO4 → 2Cs+ + SO4-- + H2. 

5.5 Aplicações:

a)O césio-137 é empregado na terapia de tumores, em um aparelho chamado "bomba de césio".

b) O césio é também utilizado em células fotoelétricas, por ser muito sensível ao efeito fotoelétrico.

6. Frâncio (Fr)

6.1 Histórico:

      O frâncio foi descoberto em 1939 por Marguerite Perey.

6.2 Obtenção:

      O elemento é resultado da desintegração de partículas alfa do actínio. Embora ocorra naturalmente em minerais de urânio, estima-se que a quantidade total na crosta terrestre seja da ordem de apenas algumas dezenas de gramas.

Pode ser obtido artificialmente pelo bombardeio de tório com prótons.

6.3 Propriedades físicas e químicas:

àNúmero atômico:                    87

àPeso atômico:                         223

àElétrons:                                 [Rn]7s1

àMassa específica do sólido:                                          s/ dado kg/m3

àPonto de fusão:                                                             27 °C

àCalor de fusão :                                                             ≈ 2 kJ/mol

àPonto de ebulição :                                                        677 °C

àCalor de vaporização:                                                    ≈ 65 kJ/mol

àTemperatura crítica:                                                       s/ dado °C

àEletronegatividade:                                                        0,7 Pauling

àEstados de oxidação:                                                     +1 -

àResistividade elétrica:                                                    s/ dado 10-8 Ω m

àTemperatura de supercondutividade:                            s/ dado K

àCondutividade térmica:                                                  15 W/(m°C)

àCalor específico :                                                           s/ dado J/(kg°C)

àCoeficiente de expansão térmica :                                 s/ dado 10-5 (1/°C)

àCoeficiente de Poisson :                                                 s/ dado -

àMódulo de elasticidade:                                                  s/ dado GPa

àEstrutura cristalina cúbica de corpo centrado –

O frâncio é um elemento instável e radiativo que aparece no desenvolvimento de uma série radioativa (a série do actínio), mas se desintegra tão rapidamente como se forma. Por isso, o frâncio não pode ser visto; o gráfico acima identifica esse elemento pela sua radiação.

6.4 Principais reações químicas:

As reações abaixo são presumidas, uma vez que o elemento é muito instável e nenhuma quantidade suficiente foi produzida, conforme dito no tópico Propriedades.

Reação com oxigênio

Fr + O2 → FrO2.

Reação com nitrogênio

-

Reação com água

2Fr + 2H2O → 2FrOH + H2.

Reação com halogênios

2Fr + F2 → 2FrF | 2Fr + Cl2 → 2FrCl | 2Fr + Br2 → 2FrBr | 2Fr + I2 → 2FrI.

Reação com ácido

2Fr + H2SO4 → 2Fr+ + SO4-- + H2.

6.5 Aplicações:

      É utilizado em reatores nucleares.

Considerações finais

Por meio dessa obra , pode –se fazer as seguintes ponderações:

• Seus elementos possuem propriedades químicas semelhantes;
• São os mais violentamente reativos;
• Não são encontrados em estado livre na natureza;
• Fundem – se em baixas temperaturas;
• Metais leves de coloração cinza prateada;
• Possuem ponto de fusão, ponto de ebulição e densidades baixos;
• Configuração eletrônica de valência : ns1 (n é o numero do período).
• Possuem elevada condutividade elétrica;
• Expostos ao ar, oxidam – se com facilidade;
• Apresentam uma primeira energia de ionização fraca, o que indica uma fraca atração do núcleo sobre seu elétron de valência

Referências

• www.ptable.com

• http://www.geocities.com/Vienna/Choir/9201/grupo_IA.htm

• Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente (3ª ed., Atikins, Peter e Jones, Loretta)

• http://www.mspc.eng.br/quim1/quim1_003.asp

• http://www.scribd.com/doc/3563852/Metais-alcalinos

• Enciclopédia Britânica Barsa

• http://ube164.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/inorganica/grupo_1a.htm