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Grupo 1: Metais Alcalinos

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: 1s2 2s2 2p3 3s1 Na+: 1s2 2s2 2p6 (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.


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.

KClO4 → branco

Na2SO4 → branco

Na2CrO4 → amarelo

KMnO4 → violeta intenso

K2Cr2O7 → alaranjado

A cor é devida ao ânion e não os cátions do grupo 1


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 Li Na Li K Li K Na


Teste de chama • A chama é rica em elétrons e ocorre a redução do cátion: Na+ + e- → Na

• Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p0

• “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 3s1 →

3p1 (energia absorvida) e em seguida 3p1 → 3s1 (energia emitida na

forma de fóton)


Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p0


Propriedades magnéticas

No estado gasoso formam moléculas M2 diamagnéticas


Propriedades magnéticas

• A maioria dos compostos de metais alcalinos é diamagnética

• Superóxidos e ozonetos são paramagnéticos

• (a) LiF – Diamagnético

• (b) NaO2 – Paramagnético

• KO3 – Paramagnético

O O

O2-

(a)

En

erg

y


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+


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.


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:

NA = Constante de Avogadro

z = Carga do íon

e = Carga elementar, 1.6022×10−19 C

ε0 = Permissividade no vácuo

r0 = raio do íon

εr = constante dielétrica do solvente


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 íon-

dipolo mas também formam ligações de hidrogênio com o

solvente (água)


Reações de oxirredução

•A química é dominada pela perda de seu único elétron s:

M → M+ + e-

Li → Li+ + e- εo = -3,05V

Na → Na+ + e- εo = -2,71V

K → K+ + e- εo = -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.

ΔHret z2/d


Formação de óxidos, peróxidos e superóxidos

Produzem diferentes espécies ao reagirem com o O2:

• O lítio forma o monóxido (O2- - NOX: -2):

4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s)

• O sódio forma o peróxido (O22- – NOX: -1) :

2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s)

• Os demais formam superóxido (O2- – NOX: -1/2):

K(s) + O2(g) → KO2(s)

Rb(s) + O2(g) → RbO2(s)

Cs(s) + O2(g) → CsO2(s)

Au

men

to d

a

reati

vid

ad

e


Formação de hidróxidos

• Os metais alcalinos reagem violentamente com água para

formar MOH e gás hidrogênio:

2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)

2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(aq) + H2(g)

2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)

2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g)


Formação de hidróxidos

•Os óxidos, peróxidos e superóxidos de metais alcalinos também

reagem com água e formam MOH :

M2O + H2O → 2MOH

M2O2 + 2H2O → 2MOH + H2O2

2MO2 + 2H2O → 2MOH + H2O2 + O2


Reação com o Hidrogênio Formam-se hidretos iônicos

Na(s) + ½H2(g) → NaH(s)

Reação com o Nitrogênio Somente o Li forma nitreto

3Li + 1/2N2 → Li3N

O nitreto de lítio é um composto iônico, sólido de

coloração vermelha.

Reação com os Halogênios Todos os metais alcalinos formam haletos

2Na + Cl2 → 2NaCl

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