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 Relações entre os elementos das colunas 1 e 2 Relações diagonais podem existir entre vários pares de elementos. Por exemplo Be e Al, B e Si, também são observadas: Li Be B C Na Mg Al Si Essa relações 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.

3 Relações entre os elementos das colunas 1 e 2 Be e Al é um caso onde se observam relações diagonais. Nesse caso os tamanhos não são tão similares, mas as cargas por unidade de área (densidade de cargas) são semelhantes, porque as cargas dos íons são, respectivamente +2 e +3. Em alguns casos, sugere-se que as relações diagonais são decorrentes de semelhanças diagonais nos valores de suas eletronegatividades relativas de Pauling. 1,0 1,5 2,0 2,5 Li Be B C Na Mg Al Si 0,9 1,2 1,5 1,8

4 Comparações entre o Li e os outros metais do bloco 1 -Os compostos de Li se assemelham muito mais aos elementos do grupo 2 (especialmente ao Mg); -O Li é bem mais duro que os demais metais do grupo 1; -Apresenta P.F. e P.E. mais elevados em relação aos demais elementos do grupo; -Li reage menos facilmente com o oxigênio para formar óxido.

5 Comparações entre o Li e os outros metais do bloco 1 -Li forma um nitreto, como os elementos do grupo 2; -Li reage diretamente com C e forma carbeto iônico, como todos os elementos do grupo 2; -Li apresenta maior tendência de formar complexos que os demais elementos do grupo 1; -O íon Li + e seus compostos são mais fortemente hidratados que os compostos dos demais elementos do grupo 1.

6 Características gerais dos elementos do bloco s Possuem grande tendência para perder e- e formar íons positivos.

7 Características gerais dos elementos do bloco s O caráter metálico aumenta da direita para a esquerda e à medida que se desce nos grupos.

8 Entalpia de ionização Energia absorvida ao se retirar um ou mais e- de um átomo neutro no estado gasoso a E.I. Li Na a E.I. Be K Rb Cs 1000 Be Ca + Ba Ca Ba A E.I. aumentam com a diminuição dos raios atômicos.

9 Características gerais dos elementos do bloco s 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

10 Características gerais dos elementos do bloco s Eletronegatividade relativa Escala de Pauling

11 Características gerais dos elementos do bloco s Eletronegatividade relativa Baixa atração nuclear dos e- mais externos (alta blindagem, proporcionada pelos e- internos). Fortemente eletropositivos. Fracamente eletronegativos. 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

12 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 envolve a remoção do elétrons internos dos elementos, em orbitais totalmente preenchidos. 3. As E. I. diminuem de cima para baixo nos grupos da T.P..

13 E.I. dos elementos do Grupo 2 1.Têm 1 as e 2 as E.I. baixas, mas menores em relação às E.I. do Grupo 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.

14 Raio Atômico (nm) (alta blindagem proporcionada pelos e- internos) 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

15 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 Características gerais. 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.) 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.

16 Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 Características gerais. -Todos os sais simples se dissolvem em água formando íons, logo conduzem corrente elétrica; -Condução de corrente elétrica: Cs + >Rb + >K + >Na + >Li +. -Li + é muito pequeno e muito hidratado, logo o raio do íon hidratado será grande e ele se difundirá lentamente em soluções aquosas; -Cs + é o menos hidratado o raio do íon hidratado é menor do que o do Li + hidratado, logo Cs + se move mais rapidamente em soluções aquosas e conduz mais eficientemente correntes elétricas.

17 Entalpia de hidratação Variação de entalpia (energia liberada) de um íon genérico M n+ (g), quando esse interage com um número x de moléculas de água líquida, originando uma solução aquosa desse íon, como representado genéricamente na equação a seguir: M n+ (g) + x H 2 O(l) = [M(H 2 O)x] n+ (aq)

18 Entalpia de hidratação M Li + Na + K + Rb + Cs + Be 2+ Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+

19 Entalpia de hidratação Tendências gerais: 1. Descendo-se nos grupos, as E.H. diminuem. À medida que os íons tornam-se maiores, suas densidades de carga aumentam e as atrações eletrostáticas entre os íons e as moléculas de água tornam-se progressivamente menores. 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.

20 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.

21 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 (M) Li 2 O e M 2 O Ex.: Na e Ba Na 2 O 2 e Ba 2 O 2 Ex.: K, Rb, Cs KO 2 RbO 2 CsO 2

22 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(aq) + 2H 2 O (l) 2NaOH (aq) + H 2 O 2(aq) O Na 2 O 2 é utilizado em recintos confinados para absorver o CO 2. Na 2 O 2(aq) + CO (g) Na 2 CO 3(aq) Na 2 O 2(aq) + 2CO 2(g) 2Na 2 CO 3(g) + O 2(g)

23 Reações de óxidos e hidróxidos 1. Todos os óxidos do grupo 1 reagem com água para formar hidróxidos. Óxido: O 2- (g) + H 2 O (l) 2OH - (aq) Peróxido: O 2 2- (g) + 2H 2 O (l) H 2 O 2(aq) + 2OH - (aq) Superóxido: 2O 2 - (g) + 2H 2 O (l) 2OH - (aq) + H 2 O 2(aq) + O 2(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.

24 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

25 Reação com hidrogênio Todos os elementos do bloco s reagem com hidrogênio para formarem Hidretos (H - ). 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.

26 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)+ 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.

27 Reações de aquecimento dos elementos do bloco s Na + Cl - (g) Na (g) + Cl (g) Na(g) Na * (g) (estado excitado) D Na * (g) Na(g) + h (589nm, amarelo) D emitida

28 Reações de aquecimento 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

29 Reações de aquecimento dos elementos do bloco s M(s) M + (aq) + e - H 2 O(l) + e - OH - (aq) + ½ H 2 (g) 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(m n +), tem-se: M n+ (aq) + ne - M (s), E o (volts) Quanto mais positivo o valor de E o, mais forte é o agente oxidante (espécie que se reduz). De maneira análoga, quanto mais negativo for o valor de E o, 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 M n+ aumenta à medida que E o se torne mais negativo.

30 Reações de aquecimento 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 dos blocos 1 e 2 (tabela) sugerem que eles são todos capazes de serem oxidados pela água.

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 entre o ferro e o 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, 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.