Características gerais dos elementos do bloco s · IA – Metais alcalinos IIA – Metais...
Transcript of Características gerais dos elementos do bloco s · IA – Metais alcalinos IIA – Metais...
Características gerais dos
elementos do bloco s
Li Be
Na
K
Rb
Cs
Fr
Mg
Ca
Sr
Ra
Ba
IA IIA
IA – Metais alcalinos
IIA – Metais alcalinos terrosos
Em desuso !
Bloco s Bloco p
Bloco d
Bloco f
Relações entre os elementos das colunas 1 e 2 Relações diagonais podem existir entre vários pares de elementos. Por
exemplo Be e Al, B e Si, também são observadas:
Essa relações decorrem dos efeitos tanto do tamanho como
da carga sobre as propriedades. Descendo por um grupo, os
átomos e íons aumentam de tamanho. Movendo-se da
esquerda para a direita, o tamanho diminui. Num movimento
diagonal, o tamanho das espécies envolvidas permanece
aproximadamente o mesmo. Por exemplo, o Li é menor que o
Na, e o Mg também é menor do que o Na, mas o Li e o Mg têm
aproximadamente o mesmo tamanho.
Em situações em que o tamanho é determinante, o
comportamento desses íons será semelhante.
Li Be B C
Na Mg Al Si
Relações entre os elementos das
colunas 1 e 2 Be e Al é um caso onde se observam relações diagonais. Nesse
caso os tamanhos não são tão similares, mas as cargas por
unidade de área (densidade de cargas) são semelhantes,
porque as cargas dos íons são, respectivamente +2 e +3.
Li Be B C
Na Mg Al Si
1,0 1,5 2,0 2,5
0,9 1,2 1,5 1,8
Em alguns casos, sugere-se que as relações diagonais são
decorrentes de semelhanças diagonais nos valores de suas
eletronegatividades relativas de Pauling.
-Os compostos de Li se assemelham muito
mais aos elementos do grupo 2
(especialmente ao Mg);
-O Li é bem mais duro que os demais metais
do grupo 1;
-Apresenta P.F. e P.E. mais elevados em
relação aos demais elementos do grupo;
-Li reage menos facilmente com o oxigênio
para formar óxido.
Comparações entre o Li e os
outros metais do bloco 1
Comparações entre o Li e os
outros metais do bloco 1 -Li forma um nitreto, como os elementos do
grupo 2;
-Li reage diretamente com C e forma carbeto
iônico, como todos os elementos do grupo 2;
-Li apresenta maior tendência de formar
complexos que os demais elementos do grupo
1;
-O íon Li+ e seus compostos são mais
fortemente hidratados que os compostos dos
demais elementos do grupo 1.
Características gerais dos
elementos do bloco s
Possuem grande tendência para perder e- e formar
íons positivos.
Características gerais dos
elementos do bloco s
O caráter metálico aumenta da direita para
a esquerda e à medida que se desce nos
grupos. http://www.infoescola.com
Entalpia de ionização
Li Na
K
Rb Cs
1a E.I.
300
400
500
600
500
1000
1500
2000
Be
Ca Ba
Be+
Ca+
Ba+
1a E.I.
Energia absorvida ao se retirar um ou mais e- de um átomo
neutro no estado gasoso.
A E.I. aumentam com a diminuição dos raios atômicos.
Características gerais dos
elementos do bloco s
Hidróxidos do
Grupo 1 Li Na K Rb Cs
Aumento da força básica
Hidróxidos do
Grupo 2 Be Mg Ca Sr Ba
Aumento da força básica
Características gerais dos
elementos do bloco s Eletronegatividade relativa – Escala de Pauling
Características gerais dos
elementos do bloco s
Grupo 1 Grupo 2
Li 1.0 Be 1.5
Na 0.9 Mg 1.2
K 0.8 Ca 1.0
Rb 0.8 Sr 1.0
Cs 0.7 Ba 0.9
Fr 0.7 Ra 0.9
Baixa atração nuclear dos e-
mais externos (alta
blindagem, proporcionada
pelos e- internos).
Fortemente eletropositivos.
Fracamente eletronegativos.
Eletronegatividade relativa
Elementos do Grupo 1
1. Têm 1a E. I. baixas devido à blindagem dos
elétrons internos.
2. A remoção do segundo elétron é difícil, pois
envolve a remoção do elétrons internos dos
elementos, em orbitais totalmente preenchidos.
3. As E. I. diminuem de cima para baixo nos
grupos da T.P..
E.I. dos elementos do Grupo 2
1.Têm 1as e 2as E.I. baixas, mas menores em relação
às E.I. do Grupo 1.
2. A remoção do 3o e- é muito mais difícil, pois
envolve a remoção dos e- internos.
3. As E.I. diminuem de cima para baixo no grupo.
4. As E.I. são tipicamente maiores em relação às
do grupo 1.
Raio Atômico (nm)
Li 0,152 Be 0,112
Na 0,186 Mg 0,160
K 0,231 Ca 0,197
Rb 0,244 Sr 0,215
Cs 0,262 Ba 0,217
Fr 0,270 Ra 0.220
Li
Fr
Be
Ra
(alta blindagem proporcionada pelos e- internos)
Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e
2 – Características gerais.
A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo
1 decresce de cima para baixo.
A energia reticular (E.R.) diminui ligeiramente à
medida que se desce no grupo.
E.R. α 1/ (r+ + r-). A energia reticular deve variar
mais quando r- é pequeno, e deve variar menos
quando r- for grande.
Todos os sais simples dos metais alcalinos são
solúveis.
Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e
2 – Características gerais.
-Todos os sais simples se dissolvem em água
formando íons, logo conduzem corrente elétrica;
-Condução de corrente elétrica: Cs+>Rb+>K+>Na+>Li+ .
-Li+ é muito pequeno e muito hidratado, logo o raio
do íon hidratado será grande e ele se difundirá
lentamente em soluções aquosas;
-Cs+ é o menos hidratado o raio do íon hidratado é
menor do que o do Li+ hidratado, logo Cs+ se move
mais rapidamente em soluções aquosas e conduz mais
eficientemente correntes elétricas.
Entalpia de hidratação
Variação de entalpia (energia liberada)
de um íon genérico Mn+(g), quando esse
interage com um número x de
moléculas de água líquida, originando
uma solução aquosa desse íon, como
representado genéricamente na equação
a seguir:
Mn+(g) + x H2O(ℓ) = [M(H2O)x]n+(aq)
M+
-600
-300
Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+
Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+
-2250
-2000
-1750
-1500
Entalpia de hidratação
Tendências gerais: 1. Descendo-se nos grupos, as E.H. diminuem. À
medida que os íons tornam-se maiores, suas
densidades de carga aumentam e as atrações
eletrostáticas entre os íons e as moléculas de
água tornam-se progressivamente menores.
2. Os íons do grupo 2 têm E.H. maiores que os
do grupo 1.
Os cátios desse grupo apresentam o dobro da
carga, porém com tamanhos menores.
Entalpia de hidratação
Reações com oxigênio
Os elementos do bloco s são fortes agentes
redutores.
Seus poderes redutores aumentam à medida que
se desce nos grupos, pois fica mais fácil remover
o(s) eletron(s) de valência.
Os elementos do bloco s reagem facilmente com
oxigênio.
As exceções são o Be e o Mg.
Óxido
Normal
Peróxido Superóxido
Estrutura
de
Lewis
Elementos
que
formam
Li e demais
elementos do
grupo 2 (M)
Li2O e M2O
Ex.: Na e Ba
Na2O2 e
Ba2O2
Ex.: K, Rb, Cs
KO2
RbO2
CsO2
.. .. 2- :O-O:
.. ..
.. 2- :O:
..
. . -
:O:.O:
.. ..
Reações com oxigênio
Os peróxidos contém o íon [-O-O-]2-, são
diamagnéticos (todos os elétrons estão
emparelhados). Os superóxidos são
paramagnéticos, com 1 e- desemparelhado em um
orbital π* antiligante.
Os peróxidos são agentes oxidantes e reagem com água
ou ácido, formando peróxido de hidrogênio.
Na2O2(aq) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2O2(aq)
O Na2O2 é utilizado em recintos confinados para absorver o
CO2.
Na2O2(aq) + CO(g) → Na2CO3(aq)
Na2O2(aq) + 2CO2(g) → 2Na2CO3(g) + O2(g)
Reações de óxidos e hidróxidos
1. Todos os óxidos do grupo 1 reagem com água para
formar hidróxidos.
Óxido: O2-(g) + H2O(l) 2OH-
(aq)
Peróxido: O22-
(g) + 2H2O(l) H2O2(aq) + 2OH-(aq)
Superóxido: 2O2-(g) + 2H2O(l) 2OH-
(aq) + H2O2(aq) + O2(g)
2. Todos os óxidos/hidróxidos são básicos e suas
basicidades aumentam à medida que se desce no grupo.
3. Os óxidos/hidróxidos do grupo 2 são geralmente menos
básicos em relação aos do grupo 1. Os óxidos/hidróxidos
de Be são anfotéricos.
Reações de óxidos e hidróxidos
Óxidos Hidróxidos
Li2O LiOH
Na2O,
Na2O2
NaOH
K2O2, KO2 KOH
Rb2O2,
RbO2
RbOH
Cs2O2,
CsO2
CsOH
Óxidos Hidróxidos
BeO Be(OH)2
MgO Mg(OH)2
CaO Ca(OH)2
SrO Sr(OH)2
BaO, Ba2O2 Ba(OH)2
Reação com hidrogênio
Todos os elementos do bloco s reagem com
hidrogênio para formarem Hidretos (H-). A exceção é
o Be.
2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)
Ca(s) + H2(g) CaH2(s)
A reatividade aumenta à medida que se desce no
grupo.
Todos os hidretos são iônicos, com as exceções
de BeH2 e MgH2 , que são covalentes.
Reações de hidretos Todos eles reagem com água para produzir
hidróxidos do metal e hidrogênio, devido às
fortes propriedades básicas do íons hidreto, que se
hidrolizam facilmente em água:
H:-(s)+ H2O(l) H2(g)+ OH-(aq)
Os hidretos também são bons agentes redutores.
Eles são usados para preparar compostos
complexos, como o LiAlH4 (hidreto de lítio e alumínio)
e NaBH4 (hidreto de boro e sódio, ou boroidreto de
sódio), os quais são usados como agentes redutores
de grupos C=O em sínteses orgânicas.
Reações de aquecimento dos
elementos do bloco s Na+ Cl- (g) Na (g) + Cl (g)
Na(g) Na* (g) (estado excitado)
Na*(g) Na(g) + h (589nm, amarelo)
emitida
D
D
Reações de aquecimento dos
elementos do bloco s
HCl(aq) Amostra
Li - Vermelho escuro
Na - Amarelo
K - Lilás
Rb - Vermelho pálido
Cs - Azul
Ca - Vermelho tijolo
Sr - Vermelho sangue
Ba - Verde amarelado
Reações de aquecimento dos
elementos do bloco s M(s) M+(aq) + e-
H2O(l) + e- OH-(aq) + ½ H2(g)
Quanto mais positivo o valor de Eo, mais forte é o agente oxidante (espécie
que se reduz). De maneira análoga, quanto mais negativo for o valor de Eo,
mais forte será o agente redutor (espécie que se oxida). Por isso, em uma
tabela de potenciais padrão de redução, o poder redutor dos cátions Mn+
aumenta à medida que Eo se torne mais negativo.
A reações dos metais do bloco s pode ser explicada pelos seus valores individuais
dos seus potenciais padrão de redução (P.P.R.). O P.P.R. é uma propriedade de
um sistema macroscópico, no equilíbrio. Para um par metal(M)/cátion
metálico(Mn+), tem-se:
Mn+(aq) + ne- ⇌ M(s) , E
o (volts)
Reações de aquecimento dos
elementos do bloco s M(s) M+(aq) + e-
H2O(l) + e- OH-(aq) + ½ H2(g)
Li -3.05 volt
Na -2.71
K -2.93
Rb -2.99
Cs -3.20
Be -1.85 volt
Mg -2.38
Ca -2.87
Sr -2.89
Ba -2.90
Os potenciais padrão dos metais dos blocos 1 e 2 (tabela) sugerem que eles
são todos capazes de serem oxidados pela água.
Série de reatividade dos metais
Reatividade aumenta A série de reatividade é uma lista em ordem crescente de reatividade
química de diversas espécies químicas, entre elas metais. Ela é
organizada com base nos potenciais padrões de redução, de acordo com
uma tendência crescente a se oxidarem. No caso dos metais, à direita
estão os metais com menor tendência a se oxidar e à esquerda os com
maior tendência a se oxidar. Na presença de uma solução aquosa, a
reação de oxidação desses metais pode ser representada pela seguinte
equação química:
Me(s) Men+(aq) + ne-
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Série de reatividade dos metais
Os metais à esquerda são extremamente reativos, ou seja, a reação de
oxidação acima, têm grande tendência a ocorrer. Já os metais à direita não são
reativos e os metais no meio da lista são moderadamente reativos. Portanto,
os metais à esquerda são fortes agentes redutores, pois têm grande tendência
a se oxidar. O hidrogênio é incluído nesta listagem, apesar de não ser um
metal, pois sua posição na lista separa os metais que reagem com ácido
liberando hidrogênio gasoso (metais à esquerda do hidrogênio, na lista)
daqueles que não reagem com ácido liberando hidrogênio (metais à direita do
hidrogênio, na lista):
H+(aq) + e- H2(g)
Os metais à esquerda do Mg são tão reativos que eles reagem diretamente
com água fria. Por exemplo:
2Na(s) + 2H2O(l) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g)
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Série de reatividade dos metais
Os metais desde o ferro até o magnésio somente reagem com água em
ebulição ou com vapor d’água, liberando hidrogênio gasoso. Os metais entre
o ferro e o hidrogênio são menos reativos e liberam hidrogênio de ácidos,
mas não de água; por exemplo:
2Sn(s) + 2HCl(l) SnCl2(aq) + H2(g)
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Série de reatividade dos metais
Em contato com HCl:
Mg: Reagirá imediatamente e bastante vigorosamente, liberando
hidrogênio e "desaparecendo" (os íons magnésio ficam dissolvidos,
gerando uma solução de cloreto de magnésio).
Zn: Reagirá um pouco menos vigorosamente que o Mg.
Al: Reagirá vigorosamente, mas somente após um certo tempo (o
alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de
alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar; a
demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que
leva para o ácido reagir com o filme de óxido, removendo-o.
Série de reatividade dos metais
Em contato com HCl:
Fe: Reagirá bem mais lentamente com HCl. Somente depois de um certo
tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornarão visíveis, juntamente
com uma coloração amarela decorrente da formação do íon ferro (III), Fe3+.
Sn: Reação será visível na forma de pequenas bolhas de hidrogênio na
superfície do metal, mas somente depois de 10 minutos a 15 minutos.
Cu: Não reagirá, embora uma leve coloração amarela possa ser observada
na solução em decorrência da formação do íon complexo [CuCl4]2-(aq),
resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o
cobre. O hidrogênio tem maior tendência a se oxidar que o cobre.