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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.



Possuem grande tendência para perder e- e formar

íons positivos.



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.



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


elementos do bloco s Eletronegatividade relativa – Escala de Pauling



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


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.


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



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)

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)


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


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 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)



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.


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.

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