Características gerais dos elementos do bloco s

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1 Características gerais dos elementos do bloco s IA IIA Li Be Na Mg K Ca Bloco s Bloco d Bloco p Rb Sr Cs Ba Bloco f Em desuso! Fr Ra IA Metais alcalinos IIA Metais alcalinos terrosos

2 Características gerais dos elementos do bloco s Possuem grande tendência para perder e- e formar íons positivos. O caráter metálico aumenta à medida que se desce nos grupos.

3 Características gerais dos elementos do bloco s Baixa atração nuclear dos e- mais externos. Fortemente eletropositivos. Fracamente eletronegativos. Eletronegatividade relativa Grupo I Grupo II 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

4 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 Li Be Fr Ra

5 Entalpia de ionização a E.I. Li Na K Rb Cs a E.I. Be + 2nd IE Ca + Be Ba Ca Ba

6 Entalpia de ionização Elementos do Grupo 1 1. Têm 1 a 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. 3. As E. I. diminuem de cima para baixo nos grupos.

7 Entalpia de ionização Elementos do Grupo 2 1. Têm 1as e 2as E.I. baixas. 2. A remoção do 3 o 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.

8 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

9 Reações com oxigênio Óxido Normal Peróxido Superóxido Estrutura de Lewis.. 2- :O: :O-O: :O:.O:.... Elementos que formam Li e demais elementos do grupo 2 Na e Ba K, Rb, Cs

10 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 Na 2 O 2 + 2H 2 O 2NaOH + H 2 O 2 O Na 2 O 2 é utilizado em recintos confinados para absorver o CO 2 Na 2 O 2 + CO Na 2 CO 3 Na 2 O 2 + 2CO 2 2Na 2 CO 3 + O 2

11 Reações de óxidos e hidróxidos 1. Todos os óxidos do grupo 1 reagem com água para formar hidróxidos. Oxido: O 2- + H 2 O 2OH - Peróxido: O H 2 O H 2 O 2 + 2OH - Superóxide: 2O H 2 O 2OH - + H 2 O 2 + O 2 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/idróxidos de Be são anfotéricos.

12 Reações de óxidos e hidróxidos Óxidos Li 2 O Na 2 O, Na 2 O 2 K 2 O 2, KO 2 Rb 2 O 2, RbO 2 Cs 2 O 2, CsO 2 Hidróxidos LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Óxidos Hidróxidos BeO Be(OH) 2 MgO Mg(OH) 2 CaO Ca(OH) 2 SrO Sr(OH) 2 BaO, Ba 2 O 2 Ba(OH) 2

13 Características gerais dos elementos do bloco s Hidróxidos do Grupo I Li Na K Rb Cs Aumento da força básica. Hidróxidos do Grupo II Be Mg Ca Sr Ba Aumento da força básica

14 Reação com hidrogênio Todos os elementos do bloco s reagem com hidrogênio para formarem hidretos. A exceção é o Be. 2Na(s) + H 2 (g) 2NaH(s) Ca(s) + H 2 (g) CaH 2 (s) A reatividade aumenta à medida que se desce no grupo. Todos os hidretos são iônicos, com as exceções de BeH 2 e MgH 2, que são covalentes.

15 Reações de hidretos Todos eles reagem com água para produzir hidróxidos do metal e hidrogênio, devido às fortes propriedades básicas do íons hidreto H: - H: - (s)+ H 2 O(l) H 2 (g)+ OH - (aq) Os hidretos também são bons agentes redutores. Eles são usados para preparar compostos complexos, como o LiAlH 4 (hidreto de lítio e alumínio) e NaBH 4 (hidreto de boro e sódio, ou boroidreto de sódio), os quais são usados como agentes redutores de grupos C=O em sínteses orgânicas.

16 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 Alguns conceitos importantes: (1ª) Entalpia reticular (ΔH ret ): quando um soluto se dissolve na água, a primeira etapa é a de separação de seus íons que estão num retículo cristalino. Para romper as ligações entre os íons é necessário que se forneça energia ao sistema. Portanto, esse primeiro processo é endotérmico, pois absorve energia; sendo sua entalpia positiva (ΔH > 0).

17 (2ª) Entalpia de hidratação (ΔH hid ): depois da separação dos íons, eles são envolvidos pelas moléculas do solvente. No caso da água, ela é o solvente e dizemos que está ocorrendo uma hidratação. Os dipolos da água são atraídos respectivamente pelos íons de carga oposta; assim, para que haja essa interação, é necessária a liberação de energia. Desse modo, na hidratação a entalpia será negativa (ΔH < 0), pois o processo é exotérmico.

18 A variação de entalpia da solução (ΔH sol ) será determinada pela somatória dessas duas entalpias. Se o resultado der positivo, significa que a entalpia reticular é maior, portanto a entalpia de dissolução indicará que o processo é endotérmico. O diagrama de entalpia de uma dissolução endotérmica é representado a seguir:

19 Isso é indicado pelo caso da dissolução do iodeto de potássio mostrado a seguir:

20 Se o resultado for positivo, a entalpia de hidratação será maior que a reticular e o processo é exotérmico.

21 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo 1 decresce de cima para baixo. A energia reticular (E.R.) dos metais diminui ligeiramente no grupo. A energia hidratação varia mais acentuadamente de cima para baixo. E.R. α 1/ (r + + r - ). A energia reticular deve variar mais quando r - é pequeno, e deve variar menos quando r - for grande.

22 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 MX(s) H 2 O M + (aq) + X - (aq) H sol - H ret H hidratação M + (g) + X - (g) H sol = - H H ret + hidratação

23 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 Os compostos do grupo 1 são mais solúveis do que os do grupo 2, pois os íons dos elementos do grupo 1 têm cargas menores e tamanhos maiores. Além disso, eles apresentam entalpias de redes cristalinas ( H ret ) menores e entalpias de solução ( H sol ) mais exotérmicas.

24 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 3. Os hidróxidos dos grupos 1 e 2 são tipicamente iônicos. Descendo-se nos grupos, menores entalpias são necessárias para desfazer os retículos cristalinos à medida que o tamanho dos cátions aumenta. Contudo, a mudança da entalpia de solução é bem menor, devido aos menores valores do termo 1/r. Como resultados, a entalpia de solução torna-se mais exotérmica e a solubilidade aumenta, descendo nos grupos.

25 Reações de aquecimento dos elementos do bloco s Na + Cl - (g) Na (g) + Cl (g) Na(g) Na * (g) Na * (g) Na(g) + h (589nm, amarelo)

26 Características gerais dos elementos do bloco s Ca - Vermelho tijolo Sr - Vermelho sangue Ba - Verde amarelado Li - Vermelho escuro Na - Amarelo K - Lilás Rb - Vermelho pálido Cs - Azul HCl(aq) Amostra

27 Características gerais dos elementos do bloco s M(s) M + (aq) + e - H 2 O(l) + e - OH - (aq) + ½ H 2 (g) Li volt Na K Rb Cs Be volt Mg Ca Sr Ba Os potenciais padrão dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (tabela) sugerem que eles são todos capazes de serem oxidados pela água.

28 Entalpia de hidratação M + M + (g) + H 2 O M + (aq) + calor H 2 O Li + Na + K + Rb + Cs + Be 2+ Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+

29 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.

30 Características gerais dos elementos do bloco s + - Poder polarizante, aumento do caráter iônico + - Estabilidade dos íons + -

31 Série de reatividade dos metais Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au 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) Me n+ (aq) + ne -

32 Série de reatividade dos metais 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 - H 2 (g) Os metais à esquerda do Mg são tão reativos que eles reagem diretamente com água fria. Por exemplo: 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2Na + (aq) + 2OH - (aq) + H 2 (g)

33 Série de reatividade dos metais 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 desde o ferro até o magnésio somente reagem com água em ebulição ou com vapor d água, liberando hidrogênio gasoso. Os metais à esquerda do ferro, mas à direita do hidrogênio são menos reativos e liberam hidrogênio de ácidos, mas não de água; por exemplo: 2Sn(s) + 2HCl(l) SnCl 2 (aq) + H 2 (g)

34 Série de reatividade dos metais 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, assim removendo-o.

35 Série de reatividade dos metais 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), Fe 3+. 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 CuCl 4 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.