no indice

1. Índice
Introdução ----------------------------------------------------------------------- Pág. 03
Propriedades Físicas e Químicas----------------------------------------- Pág. 05
Objetivo -------------------------------------------------------------------------- Pág. 07
Materiais e Reagentes ------------------------------------------------------- Pág. 07
Parte experimental ------------------------------------------------------------ Pág. 08
Prática 1 -------------------------------------------------------------------- Pág. 08
Prática 2 -------------------------------------------------------------------- Pág. 08
Resultados e discussões ---------------------------------------------------- Pág. 09
6.1 Prática 1 ---------------------------------------------------------------- Pág. 09
6.2 Prática 2 ---------------------------------------------------------------- Pág. 09
Conclusão ----------------------------------------------------------------------- Pág. 10
Revisão Bibliográfica --------------------------------------------------------- Pág. 11
2. Propriedades Físicas e Químicas
As propriedades dos metais alcalinos estão intimamente relacionadas com sua
estrutura eletrônica e seu tamanho. Todos os elementos são metais, excelentes
condutores de eletricidade e moles. São muito reativos e perdem rapidamente o
brilho quando expostos ao ar seco. Todos reagem com água, liberando hidrogênio e
formando os correspondentes hidróxidos. Queimam ao

2. ar formando óxidos, embora o produto formado varia de acordo com o metal.
Reagem com enxofre formando sulfetos. São muito eletropositivos formando bases
muito fortes e oxossais muito estáveis. [J.D.Lee, 1999]
Já as propriedades dos metais alcalinos-terrosos apresentam as mesmas
tendências nas propriedades que foram observadas no grupo 1, contudo, o berílio é
um exceção. Cálcio, estrôncio e bário reagem facilmente com água fria, liberando
hidrogênio e formando os hidróxidos. [J.D.Lee, 1999]
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
O magnésio não reage com água fria, mas é capaz de decompor água quente.
[J.D.Lee, 1999]
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2
Ou
Mg + 2H2O MgO + H2
O hidróxido de berílioé anfótero, mas os outros, de Mg, Ca, Sr e Ba, são básicos. A
força da base aumenta do Mg ao Ba, de modo que os elementos do grupo 2
apresentam a tendência normal de aumento de suas propriedades básicas, de cima
para baixo dentro do grupo. [J.D.Lee, 1999]
Todos os metais do grupo 2 reagem com ácidos liberando H2, embora o berílio reaja
lentamente. O Be reage com NaOH, porém Mg, Ca, Sr e Ba não
reagem, sendo tipicamente básicos. Essas reações ilustram o caráter crescente dos
elementos, ao se descer pelo grupo. [J.D.Lee, 1999]
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
Be + 2NaOH + 2H2O Na2[Be(OH)4] + H2

3. Ou
Be + 2NaOH + 2H2O NaBeO2 . H2O + H2
Todos os elementos desse grupo queimam em atmosfera de O2 formando óxidos,
MO. O Mg queima ao ar emitindo um brilho extremamente
intenso e liberando uma grande quantidade de calor. Esse fato é aproveitado para
dar início a uma reação térmita com alumínio (reação aluminotérmica) e
também como fonte de luz nos antigos bulbos de flash fotográfico. [J.D.Lee, 1999]
Mg + ar MgO + Mg3N2
O MgO não é muito reativo, principalmente quando previamente aquecido a altas
temperaturas. Por esse motivo, é utilizado como material refratário. Possui várias
propriedades que o torna adequado para o revestimento de altos fornos, tais como:
Elevados pontos de fusão (~ 2800o
C).
Pressões de vapor extremamente baixas.
Elevada condutividade térmica.
Inércia química.
Alta resistividade elétrica. [J.D.Lee, 1999]
O Mg(OH)2 é muito pouco solúvel em água ( cerca de 1x 10-4
g l-1
a 20 o
C), mas os
hidróxidos são solúveis e a solubilidade aumenta ao se descer pelo grupo ( Ca(OH)2
~ 2 g l-1
; Sr(OH)2 ~ 8 g l-1
e Ba(OH)2 ~ 39 g l-1
). O
Mg(OH)2 é fracamente básico, sendo usado no tratamento de acidez associada à
indigestão. Os outros hidróxidos são bases fortes. [J.D.Lee, 1999]

4. Objetivo
O objetivo deste relatório é de observar a reatividade do elemento sódio
metálico.A partir das reações realizadas, a análise do produto formado e a forma
como tal elemento reagiu, podemos concluir algumas de suas propriedades
características e a reatividade do mesmo.
4. Materiais e Reagentes
- Fenolftaleína;
- Béqueres;
- Pinça Metálica;
- Vidro de relógio;
- Bico de Bunsen;
- Cadinho;
- Tubo de ensaio;
- Amostras metálicas de Mg e Na;
- Mármore em pó (CaCO3).
5. Parte Experimental
5.1 Prática 1. Metais Alcalinos.
a) Observação da oxidação espontânea dos metais:
Cortou-se em pequenos pedaços de Na e deixou-os por alguns minutos expostos ao
ar.

5. b) Formação de hidróxidos:
Encheu-se um béquer com água e adicionou-se uma pequena amostra de metal. E
observou-se a reação que ocorre. E para comprovar a formação do hidróxido
pingou-se algumas gotas de fenolftaleína sobre a solução.
5.2 Prática 2. Metais Alcalinos Terrosos.
a) Formação de óxidos e Formação de hidróxido de magnésio:
Aqueceu-se com o auxilio da pinça metálica, um pedaço de magnésio metálico em
fita sobre um vidro de relógio (não olhou-se diretamente para a luz que se
desprende, pois a luz emitida na combustão do magnésio é rica em radiação
quimicamente ativa).
Adicionou-se o resíduo da combustão em um tubo de ensaio com água. Agitou-se e
cotejou-se fenolftaleína para confirmar a formação do hidróxido.
b) Formação de hidróxido de cálcio:
Aqueceu-se no cadinho uma porça de carbonato de cálcio. Deixou-se o cadinho
esfriar e testou-se a formação de CaO (oxido), pela adição de água ao cadinho e
posteriormente gotejo-se fenolftaleína para observar a coloração rósea que indicou-
se a formação do hidróxido de cálcio.
6. Resultados e Discussões
6.1 Prática 1. Metais Alcalinos.
a) Observação da oxidação espontânea dos metais:
Verificou que a coloração do metal torna-se rapidamente esbranquiçada, devido à
rápida de uma camada de oxido em suas superfícies.
b) Formação de hidróxidos:

6. Houve uma efervescência, constatando a liberação de H2. Formou-se uma base
(NaOH) que é visto pela coloração rosa do indicador Fenolftaleína. O Na funde-se
com o calor liberado na reação e fica “dançando” sobre a superfície da água. A
equação que representa a reação observada é:
2 Na + H2O → 2 NaOH
6.2 Prática 2. Metais Alcalinos Terrosos.
a) Formação de óxidos e Formação de hidróxido de magnésio:
Observamos que, ao aquecer o magnésio metálico, houve uma queima do elemento
sólido, com emissão de um brilho intenso e liberação de uma grande quantidade de
calor. Ao adicionarmos o produto da combustão em um tubo de ensaio com água,
provou-se, através do uso do indicador, que tratava-se do óxido básico de magnésio.
Formação de hidróxido de cálcio:
Observamos que houve a formação de seu óxido correspondente, com posterior
liberação de gás carbônico. Esta reação foi confirmada após a adição da água ao
cadinho e posterior gotejamento do indicador, mostrando que havia CaO:
CaO + H2O → Ca(OH)2
7. Conclusão
Podemos concluir que, os metais alcalinos e alcalinos terrosos possuem
semelhanças e diferenças distintas. Em relação à reatividade, tanto os metais
alcalinos quanto os alcalinos terrosos reagem com oxigênio do ar formando seus
respectivos óxidos.
Em relação à formação de óxidos e hidróxidos, somente os elementos do grupo dos
alcalinos terrosos podem ser preparados pela combinação direta dos elementos ou
pela decomposição térmica dos carbonatos. Em relação à solubilidade dos sais,

7. todos os cloretos de metais alcalinos e alcalinos terrosos utilizados na preparação
das soluções apresentam solubilidade em água.
Revisão Bibliográfica
MAHAN, B. M. Química: Um curso universitário. 4. ed. São Paulo : Edgard Blucher,
2003;
BROWN, T. L. Química: A ciência central. 2 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2005;
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher,
1999;
Metais Alcalinos Terrosos. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org /wik/ metal_ alca
lino-terroso>. Acesso em 12 Set.2009.
A soda cáustica (NaOH – hidróxido de sódio) é, nas condições ambiente, um sólido
branco bastante higroscópico (absorve a água presente no ar). Caracteriza-se por
ser uma base de Arrhenius muito forte, portanto, é utilizada para neutralizar ácidos
fortes ou tornar rapidamente alcalino um meio reacional, mesmo em poucas
concentrações. Sua obtenção origina-se da eletrólise de cloreto de sódio (NaCl) em
meio aquoso.

8. É frequentemente utilizada para desobstrução de encanamentos por ser capaz de
dissolver gorduras. Entretanto, pelo seu poder corrosivo, é muito perigosa e pode
provocar desde vermelhidão (em contato com a pele) até queimaduras graves.
Propriedades Físico-Químicas
Estado Físico: Sólido higroscópico
Cor: Branco leitoso
Odor: Inodoro
Temperatura de fusão: 322°C
Temperatura de ebulição: 1388°C
Densidade específica: 2,13 g/cm³
Combustível: Não
Utilização
Tratamento de efluentes (resíduos), através da mudança de pH;
Tratamento de celulose;
Detergentes e sabões;
Borrachas remanufaturadas;
Catalisador de hidrólise de nitrilas, ésteres e cloretos de acila;
Fabricação de vidros opacos;
Indústria alimentícia (correção de pH).
Toxicologia e Primeiros Socorros
O hidróxido de sódio é muito reativo e corrosivo, por isso deve ser manipulado com
o máximo de cuidado. Seus efeitos podem ser vistos independente da via de
contaminação:
Ingestão
A ingestão de soda cáustica é extremamente perigosa porque pode causar graves
queimaduras e perfurações nos tecidos da boca, garganta, esôfago e estômago.
Caso isso ocorra, não se deve ingerir nada além de grandes volumes de água; o

9. vômito deve ser evitado (se for espontâneo, deve-se deixar as vias respiratórias
desobstruídas), e o serviço médico deve ser procurado imediatamente.
Inalação
A presença de borrifos de NaOH no ar pode provocar pneumonia química, a
depender do tempo de exposição e da concentração.
Com esse tipo de contaminação, o melhor a ser
feito é levar a vítima para um local arejado. Se a mesma não estiver respirando,
deve-se forçar reanimação e, se possível, administrar oxigênio puro. Em seguida,
procurar atendimento médico.
Contato com a pele
Pode causar desde vermelhidão e ardência a queimaduras severas. Portanto, deve-
se lavar o local atingido com água corrente e procurar serviço médico, mesmo com
pequenas contaminações.
Contato com os olhos
O NaOH pode provocar queimaduras muito graves no tecido ocular, assim, deve-se
lavar os olhos por, pelo menos, 20 minutos com água corrente deixando as
pálpebras bem abertas. Sendo imprescindível, também, serviço médico apropriado.

10. Fontes:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidróxido_de_sódio
http://www.nutritotal.com.br/perguntas/?acao=bu&categoria=1&id=436
http://www.drashirleydecampos.com.br/noticias/330
http://www.caii.com.br/downloads/fispq-sodaescama.doc
A reação é extremamente exotérmica (libera calor), e pela grande reatividade do
metal é uma reação violenta (lembra que está bem na esquerda da tabela periódica?
bemmmmm eletropositivo?).
Evidentemente foi usada uma quantidade mínima de sódio, o experimento foi feito
por razões didáticas, de modo controlado, em lugar adequado e por profissionais
capacitados e protegidos por EPIs.
A coloração da água está rosada porque se colocou o indicador fenolftaleina (incolor
para ácido, "rosa" para bases). Quando o sódio metálico reage com a água, há
formação de hidróxido de sódio (NaOH) a chamada soda cáustica.
Na +H2O ---> NaOH
NaOH + H2O ---> Na+ + OH-
Fica claro que o fogo em sódio metálico nunca, jamais, em tempo algum pode ser
apagado por água (a água é que provoca o fogo...). O fogo assim deve ser extintor
por abafamento
Tina de vidro.
Faca.
Pinça metálica.
Reagentes e material
necessário

11. Um pequeno bocado de sódio metálico.
Água.
Solução alcoólica de fenolftaleína (opcional).
Deita água na tina de vidro até cerca de meia altura.
Adiciona algumas gotas (3 a 4 gotas) de solução alcoólica de fenoftaleína à
água.
Corta uma pequena porção de sódio, com a ajuda de uma pequena faca e
uma pinça metálica.
Nunca toques com as mãos no sódio !
Adiciona o sódio à água e afasta-te imediatamente, cerca de 2 metros.
Observa a reação química.
É seguramente das mais espetaculares reacções químicas!
Procedimento
experimental
Explicação

12. Ficou gravada na memória de gerações de estudantes que tiveram a oportunidade
de a observar nas suas aulas de química.
A elevada reatividade do sódio metálico revela-se aqui no contacto com a água.
Desta combinação resultam o hidróxido de sódio (que se dissolve na água) e o
hidrogénio. O gás hidrogénio liberta-se na superfície de contacto entre o sódio e a
água com uma rapidez tal que faz do pequeno pedaço de sódio um mini-hovercraft.
A equação química correspondente é:
2 Na (s) + 2 H2O (l) ---> 2 NaOH (sol. aquosa) + H2 (g)
Simultaneamente verifica-se um aumento acentuado de temperatura, o que por
vezes provoca a ignição do hidrogénio. Este fato aliado ao carácter corrosivo do
sódio metálico torna-a uma reação perigosa.