Grupo IA - Metais Alcalinos

GRUPO IA - Metais Alcalinos

Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio, Frâncio

1- Configuração eletrônica

Os metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns¹. O único elétron existente na camada de valência está relativamente afastado do núcleo, e protegido pela camada interna preenchida. Por isso esse elétron pode ser removido com facilidade. Em contraste, os elétrons internos estão próximos ao núcleo, mais firmemente ligados, sendo muito difícil removê-los.

2- Tamanho dos átomos e íons

Os elementos do grupo IA são os maiores nos seus períodos na tabela periódica. Quando o elétron externo é removido para formar o respectivo cátion, o tamanho diminui consideravelmente, pois além da camada externa ter sido completamente eliminada, a remoção de um elétron permite que a carga positiva nuclear exerça maior força de atração sobre os elétrons restantes, reduzindo mais ainda o raio do cátion. O tamanho dos íons aumenta do Li⁺ para o Fr⁺, pois o número de camadas eletrônicas aumenta neste sentido. Porém, a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo.

3- Energias de ionização

A primeira energia de ionização dos metais alcalinos é muito baixa (são os valores mais baixos da tabela), ou seja, é fácil retirar o elétron de valência de um átomo alcalino neutro - os átomos são muito grandes e o elétron externo é fracamente atraído pelo núcleo. Do Li para o Fr o tamanho dos átomos aumenta, o elétron externo fica mais afastado ainda do núcleo e a energia de ionização diminui.

Por outro lado, a segunda energia de ionização é muito alta, porque envolve a remoção de um elétron de um íon positivo menor, cujos elétrons estão mais fortemente atraídos pelo núcleo. Além disso, a diferença entre a primeira e a segunda energias de ionização de um metal alcalino é mais acentuada porque além dos fatores citados ela implica na remoção de um elétron de um nível eletrônico completo. Por exemplo, para o sódio, a primeira energia de ionização é de 5,14 eV e a segunda é de 47,3 eV. Em condições normais não é possível remover um segundo elétron, porque a energia necessária é maior do que aquela necessária par ionizar os gases nobres. Os elementos do grupo IA, portanto, formam geralmente íons +1. Os metais alcalinos, quando em estado de vapor, existem sob a forma de moléculas diatômicas. Isso é possível porque os elementos do grupo IA possuem o último orbital s com um elétron desemparelhado, permitindo a ligação covalente sigma s-s.

4- Estrutura cristalina

À temperaturas normais, os metais do grupo IA adotam um tipo de retículo cristalino cúbico de corpo centrado, com número de coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma uma estrutura hexagonal de empacotamento denso com número de coordenação 12. Os metais são muito moles e podem ser cortados com uma faca. O lítio é o de maior dureza entre eles.

Os metais alcalinos possuem somente um elétron de valência que pode participar das ligações, e esse fato, associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do elétron externo, tem como consequência o caráter mole dos metais alcalinos, sua baixa energia de coesão (força que mantém os átomos unidos no sólido) e a fraqueza das ligações. A ligação efetuada entre os átomos de um metal alcalino, portanto, é do tipo sigma s-s, onde há pequena interpenetração de orbitais, sendo pouco eficiente. Os átomos se tornam maiores do Li para o Cs, as ligações se tornam mais fracas, as energias de coesão diminuem e os metais se tornam mais moles.

5- Densidade, Ponto de fusão e Ponto de ebulição

Os metais alcalinos são extremamente leves. Como seus átomos são grandes, apresentam densidades muito baixas, sendo inferiores ou pouco maiores que a densidade da água. Os valores geralmente baixos de energia de coesão se refletem nos valores muito baixos para os pontos de fusão e ebulição dos elementos do grupo. Do Li para o Cs as energias de coesão decrescem; logo, os valores de PF e PE acompanham esse decréscimo.

6- Eletronegatividade e tipos de ligação

Os valores das eletronegatividades dos metais alcalinos são muito pequenos. De fato são os menores valores encontrados na tabela. Assim, quando esses elementos se combinam com outros elementos para formarem compostos, é provável uma grande diferença de eletronegatividades dos átomos envolvidos, com a formação de ligações iônicas.

7- Entalpias de formação dos compostos iônicos

Com os halogênios menores, o lítio é o mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior.

8- Cores das chamas e espectros

Como resultado da baixa energia de ionização, quando os elementos do grupo são irradiados com luz, a energia luminosa absorvida pode ser suficiente para fazer o átomo perder o elétron externo. Os elétrons emitidos dessa maneira são chamados de fotoelétrons.

Os elétrons também podem ser excitados facilmente a um nível energético mais elevado, por exemplo, no teste da chama: uma amostra de um sal do metal mergulhado em HCl concentrado, é aquecido sobre um fio de platina ou de níquel-cromo na chama de um bico de Bunsen. O calor da chama excita um elétron externo a um nível energético mais alto. Quando o elétron retorna ao seu nível energético original, a energia absorvida é liberada em determinado comprimento de onda. Para os metais alcalinos essa energia aparece como luz visível, provocando a cor característica da chama.

9- Cor dos compostos

A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da região da luz visível. Todos os íons dos metais do grupo IA apresentam configuração eletrônica de gás nobre, no qual todos os elétrons estão emparelhados. Assim, a promoção de um elétron requer uma certa energia para desemparelhar os elétrons, uma certa quantidade de para romper um nível preenchido de elétrons e outra quantidade de energia para levar o elétron a um nível mais alto de energia. A quantidade total de energia é grande. Assim, não há transições eletrônicas adequadas: os compostos são tipicamente brancos.

Qualquer transição que porventura ocorra será de elevada energia e aparecerá na região do ultravioleta e não da luz visível, e será, portanto, invisível ao olho humano. Compostos de metais do grupo IA são brancos, exceto aqueles em que o ânion é colorido. por exemplo, o cromato de sódio (amarelo), o dicromato de potássio (alaranjado) e o permanganato de potássio (violeta). Nesses casos a cor é devida aos ânions e não aos metais alcalinos.

10- Solubilidade e Hidratação

Todos os sais simples dos metais alcalinos se dissolvem em água, liberando íons e formando soluções que são fortes eletrólitos. Como os íons Li⁺ são muito pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de condutividade em soluções aquosas mostram uma sequência oposta: Cs⁺> Rb⁺> K⁺> Na⁺ > Li⁺ .

A causa dessa aparente anomalia um campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água. O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar. Já o Cs hidratado, e o raio do césio hidratado é menor do que o do lítio hidratado. Logo, o Cs⁺ é menos hidratado move-se mais rapidamente e conduz melhor a eletricidade.

O tamanho dos íons hidratados é importante fator que afeta a passagem desses íons através das membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses íons em colunas de troca iônica, em que o Li⁺ se liga menos fortemente, sendo eluído primeiro. O decréscimo da hidratação do ao Li⁺ ao Cs⁺ também se verifica nos sais cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados, geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não formam sais hidratados.

Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis em água. Quando um sal é insolúvel, significa que sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo IA diminui do Li para o Cs. Para que uma substância dissolva-se, a energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino (energia reticular). A energia reticular dos metais alcalinos diminui ligeiramente de cima para baixo no grupo, ao passo que a energia de hidratação varia mais acentuadamente - por causa disso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do Li para o Cs. Os fluoretos e carbonatos do grupo IA são exceções, pois suas solubilidades aumentam rapidamente de cima para baixo no grupo. Isso porque a energia reticular apresenta maior variação quando comparada à energia de hidratação.

LÍTIO ( Li )

HISTÓRICO: O lítio foi descoberto em 1817, por Arfevdson.

OCORRÊNCIA NATURAL: Os principais minerais onde o lítio se encontra são:

Lepidolita ou Mica litífera: K₂Li₃(Si₄O₁₀)₂ (F,OH)₄
Petalita: LiNaAlSi₄O₁₁
Trifilita: (Li,Na) (Fe, Mn) PO₄

PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O Li⁺ é muito menor que os outros íons do grupo IA e, por causa disso, só se mistura com o sódio acima de 380^o C, e é imiscível com os metais K, Rb e Cs, mesmo quando fundidos. O lítio também não forma ligas por substituição com esses metais. Já os demais metais alcalinos são miscíveis uns com os outros em todas as proporções.

Em solução, o lítio é o mais forte redutor conhecido e possui alto poder de corrosão. Reage com a água, liberando gás hidrogênio. Queimando no ar, sua chama tem uma coloração vermelha, e, em atmosfera rica em oxigênio, forma-se o óxido de lítio (Li₂O), que, reagido com a água, forma o hidróxido de lítio. Reage facilmente com ácidos e halogênios, formando os respectivos sais.

UTILIZAÇÃO: É usado na gaseificação do cobre e suas ligas e o endurecimento de ligas à base de chumbo e cálcio. Na medicina o lítio é empregado sob a forma de bicarbonato, utilizado no combate à uremia - excesso de ácido úrico no sangue - pela sua facilidade de formar sais solúveis com este ácido. O hidreto (LiH) e o hidreto misto de lítio-alumínio (LiAlH₄) são empregados na química orgânica como fornecedores de íons hidreto (redutores enérgicos) e o LiOH para absorver CO₂.

O cloreto, o sulfato e o nitrato são altamente deliquescentes, isto é, possuem uma forte tendência a absorver água e a se liquefazerem. Por isso estes sais são utilizados em sistemas de condicionamento de ar, participando da confecção de elementos higroscópicos. Também utiliza-se o carbonato de lítio para endurecer vidros e espelhos.

O estearato de lítio (C₁₇H₃₅COOLi) é usado na fabricação de graxas lubrificantes para automóveis. O lítio encontra ainda emprego na fabricação de células eletroquímicas (baterias primárias e secundárias).

SÓDIO ( Na )

HISTÓRICO: O sódio foi isolado em 1790 pelo químico inglês Humphry Davy.

OCORRÊNCIA NATURAL: Extremamente reativo, o sódio não ocorre naturalmente no estado elementar. Entre os seus compostos naturais são particularmente importantes o cloreto, o nitrato, o carbonato e o sulfato. O cloreto de sódio é uma das substâncias mais abundantes na natureza, encontrando-se principalmente nos mares e lagos. O cloreto de sódio é extraído diretamente das salinas por evaporação da água do mar. Como sal-gema o cloreto é encontrado em jazidas que ocupam vastas superfícies.

OBTENÇÃO E EXTRAÇÃO: O sódio no estado elementar é obtido, atualmente, pela eletrólise do coreto de sódio fundido (método de Downs). É o método mais eficaz e menos dispendioso até o momento.

PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Com água, o sódio reage fortemente, produzindo o hidróxido (NaOH). Com amônia, produz o amideto de sódio: 2 Na + 2 NH₃ 2 NaNH₂ + H₂

Quando atacado por um álcool dá origem a um alcoolato: 2 Na + 2 ROH 2 RONa + H₂

Em liga com o chumbo (hidrona), o sódio ataca o cloroetano, dando origem ao chumbo tetraetila - Pb(C₂H₅)₄, muito utilizado como antidetonante da gasolina, embora a tendência seja substituí-lo por outras substâncias que liberem menores quantidades de produtos tóxicos:

4 NaPb + 4 C₂H₅Cl Pb(C₂H₅)₄ + 4 NaCl + 3 Pb

UTILIZAÇÃO: O cloreto de sódio é largamente utilizado na alimentação, além de servir para conservar carnes, para se obter misturas refrigerantes e para a preparação de outros sais de sódio. O nitrato é usado como fertilizante, no tratamento de minérios de níquel, na preparação de vidros e como integrante de misturas explosivas (a própria pólvora tem como um de seus componentes o nitrato de sódio, conhecido como salitre do Chile).

O carbonato de sódio é utilizado principalmente na indústria do vidro e na fabricação de sabões. O sulfato de sódio é encontrado principalmente na tenardita (Na₂SO₄) e na mirabilita (Na₂SO₄ hidratado), também conhecida como sal de Glauber. Outro mineral de sódio importante para a indústria é a criolita (Na₃AlF₆), usada na fabricação do vidro e na metalurgia do alumínio. O hipoclorito de sódio (NaOCl) é usado como agente alvejante e como desinfetante. O bicarbonato (NaHCO₃) é usado como fermento químico.

Sob a forma de vapor, o sódio é usado nas lâmpadas que iluminam os túneis e nas lâmpadas de rua. É também utilizado no interior de válvulas de admissão de combustíveis e nos cilindros de combustão dos aviões, impedindo que, durante a combustão, as válvulas fiquem submetidas a temperaturas muito elevadas, o que provocaria o desgaste excessivo. Também o hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica, é largamente utilizado na fabricação de sabões e na refinação do petróleo e de um grande número de óleos vegetais, na indústria do papel e do raiom e na regeneração da borracha velha.

POTÁSSIO ( K )

HISTÓRICO: O potássio foi descoberto em 1807, por Sir Humphry Davy.

OCORRÊNCIA NATURAL: Muito abundante na natureza, o potássio pode ser encontrado em jazidas primárias, sob a forma de silicatos:

Leucita: K₂AlSi₂O₆
Ortoclásio: KAlSi₃O₈
Filipsita: KCaAl₃Si₅O₁₆

Mas também aparece em outros minerais, sob diversas formas:

Silvita: KCl
Carnalita: MgCl₂ . KCl . 6 H₂O
Cainita: MgSO₄ . KCl . 3 H₂O

PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Reage violentamente com a água, inflamando-se e liberando gás hidrogênio. Queimando no ar, sua chama tem uma coloração violeta e, em atmosfera rica em oxigênio, forma-se o superóxido (K₂O₄). O óxido de potássio (K₂O) reage com a água, formando hidróxido de potássio. Reage facilmente com ácidos e halogênios, formando os respectivos sais.

UTILIZAÇÃO: O potássio metálico apresenta pouco interesse industrial, mas combinado com o sódio, na proporção de 70% do total, ele forma uma liga de grande aplicação, servindo como veículo de condução de calor em máquinas térmicas, devido ao alto calor específico dessa mistura. Encontra enorme importância no campo dos fertilizantes, especialmente como cloreto e como sulfato.

Nos processos químicos os sais de potássio são preferidos aos de sódio, por possuírem maior solubilidade e melhor cristalização. Na indústria de vidros e sabões é importante o carbonato de potássio (K₂CO₃) e, na preparação da pólvora, o nitrato (KNO₃). O superóxido de potássio é empregado em aparelhos de respiração e em submarinos, e o KBr encontra uso na fotografia.

RUBÍDIO ( Rb )

HISTÓRICO: O rubídio foi descoberto em 1861 por Bunsen e Kirchhoff.

OCORRÊNCIA NATURAL: Um dos isótopos naturais desse elemento, o rubídio-87, é fracamente radiativo, e se transforma lentamente em estrôncio (para que uma quantidade de rubídio-87 se reduza à metade, transformando-se em estrôncio, são necessários cerca de 60 milhões de anos (meia-vida do rubídio).

UTILIZAÇÃO: Juntamente com o césio, é utilizado em masers - aparelhos usados para amplificação de microondas por meio de emissão estimulada de radiação. Os masers são gerados de microondas dotados de frequência rigorosamente constante. Dentre seus usos, um dos mais importantes é servir de padrão de tempo para relógios de extrema precisão. Também a relação entre rubídio e estrôncio numa rocha permite-nos conhecer sua idade.

CÉSIO ( Cs )

HISTÓRICO: O césio foi descoberto em 1860 por Bunsen e Kirchhoff.

PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O césio é um metal líquido a 28^o C e extremamente reativo.

OCORRÊNCIA NATURAL: O césio encontrado na natureza tem massa atômica 133, e é um núcleo estável. Artificialmente foram obtidos isótopos radioativos deste elemento, sendo o mais importante deles o de massa 137, que se desintegra emitindo radiação gama de energia.

UTILIZAÇÃO: O césio-137 é empregado na terapia de tumores, em um aparelho chamado "bomba de césio". Tendo forte afinidade com o oxigênio, o césio elementar pode ser utilizado para absorver resíduos desse gás quando se exige o alto-vácuo, como acontece nas válvulas termoiônicas. O metal é feito evaporar no interior da válvula, revestindo-lhe internamente as paredes; o eventual oxigênio ainda existente vai depositar-se nas paredes, aumentando o vácuo. O césio é também utilizado em células fotoelétricas, por ser muito sensível ao efeito fotoelétrico.

FRÂNCIO ( Fr )

HISTÓRICO: O frâncio foi descoberto em 1939 por Marguerite Perey.

PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O frâncio é um elemento instável e radiativo que aparece no desenvolvimento de uma série radioativa (a série do actínio), mas se desintegra tão rapidamente como se forma. Por isso, o frâncio não pode ser visto; o gráfico acima identifica esse elemento pela sua radiação.

UTILIZAÇÃO: É utilizado em reatores nucleares.

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Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999