Reatividade dos metais alcalinos frente á água e ao ar

Reatividade dos metais alcalinos frente á água e ao ar

Os metais alcalinos (assim chamados por serem facilmente encontrados sob forma de bases de Arrhenius – álcalis) constituem o grupo 1A da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica sempre termina em ns¹, com n variando de 1 a 7. Apenas o hidrogênio não é metálico, e apenas está nesse grupo por também satisfazer a regra s¹, entretanto não possui praticamente nenhuma outra característica físico-química semelhante com os outros elementos. Todos os metais alcalinos são extremamente reativos quando expostos ao oxigênio ou à água. Por isso, geralmente são guardados submersos em querosene. Uma vez que as energias de ionização dos mesmos são as mais baixas da tabela, a perda do último elétron da camada se faz sem o desprendimento de muita energia. Quanto mais se desce no grupo, maior é a facilidade de perder o elétron da camada externa e maior vai ser a reatividade do metal alcalino, isto porque, quanto maior for o número atômico, maior vai ser o número de camadas eletrônicas e, consequentemente, maior a distância entre o elétron da camada de valência com o núcleo, ou seja, aumenta consideravelmente o decréscimo da atração eletrostática.

À medida que foram cortados os pequenos pedaços dos metais, observou-se com o passar do tempo, que a coloração já não era a mesma de quando efetuamos o procedimento(corte). Isso ocorre, pois o metal reage com o oxigênio, formando uma camada de óxido em suas superfícies.

 Em contato com a água, todos os metais alcalinos formam como produtos uma base e o gás hidrogênio. Por exemplo, a reação entre o sódio e a água produz o hidróxido de sódio e o gás hidrogênio, como mostrado na equação abaixo:

2 Na(s) + 2 H2O(l)→2 NaOH(aq) + H2(g)

Quando colocamos o sódio em contato com a água ocorrerá uma reação violenta que, quando colocamos o indicador ácido-base fenolftaleína, percebemos o aparecimento de uma coloração rósea, evidenciando a presença da base. Além disso, quanto maior a quantidade de sódio colocado, maior será a reação visualizada, porque o hidrogênio liberado entra em combustão ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar.

Essa reatividade aumenta à medida que os períodos dos metais alcalinos aumentam, ou seja, cresce nesse sentido:

Li < Na < K < Rb < Cs

O lítio reage mais lentamente com a água do que os demais metais alcalinos. A reação do potássio (K) com a água já é suficientemente forte para acender o hidrogênio (pegar fogo), mesmo com pequenas quantidades de reagentes. Com o rubídio e o césio, essa reação em pequena escala já é perigosamente explosiva, ocorre muito violentamente devido a combustão espontânea do hidrogênio. E por esses metais serem mais densos que a água, a reação ocorre abaixo da superfície dela.

Teste da chama

Sendo o sódio, lítio, potássio metais, tais elementos possuem baixa energia de ionização. Isso deve-se ao fato de que seus raios atômicos são muito grandes, desse modo os elétrons são fracamente atraídos pelo núcleo, o que facilita a retirada desses elétrons mais externos.

Como resultado das baixas energias de ionização, quando estes elementos são irradiados, a energia luminosa absorvida pode ser suficientemente elevada para fazer com que o átomo perca um elétron. Os elétrons também podem ser excitados a níveis eletrônicos mais elevados. No teste da chama o elétron externo é excitado para um nível de energia mais alto e ao retornar ao nível energético original, ele emite a energia absorvida como radiação eletromagnética. A energia e está relacionada com o comprimento de onda hc/( onde h é a constante de Planck e c a velocidade da luz), se manifestando na forma de luz visível o que dá origem às cores características observadas no teste da chama, conforme a tabela  que se formam  abaixo:

Na realidade a cor é decorrente das transições eletrônicas em espécies de vida curta que se formam momentaneamente na chama. No caso do sódio os íons são temporariamente reduzidos aos seus átomos.

Na+ + e- → Na

A linha D do sódio decorre da transição eletrônica 3s1 →3p1, em um átomo de sódio formado na chama. As cores características da chama para os diferentes elementos não se devem t odos às mesmas transições, ou seja, à mesma espécie. Assim a linha vermelha do lítio se deve à espécie transiente LiOH formada na chama.

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