Bloco-s

Adelaide Viveiros / Petronílio Cedraz Elementos do Bloco “s”: alcalinos e alcalino-terrosos

Por que os elementos do bloco “s” formam íons positivos?

Os elementos dos grupos 1 (Li ao Cs) e 2 (Be ao Ba) da tabela periódica, na sua forma

elementar, são todos metais. Suas estruturas eletrônicas consistem de uma configuração de gás nobre (o

GN anterior) seguida de um subnível s com 1 ou 2 elétrons, respectivamente. Por isso, eles são

denominados elementos do bloco-s.

O que permite afirmar que um dado elemento, na sua forma elementar, é um metal?

Escreva as estruturas eletrônicas do Li ao Cs, do Be ao Ba e compare-as.

Alcalinos (grupo 1) e alcalino–terrosos (grupo 2), nas suas formas elementares, encontram-se

como sólidos, M(s), nos quais os respectivos átomos M estão ligados uns aos outros via ligação metálica.

Assim, pode-se imaginar que a primeira etapa envolvida na reação desses elementos consiste na

formação dos átomos isolados, isto é, do elemento no estado gasoso, M(g).

Escreva uma equação que represente a formação dos átomos dos alcalinos e dos alcalino-terrosos

isolados, a partir das suas formas elementares.

Qual é a energia envolvida no processo representado no item acima? Inclua essa energia,

representando-a como EA (energia de atomização) na equação, e justifique sua resposta.

Os átomos gasosos formados, no processo acima representado, podem formar compostos

através de três processos eletrônicos: i) compartilhando elétrons; ii) perdendo elétrons; iii) ganhando

elétrons. No caso dos elementos do bloco-s, exceto para o berílio, não se encontra compostos formados

pelo compartilhamento de elétrons com outros elementos. Em geral, eles formam compostos iônicos nos

quais eles são os cátions – íons positivos. Para formar íons positivos, elétrons de valência devem ser

retirados dos átomos gasosos e esse é um processo que ocorre com fornecimento de energia:

M(g) + EI M+(g) + e

Qual é o nome da energia representada, na equação acima, como EI? Defina-a.

Elementos do Bloco-s: agentes redutores


2

Escreva uma equação que represente a formação dos íons alcalinos, M+, e alcalino–terrosos, M

2+, a

partir dos átomos isolados.

Qual é a configuração eletrônica do íon Na+? E a do íon Mg

2+?

A energia total de formação dos cátions gasosos é a soma da energia para atomizar (EA), que

para os elementos do bloco-s é a energia livre padrão de sublimação (Go), e da energia para ionizar (EI).

Essas energias e as entalpias da afinidades eletrônicas, para os elementos do bloco-s, estão

apresentadas na TABELA 1.

TABELA 1 – ENERGIAS PARA FORMAÇÃO DOS ÍONS DO BLOCO-s, NO ESTADO GASOSO

ELEMENTO

PROPRIEDADE

Li Na K Rb Cs

Go subl., M(g), (kJ.mol

-1) 127 77 61 53 49

1a E. Ioniz., M

+(g), (kJ.mol

-1) 520 500 420 400 380

2a E. Ioniz., M

2+(g) (kJ.mol

-1) 7300 4600 3100 2700 2400

1a Entalpia daA. Eletr. M(g)

(kJ.mol-1

) 59,6 52,9 48,4 46,9 45,5

Be Mg Ca Sr Ba

Go sublimação (kJ.mol

-1) 287 113 144 131 146

1a E. Ioniz., M

+(g), (kJ.mol

-1) 900 740 590 550 500

2a E. Ioniz., M

2+(g) (kJ.mol

-1) 1800 1450 1150 1060 970

3a E. Ioniz., M

3+(g) (kJ.mol

-1) 14800 7700 4900 4200 3600

1a A. Eletr. M(g) (kJ.mol

-1) 18 21 186 146 46

O que é afinidade eletrônica?

Analise os dados apresentados na TABELA 1 e responda:

a. Qual é a proporção entre os valores das duas 1as

energias de ionização do sódio? E do

magnésio? Como você pode explicar esses valores?

b. Por que a 3a energia de ionização do Mg é muito maior que a 2

a?

c. Qual dos íons alcalinos, M+(g), é mais facilmente formado? E dos alcalino-terrosos, M

2+(g)?

d. Quais os possíveis estados de oxidação para os alcalinos? E para os alcalino-terrosos?

e. O processo de formação de íons M+ é exotérmico ou endotérmico?

f. Qual íon é mais fácil de ser formado: M+ ou M?

Os dados apresentados na TABELA 1 são úteis para o entendimento do seguinte fato: “os

elementos do bloco-s são os que formam íons positivos mais facilmente (o processo de formação requer

menos energia) quando comparados com os outros elementos do mesmo período”. Os valores das

energias de formação dos seus cátions (energia para formar o átomo gasoso mais aquela para formar o


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cátion gasoso), quando comparadas com aquelas dos outros elementos, são, em geral, os menores. Daí

porque, a química desses elementos, como será visto a seguir, é predominantemente aquela na qual eles

estão na forma de íons positivos. Entretanto, uma análise dos dados da TABELA 1 nos remete a um

questionamento: por que a química dos elementos do bloco-s é a dos íons positivos e, não, dos íons

negativos, se a energia total para formar cátions M+ é muito maior que aquela para formar ânions M?

Para entender este fato, basta pensar no seguinte: não se deve analisar a formação do íon por si só, isto

é, o positivo sem o negativo ou vice-versa. Além disso, íons positivos ou negativos, por si só não formam

nada, não existem! Depois de formados, ou eles interagem uns com os outros para formar compostos

iônicos, ou interagem com as moléculas do solvente no qual eles se formam. Em ambos os casos, as

energias liberadas nas interações (íon–íon ou íon–molécula) é que vão quando comparadas com aquelas

necessárias para formar os íons, determinar se o íon se forma ou não. Esses aspectos serão analisados

nos itens a seguir.

Por que os elementos do bloco-s são bons agentes redutores?

Todos os metais alcalinos e os alcalino-terrosos apresentam potencial de eletrodo padrão positivo

para a conversão do respectivo metal em seu cátion hidratado. Exceto para o berílio, esse valor é maior

que 2,0 volts.

As etapas envolvidas no processo de transformação do metal em seu íon hidratado, ou seja, na

reação do metal com a água, podem ser representadas, do ponto de vista do que acontece com o metal,

como:

ETAPA 1. M(s) M(g) E1 = energia de sublimação (∆H sublimação)

ETAPA 2. M(g) Mn+

(g) + n e E2 = energia de ionização (∆H ionização)

ETAPA 3. Mn+

(g) Mn+

(aq) E3 = energia de hidratação(∆H hidratação)

Onde n = 1, se alcalino, ou 2, se alcalino-terroso.

As etapas 1 e 2 são endotérmicas, enquanto que a 3 é exotérmica. A energia total resultante das

três etapas é que determinará a maior ou menor facilidade do elemento de atuar como agente redutor, ou

seja, de reagir com a água e ser oxidado.

Qual dos íons alcalinos, M+, você espera ser mais fortemente hidratado? E dos alcalino-terrosos, M

2+?

Por quê?

Windows 7

Highlight

Windows 7

Highlight


4

A TABELA 2 apresenta valores das energias livres de formação padrão, Go, dos íons aquosos

dos elementos do bloco-s e dos potenciais de eletrodo padrão, o, para a redução do íon hidratado.

TABELA 2 – ALGUMAS PROPRIEDADES DOS ALCALINOS E ALCALINO-TERROSOS

ELEMENTO

PROPRIEDADE

Li Na K Rb Cs

Go formação (kJ.mol

-1), M

+(aq) 293,3 261,9 283,3 284 292

o (volt) [M(s) → M

+(aq) + e] +3,03 +2,71 +2,92 +2,93 +2,92

Be Mg Ca Sr Ba

Go formação (kJ.mol

-1), M

2+(aq) 379,7 454,8 553,3 559,4 560,7

o (volt) [M(s) M

2+(aq) + 2e] +1,85 +2,37 +2,87 +2,89 +2,91

Com base nos dados apresentados na TABELA 2, discuta:

a) Qual dos íons alcalinos hidratados é mais facilmente formado? E dos alcalino-terrosos? Dê uma

explicação para cada uma de suas respostas.

b) Qual dos elementos do bloco-s é melhor agente redutor?

Compare suas conclusões sobre a reatividade dos elementos do bloco-s frente à água com os dados

de o apresentados na TABELA 2.

Então, por que os elementos do bloco-s são bons agentes redutores?

Por serem bons agentes redutores, os elementos do bloco-s são encontrados na crosta terrestre

na forma oxidada: M+ para os alcalinos e M

2+ para os alcalino–terrosos.

Compostos dos Elementos do Bloco-s: sólidos iônicos

Como foi visto os elementos do bloco-s, quando comparados com os demais elementos dos

respectivos períodos, são os que formam íons positivos com mais facilidade. Seus compostos são

predominantemente iônicos, nos quais eles se encontram na forma de cátions, M+, no caso dos alcalinos

e, M2+

, para os alcalino-terrosos.

Escreva equações que representem a formação dos íons dos elementos do bloco-s, identificando as

energias envolvidas no processo.

No estudo da formação de compostos iônicos, destacam-se duas etapas importantes:


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1. Formação dos íons gasosos (cátion e ânion).

2. Formação do sólido iônico a partir dos seus íons constituintes.

A etapa 1 consiste de: a) formação dos átomos isolados, a partir do elemento na sua forma

elementar; b) formação dos íons a partir dos átomos isolados. Tomando como exemplo a formação do

cloreto de sódio, Na+C(s), as etapas a e b podem ser representadas pelas seguintes equações:

a) Formação dos átomos isolados: Na(g) e C(g)

Na(s) Na(g) (+) EA = energia de atomização = energia de sublimação (∆H sublimação)

½ C2(g) C(g) (+) E’A = ½ energia de ligação (1/2(∆H dissociação)

b) Formação dos íons a partir dos átomos isolados: Na+(g) e C(g)

Na(g) Na+(g) + e (+) EI = energia de ionização

C(g) + e C(g) () (∆H afinidade eletrônica)

Considerando os valores das energias citadas nas etapas a e b, tem-se os dados apresentados no

QUADRO 1:

QUADRO 1

Etapa Entalpia (kJ/mol)

Na(s) Na(g) + 108

½ C2(g) C(g) + 121,5

Na(g) Na+(g) + e + 496

C(g) + e C(g) 355

Na(s) + ½ C2(g) Na+(g) + C(g) + 370,5

A partir desses dados pode-se concluir que o processo de formação dos íons Na+(g) e C(g) é

endotérmico, ou seja, ocorre com fornecimento de energia.

A etapa 2 – formação do sólido iônico a partir dos seus íons constituintes – consiste da

interação dos íons, no estado gasoso, para formar o sólido iônico. De modo geral, essa etapa pode ser

representada como:

M+(g) + X(g) M

+X(s) () U = energia reticular

Esse processo, ao contrário daquele de formação dos íons, é exotérmico, ou seja, a energia reticular é

sempre um valor negativo. No caso da formação do cloreto de sódio, a equação acima pode ser escrita

como:

Na+(g) + C(g) Na

+C(s) U = 780 kJ/mol


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Discuta porque a energia reticular é sempre um valor negativo, ou seja, porque a etapa de formação

do sólido iônico, a partir de seus íons constituintes, ocorre com liberação de energia.

O calor de formação de um sólido iônico é dado pela soma de todas as diferentes etapas do

processo. Para o caso do cloreto de sódio, tem-se:

Hoformação = H

osub + H

odissoc + EI + AE + U

Hoformação = 108 + 121,5 + 496 + (355) + (780)

Hoformação = 409,5 kJ/mol de NaC (s)

O Hoformação é um dado que é usado para avaliar a estabilidade de uma dada substância: quanto mais

negativo for esse valor mais estável tende a ser a substância assim formada. Entretanto, é bom lembrar

que o parâmetro que determina a estabilidade é o Goformação – energia livre de formação – o qual inclui o

fator entálpico, (H), e o entrópico, (S). Para o cloreto de sódio o valor de Goformação é 384,2 kJ/mol.

A TABELA 3, a seguir, apresenta valores de U, Hoformação e G

oformação para os cloretos dos

alcalinos e dos alcalino–terrosos.

TABELA 3 – DADOS DAS ENERGIAS ENVOLVIDAS NA FORMAÇÃO DE CLORETOS DOS

ELEMENTOS DO BLOCO-s

Composto U (kJ/mol) Ho

f (kJ/mol) Go

f (kJ/mol)

LiC 848 408,6 384,4

NaC 780 411,2 384,2

KC 711 436,7 409,2

RbC 685 435,3 407,8

CsC 661 443,0 414,5

BeC2 3020 490,4 445,6

MgC2 2526 641,3 591,8

CaC2 2258 795,8 748,1

SrC2 2156 828,9 781,2

BaC2 2056 858,6 810,4

Com base nos dados apresentados na TABELA 3, responda:

a) Qual dos cloretos dos alcalinos é mais facilmente formado a partir dos íons gasosos? E qual é

mais estável? Sugira uma explicação para sua resposta.


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b) A partir dos respectivos cloretos, qual íon alcalino é mais facilmente formado? E alcalino–terroso?

Discuta sua resposta.

c) Os cloretos dos alcalinos são mais ou menos estáveis que os dos respectivos alcalino–terrosos,

do mesmo período? Sugira uma explicação para sua resposta.

Compostos dos Elementos do Bloco-s: comportamento em água

Os compostos (sais, óxidos, hidróxidos) dos elementos do bloco-s são predominantemente

iônicos e o cátion é sempre o alcalino ou alcalino-terroso. Esses cátions, quando comparados com os

demais do mesmo período, são os que apresentam menor carga e maior raio, portanto são os que

apresentam menor relação carga / raio. Por isso, o que se observa é que, quando compostos desses

elementos misturam-se com a água, os seus cátions, exceto o de berílio (Be2+

), simplesmente tornam-se

hidratados.

Represente como cátions interagem com a água, quando hidratados.

Discuta qual dos íons alcalinos e qual dos alcalino–terrosos você esperaria interagir mais fortemente e

mais fracamente com a água.

Uma das propriedades mais importantes dos sólidos iônicos é o seu comportamento em água.

Como esses compostos são formados de íons, em água ocorrerá a interação dos íons positivos com o

pólo negativo da molécula da água e, dos íons negativos com o pólo positivo. As intensidades dessas

interações variam de acordo com o tipo de íon: íons pequenos e com alta carga atrairão mais fortemente

o pólo da molécula H2O do que íons grandes e com carga menor. Em outras palavras, quanto mais alta

for a relação carga / raio do íon mais forte será a atração mútua entre ele e as moléculas de água.

Pode-se observar que, em água, alguns compostos iônicos formam soluções ou não. Se o

processo de dissolução ocorre, os íons são separados e tornam-se hidratados. Entretanto, existem íons

que reagem com a água e essas reações são conhecidas como hidrólise. No caso dos compostos dos

elementos do bloco-s, ocorre o seguinte:

a) Aqueles dos alcalinos são quase todos solúveis em água e essa solubilidade diminui para os

respectivos compostos dos alcalino–terrosos;

b) Os íons alcalinos, em água, estão hidratados e os dos alcalino-terrosos também, exceto o Be2+

.

Para entender o item (a) – solubilidade de compostos iônicos em água –, deve-se fazer uma

análise das energias envolvidas no processo de dissolução, ou seja, de formação de soluções. Portanto,

é preciso levar em conta as forças que atuam entre as partículas do soluto, do solvente e do soluto com o


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solvente. Como regra geral, espera-se que ocorra a formação de soluções quando a intensidade das

forças de atração entre soluto e solvente são comparáveis àquelas que existem entre as partículas do

próprio soluto e as do próprio solvente. Isso sugere que há três tipos de interações envolvidas na

formação de soluções:

1. Interações soluto – soluto

2. Interações solvente – solvente

3. Interações soluto – solvente

No caso da solubilidade de sólidos iônicos em água, como o solvente é o mesmo, serão

consideradas apenas duas etapas: 1 e 3, isto é, a ligação iônica e as interações íon–dipolo,

respectivamente.

Vamos considerar cada uma dessas interações separadamente, como se elas ocorressem em

etapas distintas, mas não se deve esquecer que elas ocorrem simultaneamente.

Separação das partículas do soluto. Para isso acontecer, é preciso fornecer energia para separar os

íons que formam o sólido iônico. Será usada a letra Q como símbolo para essa energia e, para essa

etapa, Q1. Por convenção, energia fornecida é representada como um valor positivo, ou seja, +Q1.

+ (+Q1)

Interação das partículas do soluto e do solvente. Nesse caso, essa interação é do tipo íon–dipolo.

Mas seja ela qual for, essa etapa ocorre com liberação de energia e seu valor, por convenção, tem

sinal negativo, representado aqui por Q2.

+ +

+ +

+

Representação do processo de separação dos íons. Para separar partículas é preciso fornecer energia, +Q1.

Representação da formação de forças atrativas entre íons do sólido iônico

e moléculas polares do solvente. Ocorre liberação de energia, Q2.

+

+

+ + +

+ +

(Q2)


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A energia ou calor total envolvido na formação de uma solução de um sólido iônico em água é

igual a soma dos calores que correspondem a cada uma das duas etapas citadas, ou seja:

Q(solução) = Q1 + Q2

Onde o valor de Q1 é o da energia reticular e o de Q2, é o calor de hidratação dos íons que formam o

sólido. Se o calor de solução é negativo, a dissolução ocorrerá, ou seja, o soluto vai se dissolver no

solvente. Nesse caso, a energia reticular é menor, em valor absoluto, que a de hidratação. Mas, se o calor

de solução é positivo, a dissolução poderá ocorrer ou não, a depender do quão positivo ele será. Isso

porque tem um outro fator que influencia no processo de dissolução – a entropia do sistema.

O quadro a seguir apresenta informações sobre a solubilidade, em água, de alguns compostos dos

elementos do bloco-s. Após analisá-las, compare como variam entre os alcalinos, entre os alcalino-

terrosos e entre um grupo e outro. Discuta os resultados encontrados.

Hidróxidos Solubilidade (25oC) Sulfatos Solubilidade (25

oC)

NaOH Solúvel Na2SO4 Solúvel KOH Solúvel K2SO4 Solúvel CsOH Solúvel Cs2SO4 Solúvel

Mg(OH)2 Ks = 2,0 x 1011

mol/dm3 MgSO4 Solúvel

Ca(OH)2 Solúvel CaSO4 Ks = 2,0 x 105 mol/dm

3

Ba(OH)2 Solúvel BaSO4 Ks = 1,0 x 1010

mol/dm3

Para entender o item (b) – comportamento de cátions em água –, deve-se fazer uma análise das

intensidades das interações das cargas positivas dos cátions, M+ ou M

2+, com o pólo negativo da

molécula de água, H2O. Essas interações são de caráter eletrostático nas quais a carga positiva é a do

cátion e, a negativa, o pólo () da molécula H2O. Assim, pode-se dizer que quanto maior for a carga do

cátion e menor for o seu tamanho, maior relação carga/raio, mais fortemente esse cátion interagirá com o

pólo negativo da molécula H2O.

A hidrólise de íons é uma reação ácido–base de Brönsted-Lowry entre os íons e a água, para dar

ou H3O+ ou OH, se os íons são, respectivamente, cátions ou ânions. Assim, de acordo com a acidez ou

basicidade, tem-se:

1. Sólidos iônicos que dão soluções neutras porque nenhum íon reage com a água. Tais sais contêm

cátions e ânions que estão simplesmente hidratados em água, pois as forças do cátion como ácido de

Brönsted-Lowry e, do ânion, como base, são semelhantes àquelas da água. Exemplos: sódio (Na+),

potássio (K+), cálcio (Ca

2+), magnésio (Mg

2+), bário (Ba

2+), cloreto (C

−), etc.


10

H

H H

H

2. Sólidos iônicos que dão soluções ácidas porque o cátion reage com a água. Neste caso, o cátion é

ácido de Brönsted-Lowry mais forte que a água. Exemplos: Fe2+

, Fe3+

, A3+

.

3. Sólidos iônicos que dão soluções alcalinas porque o ânion reage com a água. Neste caso, o ânion é

uma base de Brönsted-Lowry mais forte que a água. Exemplos: HCO3 (hidrogenocarbonato), HPO4

2

(hidrogenofosfato), CO32 (carbonato), O

2 (óxido).

Mas por que alguns íons reagem com a água e outros não? Esse comportamento depende da

relação carga / raio do íon: se essa relação for suficientemente alta para que a interação do íon com a

carga parcial do dipolo da molécula H2O promova a quebra de ligações OH na água, o íon reage com a

água e ocorrerá a formação de íons H3O+, no caso de cátions, e de íons OH, para ânions. Veja as

Figuras a seguir:

FIGURA 1 – REPRESENTAÇÃO DE CÁTION E ÂNION HIDRATADOS

FIGURA 2 – REPRESENTAÇÃO DA HIDRÓLISE DE UM CÁTION

Se a atração entre o cátion metálico e o pólo negativo da água é suficientemente forte, a polaridade da

ligação O H dessa molécula aumenta em relação àquela das moléculas não ligadas diretamente ao

cátion e pode chegar a ponto de promover a reação entre a água e o cátion, ou seja, a quebra de ligações

M+

O

O

O O : :

:

:

:

:

:

:

H H

H H

H

H H

H

H O O H

O H

O H

H

H

: X:

: :

:

: :

:

:

:

:

:

H

H

M+

O

O

O O

: :

:

:

:

:

:

:

H H

H H

H

H O

O

O H + H O +

O

H H

H H

H

H

M+

:

:

: :

:

: :

:

:

: H

H

:

: O


11

O H da molécula H2O ligada ao cátion. Nesse caso, o cátion hidratado atua como um ácido de

Brönsted-Lowry, doando prótons para a água. No caso de cátions dos alcalinos e alcalino-terrosos,

somente o Be2+

reage com a água, os outros apenas hidratam-se.

Com base no que foi visto sobre hidrólise de cátions, explique:

a) Por que os cátions dos alcalinos não reagem com a água?

b) Por que, dos íons alcalino-terrosos, apenas o Be2+

hidrolisa?

c) O que se pode fazer para evitar a hidrólise de cátions?

Bibliografia Consultada

HILL, G. E HOLMAN, J. Chemistry in Context. 3a ed. Hong Kong: Thomas Nelson Ltd.. 1989. Cap. 15.

LEE, J.D., Concise Inorganic Chemistry. 4a ed. London: Chapman & Hall, 1991, Cap. 9.

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