CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS ELEMENTOS DO BLOCO S

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CARACTERÍSTICAS
GERAIS
DOS
ELEMENTOS
DO
BLOCO S
Os cátions dos metais alcalinos (Grupo 1) e alcalino-terrosos
(Grupo 2) são normalmente encontrados em minerais e águas
naturais, e alguns são constituintes importantes de fluidos biológicos
como o sangue. Os metais mais baratos (lítio, sódio, potássio e
cálcio) são comumente utilizados como poderosos agentes redutores
para
reações
químicas
em
solventes
não-aquosos.
Os
NOX
característicos dos elementos do bloco s são os mesmos dos números
de seus grupos: +1 para os metais alcalinos e +2 para os alcalinos
terrosos. Quando ar e água são removidos, alguns compostos
incomuns com os metais em estados de oxidação baixos podem ser
preparados (incluindo sodetos, contendo Na – ). A fraqueza das
ligações metalligante para os elementos do bloco s significam que até
recentemente
poucos
complexos
de
metais
s
haviam
sido
caracterizados. Porém, o advento de ligantes polidentados que
conseguem
“prender”
cátions
ocasionou
o
ressurgimento
de
pesquisas de complexos desses metais.
Ocorrência e Isolação
A abundância dos metais dos grupos 1 e 2 na crosta terrestre
segue uma variação ampla, desde o cálcio (o quinto metal mais
abundante), sódio (o sexto), magnésio (o sétimo) e potássio (oitavo)
até os metais relativamente raros, como berílio e césio. As baixas
abundâncias
do
lítio
e
do
berílio
devem-se
a
detalhes
da
nucleossíntese. As baixas abundâncias dos metais alcalinos e alcalinoterrosos pesados estão associadas com o declínio nas energias de
ligação nuclear dos elementos além do ferro. Os gráficos ao lado
mostram as abundâncias dos elementos dos grupos 1 e 2. Elas são
dadas na forma logarítmica (na base 10) das gramas do metal por
100 kg de amostra da crosta. Como a escala vertical é logarítmica, as
diferenças reais são bem maiores do que aparentam no gráfico.
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Reações redox
Os potenciais padrão dos metais alcalinos e alcalino-terrosos
(tabela 1) sugerem que eles são todos capazes de serem oxidados
pela água:
Grupo 1
Grupo 2
Li - 3,04
Be - 1,97
Na - 2,71
Mg - 2,36
K - 2,94
Ca - 2,87
Rb - 2,92
Sr - 2,90
Cs - 3,06
Ba - 2,92
As oxidações por água liberam gás hidrogênio, como mostram as
reações abaixo:
Grupo 1: M(s) + H2O(l) = M+(aq) + OH–(aq) + ½H2 (g)
Grupo 2: M(s) + 2H2O(l) = M2+(aq) + 2OH–(aq) + H2 (g)
Essa reação é tão rápida e exotérmica para o sódio e seus congênitos
mais pesados que o hidrogênio expelido inflame. O vigor destas
reações está associado ao baixo ponto de fusão dos metais, porque,
uma vez fundido, uma superfície metálica limpa é mais facilmente
exposta e uma reação rápida se processa. No grupo 2, ambos berílio
e magnésio estão protegidos de uma oxidação maior por uma fina
cobertura de óxido e, por isso, sobrevivem na presença de água e de
ar.
Compostos Binários
Os potenciais aquosos geralmente dão uma indicação da
tendência dos metais do bloco s formar compostos. Entretanto, as
interações desses cátions com ânions no estado sólido podem diferir
significativamente
da
interação
entre
os
íons
metálicos
e
as
moléculas de água, de modo que a tendência a respeito da formação
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de um composto não se correlaciona com os potenciais padrões em
todos os casos. As periodicidades são muito mais simples para os
haletos. A maioria dos haletos
alcalinos tem a estrutura de
coordenação do NaCl, mas o CsBr, CsBr e CsI têm uma estrutura
mais bem empacotada, estrutura
do
cloreto
de
césio, (8,8)-
coordenada. Em altas pressões, os haletos de sódio, potássio e
rubídio sofrem uma transição para a segunda estrutura (CsCl). Um
aspecto distintivo dos cátions alcalinos é sua alta solubilidade em
água na maioria dos sais simples. As principais exceções a essa regra
são os cátions grandes (K+ ao Cs+) em combinação com ânions
grandes. Por exemplo, a solubilidade de percloratos de metais
alcalinos pesados é muito menor do que a solubilidade dos de metais
alcalinos leves. A concentração molar de uma solução saturada de
CsClO4 é 0,09 mol/L, enquanto a de LiClO4 é 4,5 mol/L. Os sais de
tetrafenilborato de potássio e dos metais alcalinos mais pesados são
ainda menos solúveis em água. Similarmente, os cátions metálicos
alcalino-terrosos mais pesados formam sais insolúveis com íons
dinegativos grandes: um exemplo comum é o sulfato de cálcio
hidratado. O padrão acerca da menor solubilidade em água crescente
conforme descemos num grupo é bastante evidenciado: MgSO4 é
altamente solúvel, enquanto a solubilidade do CaSO4 · 2H2O é 5 x
10-2 mol/L, e a do BaSO4 é de apenas 10-5 mol/L.
Sódio e Potássio: Os primeiros metais do bloco s descobertos..[4]
Compostos de sódio são conhecidos desde a Antiguidade. O
cloreto de sódio (NaCl) além de ser o famoso sal de cozinha é
também uma necessidade vital. A soda, ou carbonato de sódio
(Na2CO3), foi extensivamente usada na limpeza. Durante muito
tempo não se distinguiam o carbonato de sódio e o carbonato de
potássio. Os árabes chamavam a ambos de Álcali, derivada de
Alqalay, "fritar ou assar em uma panela". Al-qali é "a substância que
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é frita". Na Europa, ambas substâncias eram conhecidas como
potassa. A potassa era obtida das cinzas de um material vegetal. As
cinzas eram encharcadas e a solução era evaporada até completa
secagem, uma operação muitas vezes realizada em caldeirões de
ferro; daí o nome em inglês, potash, "pot" (panela) "ashes" (cinzas).
O termo em inglês surgiu pela primeira vez em 1648. Foi Martin
Heinrich Klaproth, em 1797, quem primeiro distinguiu os dois álcalis:
ele sugeriu o nome kali para o álcali vegetal e natron para o álcali
mineral. O sódio metálico foi isolado pela primeira vez por Sir
Humphry Davy (1778-1829) usando eletrólise da soda cáustica
(NaOH). Naquele tempo, os hidróxidos de sódio e de potássio eram
considerados substâncias elementares e eram chamadas de álcalis
fixos. Ele chamou o novo metal de Sodium, porque ele poderia obtêlo a partir da eletrólise da soda. O nome é uma derivação de
"sodanum", palavra neolatina para um remédio contra dor de cabeça.
Essa deriva do arábico Sudâ (soda). Gay-Lussac e Thénard, que
também investigaram os álcalis, chamaram os metais inicialmente de
métal de potasse e métal de soude, e depois também adotoram os
termos potássio e soda. O nome Natronium foi, junto com Kalium,
sugerido por Martin Heinrich Klaproth e Ludwig Wilhelm Gilbert, que
pensavam que 'potassa' e 'soda', títulos de "substâncias comerciais
impuras", eram fontes inapropriadas para nomear elementos. Estes
metais também foram chamados de "Base de Álcali" e "Base de
Natron". Em 1813 Berzelius publicou em um periódico britânico,
“Thomas Thomson's Annals of Philosophy”, seu sistema de símbolos
atômicos como abreviações contendo uma ou duas letras dos nomes
latinos para os elementos. Na sua primeira publicação, ele seguiu a
nomenclatura do descobridor britânico Davy, e abreviou potássio e
sódio como Po e So. Mas dentro de um ano, Berzelium decidiu em
favor de Kalium e Natrium (ele "reduziu" o nome Natronium).
Natrium vem de Natron, o nome usado na alquimia para a soda e a
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potassa. Kalium deriva de alkali que, por sua vez, vem do árabe alqali, cujo sentido foi explanado mais acima.
Elementos do bloco s
Grupo 1: metais alcalinos
Elemento Símbolo
Lítio
Li
Sódio
Na
Potássio
K
Rubídio
Rb
Césio
Cs
Frâncio
Fr
Os elementos aqui formam um grupo bastante homogêneo.
Todos os elementos desse grupo são metais, são excelentes
condutores
de
eletricidade,
moles
e
altamente
reativos.
As
propriedades químicas e físicas estão intimamente relacionadas com
sua
estrutura
eletrônica
e
seu
tamanho.
Geralmente
formam
compostos univalentes, iônicos e incolores.Todos os elementos desse
grupo possuem um elétron de valência na camada mais externa. Esse
elétron é fracamente ligado ao núcleo por encontra-se bastante
afastado dele, podendo ser removido facilmente. Os demais elétrons,
por estarem mais próximos ao núcleo, são mais firmemente ligados e
removidos com dificuldade.
Os elementos do grupo 1 são os maiores nos seus respectivos
períodos mas quando perdem o elétron mais externo na formação de
íons positivos, o tamanho diminui consideravelmente. Essa redução
acontece porque uma camada eletrônica inteira foi removida e como
com a perda do elétron a carga positiva do núcleo ficou maior que a
soma da carga negativa dos elétrons, há uma maior atração do
núcleo sobre os elétrons remanescentes. Como os átomos são
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grandes, esses elementos apresentam densidades muito baixas.
Como os átomos desse grupo são grandes e o elétron mais externo é
fracamente atraído pelo núcleo, as primeiras energias de ionização
desses átomos são muito menores que de elementos de outros
grupos da tabela periódica. No grupo, como os átomos são cada vez
maiores (sentido descendente), as energias de ionização diminuem.
Já a segunda energia de ionização desses elementos é extremamente
elevada em comparação com a primeira energia devido a maior
atração eletrostática entre o núcleo e esse segundo elétron. Em
condições normais, o segundo elétron nunca é removido, pois seria
necessária uma energia maior que a energia para ionizar um gás
nobre. Os elementos desse grupo formam íons X+.
Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 1 são
os menores da tabela periódica. Com isso, ao reagirem com outros
elementos, verifica-se uma grande diferença de eletronegatividade
entre o metal alcalino e o outro elemento, o que caracteriza a
formação de uma ligação predominantemente iônica. As baixas
energias de coesão acarretam as baixíssimas temperaturas de fusão
e de ebulição dos elementos desse grupo. Os pontos de fusão no
grupo variam entre 181ºC (Li) e 28,5ºC (Cs) enquanto que as
temperaturas de fusão de metais de transição geralmente são
superiores a 1000ºC. Como a energia de coesão diminui de cima para
baixo no grupo, os pontos de fusão e de ebulição acompanham a
mesma tendência. P. F. (ºC): 1287, 649, 839, 768, 727, 700
P. E. (ºC): 2500, 1105, 1494, 1381, 1850, 1700
Apesar de sua grande semelhança química, os elementos
alcalinos não ocorrem juntos, principalmente por causa dos diferentes
tamanhos de seus íons. O lítio é encontrado na crosta terrestre sob a
forma de silicatos e fosfatos, sendo os seus principais minerais o
espodumênio, a ambligonita, a lepidolita e a petalita. O sódio é o 4º
elemento mais abundante na Terra, compondo aproximadamente
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2,6% da crosta terrestre, ele se apresenta na forma de minerais e na
água do mar. A halita (NaCl), também conhecida como salgema ou o
"sal comum", é seu mineral mais comum. É encontrada em depósitos
subterrâneos e dissolvida nos mares, oceanos e fontes de água
salgada. O potássio ocorre na natureza na forma combinada como
silicatos de potássio, em depósitos de sais solúveis de potássio e nas
águas dos oceanos. O rubídio é um elemento raro e ocorre quase
sempre com o césio, como traços de óxido de rubídio em diversos
minerais, tais como a leucita, o espodumênio, a carnalita e a
lepidolita. Uma das principais fontes de césio está localizada no lago
Bernic em Manitoba com 300.000 toneladas de polucita, com 20% de
césio. Também ocorre como traço na lepidolita. É um elemento
instável que ocorre em quantidades traço nas rochas. Existem menos
de 30g de frâncio em toda a crosta terrestre. O frâncio é encontrado
em minérios de urânio (U) e tório (Th).
Grupo 2: metais alcalinos terrosos
Elemento Símbolo
Berílio
Be
Magnésio
Mg
Cálcio
Ca
Estrôncio
Sr
Bário
Ba
Rádio
Ra
Os elementos do grupo 2 apresentam tendências similares às
apresentadas pelo grupo 1 quanto a suas propriedades. Esses
elementos formam uma série bem comportada de metais altamente
reativos, embora menos reativos que os metais alcalinos. Geralmente
são divalentes, formando compostos iônicos incolores. Os elementos
desse grupo possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais
externo. Seus átomos são grandes, mas menores que os átomos dos
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elementos o grupo 1 no mesmo período. Isso ocorre porque a carga
adicional do núcleo faz com que este atraia mais fortemente os
elétrons. Os íons são relativamente grandes, mas menores que dos
elementos do grupo 1, uma vez que na remoção dos dois elétrons de
valência, o núcleo fica com uma carga efetiva maior que nos íons dos
metais alcalinos. Os elementos do grupo 2 apresentam densidades
maiores que os do grupo 1. Os metais do grupo 2 têm cor branca
prateada.
Por apresentarem dois elétrons que podem participar de
ligações metálicas, eles são mais duros, suas energias de ligação são
maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são mais elevados que
os metais do grupo 1, a possuem apenas um elétron. Em relação aos
demais metais, são considerados moles. Os pontos de fusão variam
de
forma
assumidas
irregular
por
devido
esses
às
metais.
diferentes
devido
às
estruturas
cristalinas
diferentes
estruturas
cristalinas assumidas por esses metais.
Li Na K Rb Cs
P. F. (ºC) 181 98 63 39 28,5
P. E. (ºC) 1347 881 766 688 705
Excetuando
covalentes,
os
o
berílio,
compostos
cujos
compostos
formados
por
são
esses
tipicamente
metais
são
predominantemente iônicos. Por serem menores os átomos dos
elementos do grupo 2, seus elétrons estão mais fortemente ligados
do que nos elementos do grupo 1, acarretando uma primeira energia
de ionização maior para a formação de X+. Depois de removido um
elétron, a atração entre o núcleo e os elétrons remanescentes tornase ainda maior e com isso, a energia necessária para a remoção do
segundo elétron para formar íons X2+ é quase o dobro da requeria
para a remoção do primeiro.
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Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 2 são
baixos, mas maiores que dos correspondentes elementos do grupo 1.
A eletronegatividade do berílio é a maior do grupo. O berílio não é
muito comum por não ser abundante e por sua difícil extração. Pode
ser encontrado na natureza sob a forma de minerais, como o berilo e
a fenacita. O magnésio é um dos elementos mais abundantes na
crosta terrestre. Não ocorre livre na natureza, mas só na forma
combinada em grandes depósitos minerais, como a magnesita, a
dolomita e a carnalita. Pequenas quantidades de magnésio estão
presentes na maioria dos organismos vivos. O cálcio é o quinto
elemento mais abundante na crosta terrestre, não ocorre livre na
natureza, mas na forma combinada em diversos minerais, como a
gipsita, a anidrita, a fluorita, a apatita, a dolomita e o calcáreo. O
estrôncio não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada
em vários minerais, sendo os principais a estroncianita e a celestita.
O bário não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada
em vários minerais, sendo os principais a barita e a witherita. O rádio
é o sexto elemento mais raro na natureza. Ocorre em todos os
minérios de urânio (U), como a pitchblenda (U3O8). Pode ser extraído
nos resíduos do processamento do urânio. Grandes depósitos de
urânio estão localizados no Novo México, em Ontário, em Utah e na
Austrália.
Relação diagonal dos elementos: Os metais da coluna 1 têm os
maiores raios atômicos e as menores energias de ionização. Eles
apresentam baixas densidades e baixos pontos de fusão. Eles formam
sólidos iônicos com elementos do bloco p e reagem com água para
produzir hidróxidos e gás hidrogênio. Muitas características do Li se
assemelham muito com o Mg. Esse tipo de semelhança é explicada
pelas relações diagonais dos elementos, como sugere a figura a
seguir.
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Relação diagonal de alguns elementos.