Fisico quimica-metais alcalinos (grupo 1)

Metais Alcalinos-Grupo 1

E.B.2,3 Visconde De Chanceleiros Ano Letivo

2015/2016

Prof.Ana Veloso

Trabalho Realizado Por: Ana Rita Carvalho 9ºC Nº3

Introdução:Os metais alcalinos são um conjunto de elementos químicos que se encontram no grupo 1 da tabela periódica.

Tabela Periódica:• A tabela periódica está

dividida em 18 grupos e 7 períodos. Os metais alcalinos encontram-se no grupo 1.o Lítio (Li);o Sódio (Na);o Potássio (K);o Rubídio (Rb);o Césio (Cs);o Frâncio (Fr).• O hidrogénio, apesar de se encontrar no

Grupo 1, não é considerado um metal alcalino.

Atenção

Hidrogénio

HidrogénioInformação Geral

Nome, símbolo e número Hidrogénio, H , 1

Série Química Não metais

Grupo, Período 1,1

Massa atómica 1,00794 u ± 0,00001 u

Configuração eletrónica 1s1

Combustão Do Hidrogénio

Link do vídeo: https://www.youtube.com/watch?v=jelKt2wueXE

Utilização do hidrogénio no cotidianoNa Industria:

O hidrogénio é utilizado pela industria química para síntese das matérias plásticas, do poliéster e do nylon.No domínio espacial, o hidrogénio é um combustível leve e eficiente: a título de exemplo, 1 kg de hidrogénio contem três vezes mais energia do que 1 kg de gasolina. Reage com o oxigénio líquido transportado nos foguetões (em particular Ariane 5) para fornecer uma grande quantidade de energia.A industria de vidro também utiliza hidrogénio. Para obter vidro plano (para janelas, ecrãs planos, etc.), o vidro em fusão é estirado a cerca de 1 000°C sobre um banho de estanho também ele próprio em fusão. Uma atmosfera protetora constituída por azoto e hidrogénio permite proteger esse banho de estanho.Na eletrónica , o hidrogénio é utilizado como gás de varrimento aquando das etapas de depósito de silício ou da produção de circuitos impressos.

Vidro Plano

http://www.airliquide.pt/pt/sectores-de-actividade/quimica-e-refinaria.html

http://www.airliquide.pt/pt/sectores-de-actividade/vidros-e-minerais-nao-metalicos.html

Utilização do hidrogénio no cotidianoNo ambiente:

O enxofre é uma impureza contida naturalmente nos combustíveis fósseis. A sua combustão produz óxidos de enxofre (em particular SO2), que podem provocar problemas respiratórios e poluição atmosférica. Para dessulfurar os combustíveis, recorre-se ao hidrogénio desde a fase de refinação o qual vai reagir com os átomos de enxofre de hidrogénio (H2S).O hidrogénio é ainda utilizado em pilhas de combustível, onde combina com o oxigénio do ar para produzir eletricidade, rejeitando apenas água. Este sistema, muito silencioso, já permite propulsar veículos.

Autocarro com pilha de combustível

A História Do Hidrogénio

Em ,1766, o químico Henry Cavendish identificou este gás como uma substância química individual chamando-lhe primeiramente “gás inflamável”. Este gás não era “desejado”, foi fruto duma reação entre um ácido e um metal realizada na altura , mas foi Antoine Lavoisier que nomeou de Hidrogênio o elemento em 1783, e descobriu a também assim posteriormente a formula da água. É o elemento mais abundante no universo, mas na crosta terrestre é relativamente difícil de encontrar esse gás (H2).É obtido através de eletrólise, reações de metais com ácidos, reações de carvão ou hidrocarbonetos com vapor de água a alta temperatura.

Henry Cavendish

Antoine Lavoisier

Lítio

LítioCaracterísticas gerais

Nome: Lítio Massa Atómica:6,941

Número atómico:3 Grupo:1 (Metais Alcalinos

Período:2 Número de eletrão de valência: +1

Símbolo: Li

Propriedades Físicas Do LítioPropriedades Físicas

Densidade (g/cm3):0,53 Cor: Branco-Prata

Ponto de fusão (ºC): 181 Ponto de ebulição: (ºC):1330

Volume atómico (cm3):13

Propriedades Químicas

Reação com o oxigénio formando óxidos:

- Reação de combustão do lítio 2Li(s)+O2(g)2Li2O1(s)

Chama da combustão do Lítio da reação com o oxigénio

Propriedades Químicas• Reage com a água formando hidróxidos básicos e hidrogénio

-Reação do Lítio com a água2Li(s)+2H20(L)2LiHO(aq)+H2(g) Reação do Lítio com água

Utilização Do Lítio No CotidianoÉ o sólido de maior calor específico e, por isso, encontra aplicações em processos de transferência de calor, mas é corrosivo e precisa de manipulação especial.- Usado como agente de liga em compostos orgânicos sintéticos.- Hidreto de lítio é um poderoso redutor e é usado como fonte de hidrogênio.- Empregado em baterias devido ao elevado potencial eletroquímico.-Vidros e cerâmicas especiais têm adição de lítio. Cloreto e brometo de lítio são materiais altamente higroscópicos e, por isso, usados em sistemas de secagem industriais. Solução de brometo de lítio é usada como absorvente em equipamentos de refrigeração por absorção. Carbonato de lítio é usado como tranquilizante e no tratamento de algumas doenças mentais.-Usado em lubrificantes (graxas) de alto desempenho.

Comprimidos para o tratamento do alzheimer.

Pilha de Lítio

A História do LítioO lítio foi descoberto em 1817, por Johan August Arfvedson, quando trabalhava como assistente no laboratório de Berzelius. Ele verificou a presença do metal num minério chamado petalita (LiAlSi4O10). O lítio metálico foi obtido por Bunsen e Matthiessen, em 1855, por eletrólise do LiCl fundido. O seu nome lítio, deriva do grego lithos, que significa pedra. Este nome foi dado em contraste com os outros metais alcalinos descobertos por Davy, que descobriu o sódio e o potássio de vegetais.

Johan August Arfwedson

Sódio

SódioCaracterísticas Gerais

Nome: Sódio Massa Atómica: 22,9898

Numero Atómico:11 Grupo: 1 (Metais Alcalinos)

Periodo:3 Número de eletrão de valência: +1

Símbolo: Na

Propriedades FísicasPropriedades Físicas

Densidade (g/cm3): 0,97 Cor: prata

Ponto de fusão (ºC): 98 Ponto de ebulição (ºC): 883

Volume Atómico (cm3): 23,7

Propriedades Químicas• Reação com oxigénio formando óxidos

-Reação de combustão do sódio:

4Na(s)+O2(g) 2Na2O(s)

Chama da combustão do sódio da reação com o oxigénio


-Reação do sódio com a água

2Na(s)+2H2O(L)2NaHO(aq)+H2(g)

Reação do sódio com a água

A Utilização do sódio com o cotidiano:O sódio pode ser utilizado para a formação de ligas metálicas com metais como o chumbo. Através de seus cloretos ou óxidos, o sódio pode ser utilizado também para a geração de outros metais como o titânio e o zircônio.A aplicação mais comum de sódio é para a produção de lâmpadas a vapor de sódio, são aquelas lâmpadas amarelas utilizadas na iluminação de ruas e estradas. Quando é jogado no fogo, a chama adquire uma cor amarela proveniente dos íons de sódio.Os compostos de sódio mais utilizados são:Silicatos - mais utilizado para a fabricação de vidro;Clorato - utilizado na fabricação de explosivos;Hidróxido de Sódio - utilizado para produção de sabão, papel, celulose, etc.;Cloreto - utilizado para a produção de outros sais, como o sal de cozinha;Peróxido - usado como branqueador das fibras têxteis;Tetraborato - usado na produção de detergente e;Tiossulfato - utilizado no processo de revelação fotográfica.

Bicarboneto de sódio, usado para branquear os dentes.

Remédio para a azia ou mal digestão com bicarbonato de sódio.

A história do sódioA descoberta do sódio como elemento deve-se a Sir Humpfrey Davy que, em 1807, em Inglaterra, isolou o sódio puro através da eletrólise da soda caustica (NaOH).O nome sódio provém da palavra soda, a designação antiga para o carbonato de sódio, embora seja possível que Sir Humpfrey Davy tenha derivado este nome a partir de um remédio medieval contendo sódio, o sodanum, que era utilizado para as curas de dores de cabeça. A origem do símbolo do sódio, Na, esta relacionado com a palavra neo-latina, natrium, que por sua vez provém da palavra árabe natron (soda, carbonato de sódio).

Sir Humpfrey Davy

Potássio

PotássioCaraterísticas Gerais

Nome: Potássio Massa Atómica: 39,0983

Número Atómico: 19 Grupo: 1 (Metais Alcalinos)

Período: 4 Número de eletrão de Valência: +1

Símbolo: K


Densidade (g/cm3): 0,86 Cor: Prata



Propriedades Químicas• Reação com o oxigénio formando óxidos

-Reação de combustão do Potássio:4K(s)+O2(g) (L)2K20(s)

Chama da combustão do potássio da reação com o oxigénio

Propriedades Químicas• Reação com a água formando

hidróxidos básicos e hidrogénio

-Reação do potássio com a água

2K(s)+2H20(L)2KHO(aq)+H2(g)

Reação do potássio com a

água

A Utilização do potássio no cotidiano:Podemos encontrar Potássio em abundância na natureza, as fontes principais são águas salgadas e minerais. É importante ressaltar a importância deste elemento na forma mineral: ele funciona como um eletrólito dentro de nosso corpo, é responsável pela transmissão nervosa, contração muscular e equilíbrio de fluidos corporais. É fundamental a ingestão de Potássio, pois sua falta no organismo leva a distúrbios neuromusculares (cãibras, paralisias) e aumento da pressão arterial. Aplicações do potássio na forma de metal: - Nitrato de potássio (KNO3): usado na fabricação de pólvora e como fertilizante. O KNO3 produz uma coloração violeta quando entra em combustão; - Cloreto de Potássio (KCl): usado como fertilizante; - Peróxido de potássio (K2O2): presente nos aparelhos de respiração usados por bombeiros e mineiros.

Pólvora

Cloreto de potássio para a fertilização

A História do PotássioO potássio foi o primeiro elemento químico descoberto por meio da eletrólise (passagem de corrente elétrica por um sistema líquido com íons). Em outubro de 1807, o químico inglês Humphry Davy construiu uma bateria voltaica com 250 placas que ele usou para passar uma corrente elétrica sobre uma solução de potassa (esse nome vem das cinzas da madeira que são ricas em potássio), que hoje sabemos que é uma solução de hidróxido de potássio.Na primeira vez que ele fez isso, conseguiu decompor somente a água, por isso ele a separou, restando somente o hidróxido de potássio fundido. Ao passar novamente a corrente elétrica (eletrólise ígnea), ele conseguiu obter minúsculos glóbulos de um metal alcalino que chamou de potássio.Sir Humphry Davy

Rubídio

RubídioCaracterísticas gerais

Nome: Rubídio Massa Atómica: 85,4678


Período: 5 Número de eletrão de valência: +1

Símbolo: Rb


Densidade (g/cm3): 1,532 Cor: Prata


Volume atómico (cm3): 55,79


-Reação do Rubídio4Rb(s)+O2(g)2Rb2O(s)

Chama da combustão do Rubídio da reação com o oxigénio

Propriedades Químicas

• Reação com a água formando hidróxidos básicos e hidrogénio

-Reação do Rubídio com a água

2Rb(s) + 2H2O(L) → 2RbHO(aq) +H2(g)

Reação do Rubídio com a água

A Utilização do Rubídio no cotidiano:Agora uma importante informação sobre o Rubídio: ele é usado como combustível espacial.Dentre as outras utilizações do metal Rubídio se destaca a utilização em tubos de vácuo, como células fotoelétricas. Já as formas variantes, como o carbonato de rubídio, são empregadas na indústria vidreira. O Rubídio possui aplicação também na medicina, no preparo de soporíferos e sedativos e no tratamento de epiléticos.

Carbonato de rubídio

A História do RubídioOs dois químicos alemães, Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, descobriram a existência do rubídio em 1861 pelo método então descoberto de espectroscopia de absorção atómica de chama. Os seus compostos têm aplicações químicas e eletrónicas. O metal do rubídio é facilmente vaporizado e tem um alcance de absorção espectral prático, fazendo dele um alvo frequente de manipulação a laser de átomos.

Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff,

Césio

CésioCaracterísticas gerais

Nome: Césio Massa Atómica: 132,905



Símbolo: Cs


Densidade (g/cm3): 1,873 Cor: prata



Propriedades Químicas• Reação com o oxigénio formando

óxidos-Reação de combustão do Césio4Cs(s)+O2(g)2Cs2O(s)

Chama da combustão do Césio da reação com o oxigénio

Propriedades Químicas• Reação com a água formando hidróxidos básicos e hidrogénio

-Reação do Césio com a água

2Cs(s)+2H2O(L)2CsHO(aq)+H2(g)

Reação do Césio com a água

A Utilização do Césio no cotidiano:

Mais um metal com poucas aplicações, as duas principais aplicações é a de ele ser usado para células fotoelétricas e detetor de infravermelhos, devido sua capacidade de ionização quando exposto a luz. Também com frequente uso em pilhas alcalinas.

Pilhas Alcalinas

A História do CésioO césio foi descoberto, em 1860,por Kirchhoff e Bunsen como resultado do exame de resíduos obtidos pela evaporação de águas minerais. O nome do elemento deriva do latim caesium (cinzento-azulado), e está intimamente ligado às duas riscas azuis observadas no seu espectro, por aqueles dois cientistas.A obtenção de compostos de césio, por Bunsen, envolveu a evaporação de grandes quantidades de água mineral, na época a única fonte de césio conhecida. Bunsen obteve cloretos, carbonatos e outros sais de césio por este método, e descobriu grande parte das suas propriedades. Tentou igualmente isolar o césio, enquanto metal, mas não foi bem sucedido. O césio metálico foi obtido pela primeira vez por Setterburg, em 1882, pela eletrólise de uma mistura de cianeto de césio com cianeto de bário.

Kirchhoff e Bunsen

Frâncio

FrâncioCaracterísticas Gerais

Nome: Frâncio Massa Atómica: 223,02



Símbolo: Fr


Densidade (g/cm3): Cor: Prata

Ponto de fusão (ºC): Ponto de ebulição (cm3):677

Volume atómico (cm3):


-Reação de combustão do Frâncio

4Fr(s)+O2(g)2Fr2O (s)


-Reação de Frâncio com a água

2Fr(s(+2hzO(L)2FrHO(aq)+H2(g) Reação do Frâncio com a

água

A Utilização do frâncio no cotidiano

Não há aplicações comerciais para o frâncio devido a sua vida muito curta, também não é possível obter este elemento em quantidades comerciais significativas. Somente é usado em tarefas de investigação, tanto no campo da biologia como também no da estrutura atómica.Pedra De Frâncio

A História do frâncioMarguerite Perey descobriu este elemento em 1939.O frâncio foi o último elemento químico descoberto na natureza antes de ser sintetizado. Fora do laboratório, o frâncio é extremamente raro. Este elemento foi nomeado em homenagem da frança, onde foi descoberto em 1939, por Marguerite Perey (que trabalhou como assistente de marie curie) no ‘’institute curie’’ de Paris. Este elemento foi detetado por Perey enquanto estudava o decaimento radioativo do actínio-27, verificando como produto de decaimento um novo elemento, de número atómico 87.

Marguerite Perey

Vídeo Sobre os Metais Alcalinos:

Link do vídeo: https://www.youtube.com/watch?v=WvVrbTFWTxk

Science

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