Metais Alcalinos

Metais Alcalinos – Introdução Os elementos do grupo I são conhecidos como metais alcalinos. São eles: lítio – Li, Sódio – Na, Potássio – K, Rubídio – RB, Césio – Cs e Frâncio – Fr. A palavra “álcali” é derivada de um termo arábico que quer dizer CINZA DE PLANTA. – Onde alguns deles são encontrados. As propriedades químicas e físicas estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho. São metais leves e moles. Possuem ponto de fusão baixo e densidade baixa – conseqüência de seus raios atômicos elevados. São altamente reativos por isso não são encontrados livres na natureza. Todavia, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor de modo que sua decomposição térmica é praticamente impossível. Reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos (substâncias básicas ou alcalinas), libertando hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos. Todos os metais alcalinos são redutores muito fortes. A condutividade elétrica é elevada. Todos os metais alcalinos tem estrutura cúbica de corpo centrado. Possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Os hidróxidos e óxidos são bases muito fortes e os oxissais são muito estáveis. Os metais alcalinos reagem invariavelmente para formar íons +1 tanto nos produtos cristalinos quanto em solução Por que não formam íons 2+? A quebra da camada n-1 requer muita energia. A energia da segunda ionização é tão maior que a primeira que a formação de íons 2+ se torna impossível. Li Na K Rb Cs Fr

Primeira 520 496 419 403 376 370

Segunda 7296 4563 3069 2650 2420 2170

(KJ / mol-1)

Todos os metais alcalinos se dissolvem em amônia líquida formando soluções azuis quando diluídas e de aparência metálica quando concentradas. Ocorrência e Abundância O sódio e o potássio constituem cerca de 4% em peso da crosta terrestre além de serem elementos essenciais para a vida animal. Esses dois elementos foram isolados pela primeira vez por Humphrey Davy em 1807 pela eletrólise de KOH e NaOH. Abundância na crosta terrestre Elemnto Li Na K Rb Fr

Abundância % 0,0018 2,27 1,84 0,0078 0,00026

Lítio O lítio difere dos demais elementos do grupo. Obtenção: A partir de minerais do grupo dos silicatos. Principal produtor Mundial: Ex união soviética – 36%.

Sódio É o sétimo elemento mais abundante. Ocorre em grande quantidade na água e no mar como NaCl (sal-gema) principal fonte de sódio. É um elemento químico essencial inclusive à vida animal. Principal produtor Mundial: Estados Unidos - 19%

Aglomerados de NaCl É um metal macio, leve e de coloração branco prateado.

É muito reativo, no teste de chama arde na cor amarela, se oxida com o ar, reage violentamente com a água e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele.

Não é encontrado livre na natureza. Decompõe a água produzindo um hidróxido com desprendimento de hidrogênio. Normalmente não arde em contato com o ar abaixo de 115 °C.

Aplicações O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio ( NaCl ) necessário para a vida. Outros usos: •

• • • • •

Em ligas antiatrito com o chumbo para a produção de balas ( projécteis ). Com o chumbo também é usado para a produção aditivos antidetonantes para as gasolinas. Na fabricação de detergentes combinando-o com ácidos graxos. Na purificação de metais fundidos. A liga NaK é empregada como transferente de calor. O sódio também é usado como refrigerante. É empregado na fabricação de células fotoelétricas. Na iluminação pública, através das lâmpadas de vapor de sódio.

Papel biológico

O cation sódio ( Na+ ) tem um papel fundamental no metabolismo celular como, por exemplo, na transmissão do impulso nervoso através do mecanismo bomba de sódio. Mantém o volume e a osmolaridade. Participa nas contrações musculares, no equilibrio ácido-basico e na absorção de nutrientes pelas células. A concentração plasmática de sódio é em condições normais de 135 a 155 mmol/L. O aumento da concentração de sódio no sangue é conhecido como hipernatremia e sua diminuição de hiponatremia. Sua carência (pela alimentação, extremamente rara[1]) nos humanos pode causar: anorexia, náuseas, depressão, tonturas, dores de cabeça, dificuldade de memorização, fraqueza muscular[2], perda de peso.[3][4] Seu excesso (em nível de nutriente) nos humanos pode causar: anorexia, disfunção renal[5], hiperatividade[6], hipertensão, tremor e ganho de peso[7]. Uma maior incidência atual da hipertensão na atualidade é atribuída ao consumo exagerado de sal na alimentação, em especial no mercado de fast- food e alimentos industrializados[8].

História O cátion sódio, ( do italiano soda = sem sabor ) é conhecido em diversos compostos. Foi isolado em 1807 por Sir Humphry Davy através da eletrólise da soda caústica. Na Europa medieval era empregado como remédio para as enxaquecas um composto de sodio denominado sodanum. O símbolo do sodio (Na), provém de natrón ( ou natrium, do grego nítron ) nome que recebia antigamente o carbonato de sódio.

Abundância e obtenção O sódio é relativamente abundante nas estrelas, detectando-se sua presença através da linha D do espectro solar, situada aproximadamente no amarelo. A crosta terrestre contém aproximadamente 2,6% de sódio, sendo o quarto elemento mais abundante e o mais comum entre os metais alcalinos. Atualmente é obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio fundido a 808 graus centígrados, procedimento mais econômico que os usados anteriormente. É um metal barato. O composto mais abundante de sódio é o cloreto de sódio, o sal comum de cozinha. Também se encontra presente em diversos minerais como anfíbolas, trona, halita, zeólitos e outros.

Precauções Na forma metálica o sódio é explosivo, em água é venenoso quando combinado com muitos outros elementos. O metal deve ser sempre manipulado com muito cuidado e, armazenado em atmosfera ou fluidos inertes (normalmente se usam os hidrocarbonetos

desidratados, como o querosene) evitando o contato com a água e outras substâncias com os quais o sódio reage. Sempre o uso de óculos de proteção é necessário, pois seus estilhaços, se houverem, podem reagir violentamente com o fluido lacrimal. Em caso de contato com a pele, jamais deve-se lavar o local com água, e sim, com álcool, até a completa remoção do metal e posteriormente, tratar como uma queimadura por álcali cáustico, como o hidróxido de sódio. Sua eliminação é sempre feita em álcool etílico, no qual reage lentamente, formando alcoolato, que posteriormente, pode ser eliminado com água, com muito menos enérgica reação.

Potássio É o oitavo elemento mais abundante. Ocorre em Grande quantidade na água e no mar em depósitos de KCl (Silvita). Principal produtor Mundial: Ex união soviética – 35%.

Rubídio Não existe nenhuma fonte conveniente para exploração do rubídio.

Césio Existe somente uma fonte de obtenção para o césio.

Frâncio Todos os elementos mais pesados que o Bismuto (Nº atômico 83) são radioativos. Assim o Frâncio (Nº atômico 87) é um elemento radioativo. Por possuir um período de meia vida curto não ocorre em quantidades significativas na natureza.