Características gerais dos elementos do bloco s · PDF fileA remoção do segundo elétron é difícil, pois isso envolve a remoção do elétrons internos ... reativos e os 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



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

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



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

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+

1a E.I.

Energia liberada ao se retirar um ou mais e- de um átomo

neutro no estado gasoso.

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, em orbitais totalmente

preenchidos.

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 (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



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

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.

Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2

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.

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.

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

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.

Relações entre os elementos das colunas 1 e 2

As relações de similaridade entre o Li e o Mg seguem a correlação diagonal

na tabela periódica. Relações diagonais podem existir entre outros pares de

elementos. Por exemplo Be e Al, B e Si, também são observadas:

As relações diagonais 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 outro caso onde se observam relações diagonais. Nesse caso os

tamanhos não são tão similares, mas as cargas por unidade de área 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 eletronegatividades.

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