Características gerais dos elementos do bloco s · Os hidretos também são bons agentes...

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



Possuem grande tendência para perder e- e formar íons positivos.

O caráter metálico aumenta à medida que se desce nos grupos.



Grupo I Grupo II

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.

Fortemente

eletropositivos.

Fracamente

eletronegativos.

Eletronegatividade relativa

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

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+

2nd IE

1a E.I.

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 isso

envolve a remoção do elétrons internos dos

elementos.

3. As E. I. diminuem de cima para baixo nos grupos.


Elementos do Grupo 2

1. Têm 1as e 2as E.I. baixas.

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.


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

Na e Ba K, Rb, Cs

.. .. 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 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

O Na2O2 é utilizado em recintos confinados para absorver o CO2

Na2O2 + CO → Na2CO3

Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2

Reações de óxidos e hidróxidos 1. Todos os óxidos do grupo 1 reagem com água

para formar hidróxidos.

Oxido: O2- + H2O 2OH-

Peróxido: O22- + 2H2O H2O2 + 2OH-

Superóxide: 2O2- + 2H2O 2OH- + H2O2 + O2

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/idróxidos 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



Hidróxidos do

Grupo I Li Na K Rb Cs

Aumento da força básica.

Hidróxidos do

Grupo II Be Mg Ca Sr Ba

Aumento da força básica

Reação com hidrogênio

Todos os elementos do bloco s reagem com hidrogênio para formarem

hidretos. 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 H:-

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.

(1ª) Entalpia reticular (ΔHret): quando um soluto se dissolve na água, a primeira

etapa é a de separação de seus íons que estão num retículo cristalino. Para

romper as ligações entre os íons é necessário que se forneça energia ao sistema.

Portanto, esse primeiro processo é endotérmico, pois absorve energia; sendo

sua entalpia positiva (ΔH > 0).

Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2

Alguns conceitos importantes:

(2ª) Entalpia de hidratação (ΔHhid): depois da separação dos íons, eles são

envolvidos pelas moléculas do solvente. No caso da água, ela é o solvente e

dizemos que está ocorrendo uma hidratação. Os dipolos da água são atraídos

respectivamente pelos íons de carga oposta; assim, para que haja essa

interação, é necessária a liberação de energia. Desse modo, na hidratação a

entalpia será negativa (ΔH < 0), pois o processo é exotérmico.

A variação de entalpia da solução (ΔHsol) será determinada pela somatória

dessas duas entalpias. Se o resultado der positivo, significa que a entalpia reticular

é maior, portanto a entalpia de dissolução indicará que o processo é endotérmico.

O diagrama de entalpia de uma dissolução endotérmica é representado a seguir:

Isso é indicado pelo caso da dissolução do iodeto de

potássio mostrado a seguir:

Se o resultado for positivo, a entalpia de

hidratação será maior que a reticular e o

processo é exotérmico.


A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo 1 decresce

de cima para baixo.

A energia reticular (E.R.) dos metais diminui ligeiramente no

grupo.

A energia hidratação varia mais acentuadamente de cima para baixo.

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

MX(s) H2O

H sol

M+(aq) + X-(aq)

M+(g) + X-(g)

H hidratação -H ret


H sol -H ret H hidratação = +

Solubilidade dos compostos dos

grupos 1 e 2

Os compostos do grupo 1 são mais solúveis do que os do grupo 2,

pois os íons dos elementos do grupo 1 têm cargas menores e

tamanhos maiores. Além disso, eles apresentam entalpias de

redes cristalinas (Hret) menores e entalpias de solução (Hsol)

mais exotérmicas.

Solubilidade dos compostos dos

grupos 1 e 2 3. Os hidróxidos dos grupos 1 e 2 são tipicamente iônicos.

Descendo-se nos grupos, menores entalpias são necessárias para

desfazer os retículos cristalinos à medida que o tamanho dos cátions

aumenta. Contudo, a mudança da entalpia de solução é bem menor,

devido aos menores valores do termo 1/r. Como resultados, a

entalpia de solução torna-se mais exotérmica e a solubilidade

aumenta, descendo nos grupos.

Reações de aquecimento dos

elementos do bloco s Na+ Cl- (g) Na (g) + Cl (g)

Na(g) Na* (g)

Na*(g) Na(g) + h (589nm, amarelo)



HCl(aq) Amostra

Li - Vermelho escuro

Na - Amarelo

K - Lilás

Rb - Vermelho pálido

Cs - Azul

Ca - Vermelho tijolo

Sr - Vermelho sangue

Ba - Verde amarelado


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 alcalinos e alcalino-terrosos (tabela) sugerem

que eles são todos capazes de serem oxidados pela água.

M+

-600

-300

Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+

Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+

-2250

-2000

-1750

-1500

H2O

M+(g) + H2O M+(aq) + calor

Entalpia de hidratação

Tendências gerais:

1. Descendo-se nos grupos, as E.H. diminuem.

(À medida que os íons tornam-se maiores, a densidade de

carga aumenta e a atração eletrostática entre os íons e as

moléculas de água torna-se progressivamente menor.

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



+

+

+

-

-

-

Poder

polarizante,

aumento do

caráter iônico

Estabilidade

dos íons

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


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)



Os metais desde o ferro até o magnésio somente reagem com água em

ebulição ou com vapor d’água, liberando hidrogênio gasoso. Os metais

à esquerda do ferro, mas à direita do hidrogênio são menos reativos e

liberam hidrogênio de ácidos, mas não de água; por exemplo:

2Sn(s) + 2HCl(l) SnCl2(aq) + H2(g)



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, assim removendo-o.


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 CuCl42-(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.

Características gerais dos elementos do bloco s · Os hidretos também são bons agentes...

Documents

Transcript of Características gerais dos elementos do bloco s · Os hidretos também são bons agentes...