CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS ELEMENTOS DO BLOCO S

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1 1 CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS ELEMENTOS DO BLOCO S Os cátions dos metais alcalinos (Grupo 1) e alcalino-terrosos (Grupo 2) são normalmente encontrados em minerais e águas naturais, e alguns são constituintes importantes de fluidos biológicos como o sangue. Os metais mais baratos (lítio, sódio, potássio e cálcio) são comumente utilizados como poderosos agentes redutores para reações químicas em solventes não-aquosos. Os NOX característicos dos elementos do bloco s são os mesmos dos números de seus grupos: +1 para os metais alcalinos e +2 para os alcalinos terrosos. Quando ar e água são removidos, alguns compostos incomuns com os metais em estados de oxidação baixos podem ser preparados (incluindo sodetos, contendo Na ). A fraqueza das ligações metalligante para os elementos do bloco s significam que até recentemente poucos complexos de metais s haviam sido caracterizados. Porém, o advento de ligantes polidentados que conseguem prender cátions ocasionou o ressurgimento de pesquisas de complexos desses metais. Ocorrência e Isolação A abundância dos metais dos grupos 1 e 2 na crosta terrestre segue uma variação ampla, desde o cálcio (o quinto metal mais abundante), sódio (o sexto), magnésio (o sétimo) e potássio (oitavo) até os metais relativamente raros, como berílio e césio. As baixas abundâncias do lítio e do berílio devem-se a detalhes da nucleossíntese. As baixas abundâncias dos metais alcalinos e alcalinoterrosos pesados estão associadas com o declínio nas energias de ligação nuclear dos elementos além do ferro. Os gráficos ao lado mostram as abundâncias dos elementos dos grupos 1 e 2. Elas são dadas na forma logarítmica (na base 10) das gramas do metal por 100 kg de amostra da crosta. Como a escala vertical é logarítmica, as diferenças reais são bem maiores do que aparentam no gráfico.

2 2 Reações redox Os potenciais padrão dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (tabela 1) sugerem que eles são todos capazes de serem oxidados pela água: Grupo 1 Grupo 2 Li - 3,04 Be - 1,97 Na - 2,71 Mg - 2,36 K - 2,94 Ca - 2,87 Rb - 2,92 Sr - 2,90 Cs - 3,06 Ba - 2,92 As oxidações por água liberam gás hidrogênio, como mostram as reações abaixo: Grupo 1: M (s) + H 2 O(l) = M + (aq) + OH (aq) + ½H 2 (g) Grupo 2: M (s) + 2H 2 O(l) = M 2+ (aq) + 2OH (aq) + H 2 (g) Essa reação é tão rápida e exotérmica para o sódio e seus congênitos mais pesados que o hidrogênio expelido inflame. O vigor destas reações está associado ao baixo ponto de fusão dos metais, porque, uma vez fundido, uma superfície metálica limpa é mais facilmente exposta e uma reação rápida se processa. No grupo 2, ambos berílio e magnésio estão protegidos de uma oxidação maior por uma fina cobertura de óxido e, por isso, sobrevivem na presença de água e de ar. Compostos Binários Os potenciais aquosos geralmente dão uma indicação da tendência dos metais do bloco s formar compostos. Entretanto, as interações desses cátions com ânions no estado sólido podem diferir significativamente da interação entre os íons metálicos e as moléculas de água, de modo que a tendência a respeito da formação

3 3 de um composto não se correlaciona com os potenciais padrões em todos os casos. As periodicidades são muito mais simples para os haletos. A maioria dos haletos alcalinos tem a estrutura de coordenação do NaCl, mas o CsBr, CsBr e CsI têm uma estrutura mais bem empacotada, estrutura do cloreto de césio, (8,8)- coordenada. Em altas pressões, os haletos de sódio, potássio e rubídio sofrem uma transição para a segunda estrutura (CsCl). Um aspecto distintivo dos cátions alcalinos é sua alta solubilidade em água na maioria dos sais simples. As principais exceções a essa regra são os cátions grandes (K + ao Cs + ) em combinação com ânions grandes. Por exemplo, a solubilidade de percloratos de metais alcalinos pesados é muito menor do que a solubilidade dos de metais alcalinos leves. A concentração molar de uma solução saturada de CsClO 4 é 0,09 mol/l, enquanto a de LiClO 4 é 4,5 mol/l. Os sais de tetrafenilborato de potássio e dos metais alcalinos mais pesados são ainda menos solúveis em água. Similarmente, os cátions metálicos alcalino-terrosos mais pesados formam sais insolúveis com íons dinegativos grandes: um exemplo comum é o sulfato de cálcio hidratado. O padrão acerca da menor solubilidade em água crescente conforme descemos num grupo é bastante evidenciado: MgSO4 é altamente solúvel, enquanto a solubilidade do CaSO4 2H2O é 5 x 10-2 mol/l, e a do BaSO4 é de apenas 10-5 mol/l. Sódio e Potássio: Os primeiros metais do bloco s descobertos..[4] Compostos de sódio são conhecidos desde a Antiguidade. O cloreto de sódio (NaCl) além de ser o famoso sal de cozinha é também uma necessidade vital. A soda, ou carbonato de sódio (Na2CO3), foi extensivamente usada na limpeza. Durante muito tempo não se distinguiam o carbonato de sódio e o carbonato de potássio. Os árabes chamavam a ambos de Álcali, derivada de Alqalay, "fritar ou assar em uma panela". Al-qali é "a substância que

4 4 é frita". Na Europa, ambas substâncias eram conhecidas como potassa. A potassa era obtida das cinzas de um material vegetal. As cinzas eram encharcadas e a solução era evaporada até completa secagem, uma operação muitas vezes realizada em caldeirões de ferro; daí o nome em inglês, potash, "pot" (panela) "ashes" (cinzas). O termo em inglês surgiu pela primeira vez em Foi Martin Heinrich Klaproth, em 1797, quem primeiro distinguiu os dois álcalis: ele sugeriu o nome kali para o álcali vegetal e natron para o álcali mineral. O sódio metálico foi isolado pela primeira vez por Sir Humphry Davy ( ) usando eletrólise da soda cáustica (NaOH). Naquele tempo, os hidróxidos de sódio e de potássio eram considerados substâncias elementares e eram chamadas de álcalis fixos. Ele chamou o novo metal de Sodium, porque ele poderia obtêlo a partir da eletrólise da soda. O nome é uma derivação de "sodanum", palavra neolatina para um remédio contra dor de cabeça. Essa deriva do arábico Sudâ (soda). Gay-Lussac e Thénard, que também investigaram os álcalis, chamaram os metais inicialmente de métal de potasse e métal de soude, e depois também adotoram os termos potássio e soda. O nome Natronium foi, junto com Kalium, sugerido por Martin Heinrich Klaproth e Ludwig Wilhelm Gilbert, que pensavam que 'potassa' e 'soda', títulos de "substâncias comerciais impuras", eram fontes inapropriadas para nomear elementos. Estes metais também foram chamados de "Base de Álcali" e "Base de Natron". Em 1813 Berzelius publicou em um periódico britânico, Thomas Thomson's Annals of Philosophy, seu sistema de símbolos atômicos como abreviações contendo uma ou duas letras dos nomes latinos para os elementos. Na sua primeira publicação, ele seguiu a nomenclatura do descobridor britânico Davy, e abreviou potássio e sódio como Po e So. Mas dentro de um ano, Berzelium decidiu em favor de Kalium e Natrium (ele "reduziu" o nome Natronium). Natrium vem de Natron, o nome usado na alquimia para a soda e a

5 5 potassa. Kalium deriva de alkali que, por sua vez, vem do árabe alqali, cujo sentido foi explanado mais acima. Elementos do bloco s Grupo 1: metais alcalinos Elemento Símbolo Lítio Sódio Potássio Rubídio Césio Frâncio Li Na K Rb Cs Fr Os elementos aqui formam um grupo bastante homogêneo. Todos os elementos desse grupo são metais, são excelentes condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. As propriedades químicas e físicas estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho. Geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores.todos os elementos desse grupo possuem um elétron de valência na camada mais externa. Esse elétron é fracamente ligado ao núcleo por encontra-se bastante afastado dele, podendo ser removido facilmente. Os demais elétrons, por estarem mais próximos ao núcleo, são mais firmemente ligados e removidos com dificuldade. Os elementos do grupo 1 são os maiores nos seus respectivos períodos mas quando perdem o elétron mais externo na formação de íons positivos, o tamanho diminui consideravelmente. Essa redução acontece porque uma camada eletrônica inteira foi removida e como com a perda do elétron a carga positiva do núcleo ficou maior que a soma da carga negativa dos elétrons, há uma maior atração do núcleo sobre os elétrons remanescentes. Como os átomos são

6 6 grandes, esses elementos apresentam densidades muito baixas. Como os átomos desse grupo são grandes e o elétron mais externo é fracamente atraído pelo núcleo, as primeiras energias de ionização desses átomos são muito menores que de elementos de outros grupos da tabela periódica. No grupo, como os átomos são cada vez maiores (sentido descendente), as energias de ionização diminuem. Já a segunda energia de ionização desses elementos é extremamente elevada em comparação com a primeira energia devido a maior atração eletrostática entre o núcleo e esse segundo elétron. Em condições normais, o segundo elétron nunca é removido, pois seria necessária uma energia maior que a energia para ionizar um gás nobre. Os elementos desse grupo formam íons X+. Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 1 são os menores da tabela periódica. Com isso, ao reagirem com outros elementos, verifica-se uma grande diferença de eletronegatividade entre o metal alcalino e o outro elemento, o que caracteriza a formação de uma ligação predominantemente iônica. As baixas energias de coesão acarretam as baixíssimas temperaturas de fusão e de ebulição dos elementos desse grupo. Os pontos de fusão no grupo variam entre 181ºC (Li) e 28,5ºC (Cs) enquanto que as temperaturas de fusão de metais de transição geralmente são superiores a 1000ºC. Como a energia de coesão diminui de cima para baixo no grupo, os pontos de fusão e de ebulição acompanham a mesma tendência. P. F. (ºC): 1287, 649, 839, 768, 727, 700 P. E. (ºC): 2500, 1105, 1494, 1381, 1850, 1700 Apesar de sua grande semelhança química, os elementos alcalinos não ocorrem juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos de seus íons. O lítio é encontrado na crosta terrestre sob a forma de silicatos e fosfatos, sendo os seus principais minerais o espodumênio, a ambligonita, a lepidolita e a petalita. O sódio é o 4º elemento mais abundante na Terra, compondo aproximadamente

7 7 2,6% da crosta terrestre, ele se apresenta na forma de minerais e na água do mar. A halita (NaCl), também conhecida como salgema ou o "sal comum", é seu mineral mais comum. É encontrada em depósitos subterrâneos e dissolvida nos mares, oceanos e fontes de água salgada. O potássio ocorre na natureza na forma combinada como silicatos de potássio, em depósitos de sais solúveis de potássio e nas águas dos oceanos. O rubídio é um elemento raro e ocorre quase sempre com o césio, como traços de óxido de rubídio em diversos minerais, tais como a leucita, o espodumênio, a carnalita e a lepidolita. Uma das principais fontes de césio está localizada no lago Bernic em Manitoba com toneladas de polucita, com 20% de césio. Também ocorre como traço na lepidolita. É um elemento instável que ocorre em quantidades traço nas rochas. Existem menos de 30g de frâncio em toda a crosta terrestre. O frâncio é encontrado em minérios de urânio (U) e tório (Th). Grupo 2: metais alcalinos terrosos Elemento Símbolo Berílio Magnésio Cálcio Estrôncio Bário Rádio Be Mg Ca Sr Ba Ra Os elementos do grupo 2 apresentam tendências similares às apresentadas pelo grupo 1 quanto a suas propriedades. Esses elementos formam uma série bem comportada de metais altamente reativos, embora menos reativos que os metais alcalinos. Geralmente são divalentes, formando compostos iônicos incolores. Os elementos desse grupo possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais externo. Seus átomos são grandes, mas menores que os átomos dos

8 8 elementos o grupo 1 no mesmo período. Isso ocorre porque a carga adicional do núcleo faz com que este atraia mais fortemente os elétrons. Os íons são relativamente grandes, mas menores que dos elementos do grupo 1, uma vez que na remoção dos dois elétrons de valência, o núcleo fica com uma carga efetiva maior que nos íons dos metais alcalinos. Os elementos do grupo 2 apresentam densidades maiores que os do grupo 1. Os metais do grupo 2 têm cor branca prateada. Por apresentarem dois elétrons que podem participar de ligações metálicas, eles são mais duros, suas energias de ligação são maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são mais elevados que os metais do grupo 1, a possuem apenas um elétron. Em relação aos demais metais, são considerados moles. Os pontos de fusão variam de forma irregular devido às diferentes estruturas cristalinas assumidas por esses metais. devido às diferentes estruturas cristalinas assumidas por esses metais. Li Na K Rb Cs P. F. (ºC) ,5 P. E. (ºC) Excetuando o berílio, cujos compostos são tipicamente covalentes, os compostos formados por esses metais são predominantemente iônicos. Por serem menores os átomos dos elementos do grupo 2, seus elétrons estão mais fortemente ligados do que nos elementos do grupo 1, acarretando uma primeira energia de ionização maior para a formação de X+. Depois de removido um elétron, a atração entre o núcleo e os elétrons remanescentes tornase ainda maior e com isso, a energia necessária para a remoção do segundo elétron para formar íons X 2+ é quase o dobro da requeria para a remoção do primeiro.

9 9 Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 2 são baixos, mas maiores que dos correspondentes elementos do grupo 1. A eletronegatividade do berílio é a maior do grupo. O berílio não é muito comum por não ser abundante e por sua difícil extração. Pode ser encontrado na natureza sob a forma de minerais, como o berilo e a fenacita. O magnésio é um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre. Não ocorre livre na natureza, mas só na forma combinada em grandes depósitos minerais, como a magnesita, a dolomita e a carnalita. Pequenas quantidades de magnésio estão presentes na maioria dos organismos vivos. O cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre, não ocorre livre na natureza, mas na forma combinada em diversos minerais, como a gipsita, a anidrita, a fluorita, a apatita, a dolomita e o calcáreo. O estrôncio não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada em vários minerais, sendo os principais a estroncianita e a celestita. O bário não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada em vários minerais, sendo os principais a barita e a witherita. O rádio é o sexto elemento mais raro na natureza. Ocorre em todos os minérios de urânio (U), como a pitchblenda (U 3 O 8 ). Pode ser extraído nos resíduos do processamento do urânio. Grandes depósitos de urânio estão localizados no Novo México, em Ontário, em Utah e na Austrália. Relação diagonal dos elementos: Os metais da coluna 1 têm os maiores raios atômicos e as menores energias de ionização. Eles apresentam baixas densidades e baixos pontos de fusão. Eles formam sólidos iônicos com elementos do bloco p e reagem com água para produzir hidróxidos e gás hidrogênio. Muitas características do Li se assemelham muito com o Mg. Esse tipo de semelhança é explicada pelas relações diagonais dos elementos, como sugere a figura a seguir.

10 Relação diagonal de alguns elementos. 10