Fisico quimica-metais alcalinos (grupo 1).

Metais Alcalinos-Grupo 1
E.B.2,3 Visconde De
Chanceleiros
Ano Letivo 2015/2016
Prof.Ana
Veloso
Trabalho Realizado
Por: Ana Rita Carvalho
9ºC Nº3

Introdução:
Os metais alcalinos
são um conjunto de
elementos químicos
que se encontram no
grupo 1 da tabela
periódica.

Tabela Periódica:
• A tabela periódica está dividida
em 18 grupos e 7 períodos. Os
metais alcalinos encontram-se
no grupo 1.
o Lítio (Li);
o Sódio (Na);
o Potássio (K);
o Rubídio (Rb);
o Césio (Cs);
o Frâncio (Fr).
• O hidrogénio, apesar de se encontrar no Grupo
1, não é considerado um metal alcalino. Atenção

Informação Geral
Nome, símbolo e número Hidrogénio, H , 1
Série Química Não metais
Grupo, Período 1,1
Massa atómica 1,00794 u ± 0,00001 u
Configuração eletrónica 1s1

Link do vídeo:
https://www.youtube.com/
watch?v=jelKt2wueXE

Utilização do hidrogénio no cotidiano
Na Industria:
O hidrogénio é utilizado pela industria química para síntese
das matérias plásticas, do poliéster e do nylon.
No domínio espacial, o hidrogénio é um combustível leve e
eficiente: a título de exemplo, 1 kg de hidrogénio contem três
vezes mais energia do que 1 kg de gasolina. Reage com o
oxigénio líquido transportado nos foguetões (em particular
Ariane 5) para fornecer uma grande quantidade de energia.
A industria de vidro também utiliza hidrogénio. Para obter
vidro plano (para janelas, ecrãs planos, etc.), o vidro em fusão é
estirado a cerca de 1 000°C sobre um banho de estanho também
ele próprio em fusão. Uma atmosfera protetora constituída por
azoto e hidrogénio permite proteger esse banho de estanho.
Na eletrónica , o hidrogénio é utilizado como gás de varrimento
aquando das etapas de depósito de silício ou da produção de
circuitos impressos.
Vidro Plano

O enxofre é uma impureza contida
naturalmente nos combustíveis fósseis. A sua
combustão produz óxidos de enxofre (em
particular SO2), que podem provocar
problemas respiratórios e poluição atmosférica.
Para dessulfurar os combustíveis, recorre-se ao
hidrogénio desde a fase de refinação o qual vai
reagir com os átomos de enxofre de hidrogénio
(H2S).
O hidrogénio é ainda utilizado em pilhas de
combustível, onde combina com o oxigénio do
ar para produzir eletricidade, rejeitando
apenas água. Este sistema, muito silencioso, já
permite propulsar veículos.
Autocarro com pilha
de combustível

A História Do Hidrogénio
Em ,1766, o químico Henry Cavendish identificou este
gás como uma substância química individual
chamando-lhe primeiramente “gás inflamável”. Este
gás não era “desejado”, foi fruto duma reação entre
um ácido e um metal realizada na altura , mas
foi Antoine Lavoisier que nomeou de Hidrogênio o
elemento em 1783, e descobriu a também assim
posteriormente a formula da água. É o elemento
mais abundante no universo, mas na crosta terrestre
é relativamente difícil de encontrar esse gás (H2).
É obtido através de eletrólise, reações de metais com
ácidos, reações de carvão ou hidrocarbonetos
com vapor de água a alta temperatura.
Henry
Cavendish
Antoine
Lavoisier

Características gerais
Nome: Lítio Massa Atómica:6,941
Número atómico:3 Grupo:1 (Metais Alcalinos
Período:2 Número de eletrão de valência: +1
Símbolo: Li

Propriedades Físicas
Densidade (g/cm3):0,53 Cor: Branco-Prata
Ponto de fusão (ºC): 181 Ponto de ebulição: (ºC):1330
Volume atómico (cm3):13

 Reação com o oxigénio formando
óxidos:
- Reação de combustão do lítio
2Li(s)+O2(g)2Li2O1(s)
Chama da combustão do Lítio
da reação com o oxigénio

• Reage com a água
formando hidróxidos
básicos e hidrogénio
-Reação do Lítio com a água
2Li(s)+2H20(L)2LiHO(aq)+H2(g)
Reação do Lítio com água

Utilização Do Lítio No Cotidiano
É o sólido de maior calor específico e, por isso, encontra
aplicações em processos de transferência de calor, mas é
corrosivo e precisa de manipulação especial.
- Usado como agente de liga em compostos orgânicos
sintéticos.
- Hidreto de lítio é um poderoso redutor e é usado como
fonte de hidrogênio.
- Empregado em baterias devido ao elevado potencial
eletroquímico.
-Vidros e cerâmicas especiais têm adição de lítio.
Cloreto e brometo de lítio são materiais altamente
higroscópicos e, por isso, usados em sistemas de
secagem industriais. Solução de brometo de lítio é usada
como absorvente em equipamentos de refrigeração por
absorção. Carbonato de lítio é usado como
tranquilizante e no tratamento de algumas doenças
mentais.
-Usado em lubrificantes (graxas) de alto desempenho.
Comprimidos para o
tratamento do alzheimer.
Pilha de Lítio

O lítio foi descoberto em 1817, por Johan
August Arfvedson, quando trabalhava
como assistente no laboratório de
Berzelius. Ele verificou a presença do
metal num minério chamado petalita
(LiAlSi4O10). O lítio metálico foi obtido por
Bunsen e Matthiessen, em 1855, por
eletrólise do LiCl fundido. O seu nome
lítio, deriva do grego lithos, que significa
pedra. Este nome foi dado em contraste
com os outros metais alcalinos
descobertos por Davy, que descobriu o
sódio e o potássio de vegetais.
Johan August Arfwedson

Características Gerais
Nome: Sódio Massa Atómica: 22,9898
Numero Atómico:11 Grupo: 1 (Metais Alcalinos)
Periodo:3 Número de eletrão de valência: +1
Símbolo: Na

Densidade (g/cm3): 0,97 Cor: prata
Ponto de fusão (ºC): 98 Ponto de ebulição (ºC): 883
Volume Atómico (cm3): 23,7

• Reação com oxigénio formando óxidos
-Reação de combustão do sódio:
4Na(s)+O2(g) 2Na2O(s)
Chama da combustão do
sódio da reação com o
oxigénio

• Reage com a água
-Reação do sódio com a água
2Na(s)+2H2O(L)2NaHO(aq)+H2(g)
Reação do sódio com a água

A Utilização do sódio com o cotidiano:
O sódio pode ser utilizado para a formação de ligas metálicas com metais
como o chumbo. Através de seus cloretos ou óxidos, o sódio pode ser
utilizado também para a geração de outros metais como o titânio e o
zircônio.
A aplicação mais comum de sódio é para a produção de lâmpadas a vapor
de sódio, são aquelas lâmpadas amarelas utilizadas na iluminação de ruas e
estradas. Quando é jogado no fogo, a chama adquire uma cor amarela
proveniente dos íons de sódio.
Os compostos de sódio mais utilizados são:
Silicatos - mais utilizado para a fabricação de vidro;
Clorato - utilizado na fabricação de explosivos;
Hidróxido de Sódio - utilizado para produção de sabão, papel, celulose,
etc.;
Cloreto - utilizado para a produção de outros sais, como o sal de cozinha;
Peróxido - usado como branqueador das fibras têxteis;
Tetraborato - usado na produção de detergente e;
Tiossulfato - utilizado no processo de revelação fotográfica.
Bicarboneto
de sódio,
usado para
branquear os
dentes.
Remédio para
a azia ou mal
digestão com
bicarbonato
de sódio.

A descoberta do sódio como elemento deve-se a Sir
Humpfrey Davy que, em 1807, em Inglaterra, isolou o
sódio puro através da eletrólise da soda caustica
(NaOH).O nome sódio provém da palavra soda, a
designação antiga para o carbonato de sódio,
embora seja possível que Sir Humpfrey Davy tenha
derivado este nome a partir de um remédio medieval
contendo sódio, o sodanum, que era utilizado para as
curas de dores de cabeça. A origem do símbolo do
sódio, Na, esta relacionado com a palavra neo-
latina, natrium, que por sua vez provém da palavra
árabe natron (soda, carbonato de sódio).
Sir Humpfrey Davy

Caraterísticas Gerais
Nome: Potássio Massa Atómica: 39,0983
Número Atómico: 19 Grupo: 1 (Metais Alcalinos)
Período: 4 Número de eletrão de Valência: +1
Símbolo: K

Densidade (g/cm3): 0,86 Cor: Prata

• Reação com o oxigénio formando óxidos
-Reação de combustão do Potássio:
4K(s)+O2(g) (L)2K20(s)
Chama da combustão
do potássio da reação
com o oxigénio

• Reação com a água formando hidróxidos
-Reação do potássio com a água
2K(s)+2H20(L)2KHO(aq)+H2(g)

A Utilização do potássio no cotidiano:
Podemos encontrar Potássio em abundância na natureza,
as fontes principais são águas salgadas e minerais. É
importante ressaltar a importância deste elemento na
forma mineral: ele funciona como um eletrólito dentro de
nosso corpo, é responsável pela transmissão nervosa,
contração muscular e equilíbrio de fluidos corporais. É
fundamental a ingestão de Potássio, pois sua falta no
organismo leva a distúrbios neuromusculares (cãibras,
paralisias) e aumento da pressão arterial.
Aplicações do potássio na forma de metal:
- Nitrato de potássio (KNO3): usado na fabricação de
pólvora e como fertilizante. O KNO3 produz uma
coloração violeta quando entra em combustão;
- Cloreto de Potássio (KCl): usado como fertilizante;
- Peróxido de potássio (K2O2): presente nos aparelhos de
respiração usados por bombeiros e mineiros.
Pólvora
Cloreto de
potássio
para a
fertilização

O potássio foi o primeiro elemento químico descoberto
por meio da eletrólise (passagem de corrente elétrica
por um sistema líquido com íons). Em outubro de 1807, o
químico inglês Humphry Davy construiu uma bateria
voltaica com 250 placas que ele usou para passar uma
corrente elétrica sobre uma solução de potassa (esse
nome vem das cinzas da madeira que são ricas em
potássio), que hoje sabemos que é uma solução de
hidróxido de potássio.
Na primeira vez que ele fez isso, conseguiu decompor
somente a água, por isso ele a separou, restando
somente o hidróxido de potássio fundido. Ao passar
novamente a corrente elétrica (eletrólise ígnea), ele
conseguiu obter minúsculos glóbulos de um metal
alcalino que chamou de potássio.
Sir Humphry Davy

Nome: Rubídio Massa Atómica: 85,4678
Período: 5 Número de eletrão de valência: +1
Símbolo: Rb

Densidade (g/cm3): 1,532 Cor: Prata
Volume atómico (cm3): 55,79

-Reação do Rubídio
4Rb(s)+O2(g)2Rb2O(s)
Chama da combustão
do Rubídio da reação
com o oxigénio

• Reação com a água
-Reação do Rubídio com a água
2Rb(s) + 2H2O(L) → 2RbHO(aq) +H2(g)
Reação do Rubídio com a água

A Utilização do Rubídio no cotidiano:
Agora uma importante informação
sobre o Rubídio: ele é usado como
combustível espacial.
Dentre as outras utilizações do metal
Rubídio se destaca a utilização em tubos
de vácuo, como células fotoelétricas. Já
as formas variantes, como o carbonato
de rubídio, são empregadas na indústria
vidreira. O Rubídio possui aplicação
também na medicina, no preparo de
soporíferos e sedativos e no tratamento
de epiléticos. Carbonato de rubídio

Os dois químicos alemães, Robert
Bunsen e Gustav Kirchhoff,
descobriram a existência do
rubídio em 1861 pelo método então
descoberto de espectroscopia de
absorção atómica de chama. Os
seus compostos têm aplicações
químicas e eletrónicas. O metal do
rubídio é facilmente vaporizado e
tem um alcance de absorção
espectral prático, fazendo dele um
alvo frequente de manipulação
a laser de átomos.
Robert
Bunsen e Gusta
v Kirchhoff,

Nome: Césio Massa Atómica: 132,905
Símbolo: Cs

Densidade (g/cm3): 1,873 Cor: prata

-Reação de combustão do Césio
4Cs(s)+O2(g)2Cs2O(s)
Chama da combustão
do Césio da reação
com o oxigénio

• Reação com a água
-Reação do Césio com a água
2Cs(s)+2H2O(L)2CsHO(aq)+H2(g) Reação do Césio com a água

A Utilização do Césio no cotidiano:
Mais um metal com poucas
aplicações, as duas
principais aplicações é a de
ele ser usado para células
fotoelétricas e detetor de
infravermelhos, devido sua
capacidade de ionização
quando exposto a luz.
Também com frequente uso
em pilhas alcalinas.
Pilhas Alcalinas

O césio foi descoberto, em 1860,
por Kirchhoff e Bunsen como resultado do exame de
resíduos obtidos pela evaporação de águas minerais.
O nome do elemento deriva do latim caesium
(cinzento-azulado), e está intimamente ligado às duas
riscas azuis observadas no seu espectro, por aqueles
dois cientistas.
A obtenção de compostos de césio, por Bunsen,
envolveu a evaporação de grandes quantidades de
água mineral, na época a única fonte de césio
conhecida. Bunsen obteve cloretos, carbonatos e
outros sais de césio por este método, e descobriu
grande parte das suas propriedades. Tentou
igualmente isolar o césio, enquanto metal, mas não foi
bem sucedido. O césio metálico foi obtido pela primeira
vez por Setterburg, em 1882, pela eletrólise de uma
mistura de cianeto de césio com cianeto de bário.
Kirchhoff
e Bunsen

Características Gerais
Nome: Frâncio Massa Atómica: 223,02
Símbolo: Fr

Densidade (g/cm3): Cor: Prata
Ponto de fusão (ºC): Ponto de ebulição (cm3):677
Volume atómico (cm3):

-Reação de combustão do Frâncio
4Fr(s)+O2(g)2Fr2O (s)

• Reage com a água formando
hidróxidos básicos e hidrogénio
-Reação de Frâncio com a água
2Fr(s(+2hzO(L)2FrHO(aq)+H2(g)
Reação do Frâncio com a água

A Utilização do frâncio no cotidiano
Não há aplicações comerciais para o
frâncio devido a sua vida muito
curta, também não é possível obter
este elemento em quantidades
comerciais significativas. Somente é
usado em tarefas de investigação,
tanto no campo da biologia como
também no da estrutura atómica.
Pedra De Frâncio

Marguerite Perey descobriu este elemento
em 1939.O frâncio foi o último elemento
químico descoberto na natureza antes de ser
sintetizado. Fora do laboratório, o frâncio é
extremamente raro. Este elemento foi
nomeado em homenagem da frança, onde
foi descoberto em 1939, por Marguerite Perey
(que trabalhou como assistente de marie
curie) no ‘’institute curie’’ de Paris. Este
elemento foi detetado por Perey enquanto
estudava o decaimento radioativo do
actínio-27, verificando como produto de
decaimento um novo elemento, de número
atómico 87. Marguerite Perey

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https://www.youtube.com/
watch?v=WvVrbTFWTxk

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