Grupo 1: Metais Alcalinos

Transcrição

1 Cor dos compostos de metais alcalinos A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da luz na região do vísível. Todos os íons dos metais alcalinos apresentam configuração eletrônica de gás nobre, na qual todos os elétrons estão emparelhados. Na: 1s 2 2s 2 2p 3 3s 1 Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 (configuração estável) A promoção de um elétron requer uma certa quantidade de energia para desemparelhar o elétron, outra para romper um nível completamente preenchido e ainda energia para promover o elétron para um nível de maior energia.

2 Cor dos compostos de metais alcalinos A quantidade total de energia requerida para promover uma transição eletrônica nos metais alcalinos é grande e a luz visível não promoverá tal transição eletrônica. Os compostos de metais alcalinos são todos brancos, exceto quando o ânion é colorido. KClO 4 branco Na 2 SO 4 branco Na 2 CrO 4 amarelo KMnO 4 violeta intenso K 2 Cr 2 O 7 alaranjado A cor é devida ao ânion e não os cátions do grupo 1

3 Teste de chama Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura: o elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado fundamental. Li Na K Li Na K

4 Teste de chama A chama é rica em elétrons e ocorre a redução do cátion: Na + + e - Na Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 Regras de seleção por dipolo : Δl = ± 1 (l=número quântico azimutal) Ex.: Transição de um orbital p (l = 1) para um orbital s (l = 0) é permitida. Transição de um orbital 2s (n = 2 e l = 0) para um orbital 1s (n = 1 e l = 0), não. No átomo de sódio formado na chama a transição eletrônica é 3s 1 3p 1 (energia absorvida) e em seguida 3p 1 3s 1 (energia emitida na forma de fóton)

5 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0

6 Propriedades magnéticas No estado gasoso formam moléculas M 2 diamagnéticas

7 Energy Propriedades magnéticas A maioria dos compostos de metais alcalinos é diamagnética Superóxidos e ozonetos são paramagnéticos (a) LiF Diamagnético (b) NaO 2 Paramagnético KO 3 Paramagnético (a) O O 2 - O

8 Solubilidade, condutividade e solvatação Todos os sais de metais de transição se dissociam em íons em água, portanto são solúveis e desta forma conduzem corrente elétrica; Os íons Li + são os menores, portanto devem ter uma maior mobilidade e conduzirem melhor a corrente elétrica em solução SQN!! CONDUTIVIDADE IÔNICA: Li + < Na + < K + < Rb + < Cs +

9 Condutividade e solvatação CONDUTIVIDADE IÔNICA: Li + < Na + < K + < Rb + < Cs + A condutividade iônica está relacionada com a hidratação dos íons em solução aquosa. Li + muito pequeno e muito hidratado. Li + muito hidratado é grande e move-se mais lentamente logo conduz menos eficientemente a corrente elétrica. Cs + hidrata-se menos logo o Cs + hidratado é menor que o Li + hidratado portanto o Cs + hidratado move-se mais rapidamente e conduz melhor a corrente elétrica.

10 Solvatação CONDUTIVIDADE IÔNICA: Li + < Na + < K + < Rb + < Cs + Equação de Born: componente eletrostática da energia livre de Gibbs para a solvatação de um íon: Onde: N A = Constante de Avogadro z = Carga do íon e = Carga elementar, C ε 0 = Permissividade no vácuo r 0 = raio do íon ε r = constante dielétrica do solvente

11 Solubilidade e solvatação Solubilidade em água: NaCl < NaOH O íon Cl - é maior e solvatado por menos moléculas de água que o OH -, que é um íon menor. Entretanto os íons Cl - interagem com as moléculas de água pela força íon-dipolo, enquanto que os íons OH - interagem por íondipolo mas também formam ligações de hidrogênio com o solvente (água)

12 Reações de oxirredução A química é dominada pela perda de seu único elétron s: M M + + e - Li Li + + e - ε o = -3,05V Na Na + + e - ε o = -2,71V K K + + e - ε o = -2,93V A reatividade aumenta ao descermos no grupo, apesar do Li ter o potencial de redução mais negativo (maior potencial de oxidação libera mais energia ao perder um elétron: +3,05V); O lítio reage mais lentamente devido à sua maior energia de rede. ΔH ret z 2 /d

13 Formação de óxidos, peróxidos e superóxidos Produzem diferentes espécies ao reagirem com o O 2 : O lítio forma o monóxido (O 2- - NOX: -2): 4Li(s) + O 2 (g) 2Li 2 O(s) O sódio forma o peróxido (O 2-2 NOX: -1) : 2Na(s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s) Os demais formam superóxido (O - 2 NOX: -1/2): K(s) + O 2 (g) KO 2 (s) Rb(s) + O 2 (g) RbO 2 (s) Cs(s) + O 2 (g) CsO 2 (s)

14 Aumento da reatividade Formação de hidróxidos Os metais alcalinos reagem violentamente com água para formar MOH e gás hidrogênio: 2M(s) + 2H 2 O(l) 2MOH(aq) + H 2 (g) 2Li(s) + 2H 2 O(l) 2LiOH(aq) + H 2 (g) 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) 2K(s) + 2H 2 O(l) 2KOH(aq) + H 2 (g)

15 Formação de hidróxidos Os óxidos, peróxidos e superóxidos de metais alcalinos também reagem com água e formam MOH : M 2 O + H 2 O 2MOH M 2 O 2 + 2H 2 O 2MOH + H 2 O 2 2MO 2 + 2H 2 O 2MOH + H 2 O 2 + O 2

16 Reação com o Hidrogênio Formam-se hidretos iônicos Na(s) + ½H 2 (g) NaH(s) Reação com o Nitrogênio Somente o Li forma nitreto 3Li + 1/2N 2 Li3N O nitreto de lítio é um composto iônico, sólido de coloração vermelha. Reação com os Halogênios Todos os metais alcalinos formam haletos 2Na + Cl 2 2NaCl

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