Metais alcalinos: propriedades físicas e químicas, usos, obtenção - Ciência - 2023

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o metais alcalinos são os elementos que fazem parte do grupo I da tabela periódica, exceto hidrogênio: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Ao contrário da maioria dos metais, eles têm baixas densidades e são altamente reativos. Devido a essa grande reatividade química, eles nunca são encontrados na natureza em sua forma elementar.

Esses metais formam compostos iônicos simples e estáveis que, em sua maioria, são solúveis em água; metais alcalinos geralmente combinam-se com íons haleto, sulfato, carbonato e silicato. No entanto, alguns elementos formam um número limitado de compostos complexos e organometálicos.

Em geral, as propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos têm sido bem estudadas, com exceção do frâncio devido à sua natureza radioativa.

Propriedades físicas

- Os metais alcalinos são prata, exceto césio, que é ouro. Eles conduzem eletricidade e calor, e têm baixos pontos de fusão que também diminuem com o aumento do número atômico, porque a ligação entre os átomos enfraquece com o aumento do raio atômico.

- Ter apenas um elétron de valência por átomo também torna sua ligação metálica fraca. Conseqüentemente, os metais alcalinos também são suaves o suficiente para serem cortados com uma faca ou espátula.

- Todos os elementos adotam uma estrutura cúbica centrada no corpo. Como esse tipo de estrutura cristalina não é compactado e os raios atômicos dos metais alcalinos são grandes, eles têm densidades baixas em comparação com outros metais. Na verdade, o lítio, o sódio e o potássio flutuam na água.

- As diferenças de energia entre os orbitais da camada de valência dos metais alcalinos coincidem com os comprimentos de onda da luz visível. Por isso, ao aquecer os compostos formados por esses metais em uma chama, cores características são geradas.

- Em ordem decrescente, os sais de lítio apresentam uma cor carmesim, os sais de sódio uma cor amarela, o potássio uma cor violeta, o rubídio uma cor vermelho azulada e o césio uma cor azul.

Propriedades quimicas

Todos os metais alcalinos têm semelhanças em suas propriedades químicas.

- Eles têm uma configuração eletrônica de valência ns1, que se traduz em um estado de oxidação +1. Por sua vez, isso significa que eles perdem facilmente um elétron para atingir a configuração de gás nobre.

- Em geral, os metais alcalinos têm as energias de ionização mais baixas de todos os elementos, que também diminuem à medida que o raio atômico aumenta dentro do grupo, pois a camada de valência está cada vez mais distante do núcleo. Isso explica a reatividade dos metais alcalinos e a formação de íons M + em condições aquosas com facilidade.

- A tendência termodinâmica de formar íons M + é confirmada pelos potenciais padrão dos pares M + / M, que são todos grandes e negativos. Essa tendência implica que os metais alcalinos são facilmente oxidados e podem atuar como poderosos agentes redutores.

- Esses elementos devem ser armazenados em um óleo não reativo para evitar reação com o oxigênio atmosférico. Embora o lítio, o sódio e o potássio possam ser manuseados no ar por curtos períodos, o rubídio e o césio devem ser manuseados sempre sob uma atmosfera inerte.

Obtenção de metais alcalinos

Sódio

A melhor forma de obter sódio metálico envolve a eletrólise do cloreto de sódio fundido. Como o ponto de fusão do cloreto de sódio é bastante alto (808 ° C) e muita energia é necessária para reter grandes quantidades da substância fundida, o cloreto de cálcio (CaCl2) é frequentemente adicionado para diminuir o ponto de fusão para cerca 600 ° C

O sódio é obtido no estado líquido no cátodo com pureza de 99,95% sob atmosfera inerte.

Lítio e potássio

O lítio também pode ser obtido a partir de seus cloretos fundidos por eletrólise, mas este não é o caso do potássio porque é muito solúvel em cloreto (KCl) e não flutua na superfície da célula. Além disso, ele evapora facilmente na temperatura operacional, criando condições perigosas.

Portanto, o potássio é obtido pela redução do KCl fundido com o sódio líquido. O sódio presente no potássio é removido condensando o vapor a 892 ° C e realizando uma destilação fracionada dos metais líquidos.

Rubídio e césio

Rubídio e césio podem ser feitos de maneira semelhante, mas usando cálcio como agente redutor. O césio metálico também pode ser obtido por eletrólise de cianeto de césio fundido (CsCN).

Principais usos e aplicações

Sódio como agente redutor

Como o sódio é facilmente oxidado, sua aplicação mais importante é como agente redutor para a obtenção de metais como titânio, zircônio e háfnio. Também é utilizado como trocador de calor em reatores nucleares em estado líquido.

Potássio como fertilizante

A maior parte do potássio processado vai para fertilizantes na forma de cloreto de potássio. Por sua vez, o cloreto é utilizado na produção de outros compostos e soluções, como o hidróxido de potássio, utilizado na fabricação de sabões líquidos.

O cianeto de potássio é usado para a extração ou revestimento de metais para facilitar a deposição de cobre, prata e ouro. O potássio também pode ser encontrado em alguns explosivos e como corante em fogos de artifício.

Lítio como agente de liga

O lítio metálico é utilizado como agente de liga na produção de ligas aeronáuticas e aeroespaciais de alumínio e magnésio. Mas, com o tempo, ele descobriu uma utilidade crescente como ânodo para baterias alcalinas.

O lítio metálico também reduz as temperaturas de fusão e sinterização de certos tipos de vidros e cerâmicas, além de reduzir seu coeficiente de expansão. O carbonato de lítio é amplamente utilizado para tratar condições bipolares, enquanto o estearato de lítio é um lubrificante amplamente utilizado na indústria automotiva.

Rubídio e césio

Rubídio e césio são freqüentemente usados nas mesmas aplicações, portanto, um desses elementos pode ser substituído pelo outro. As aplicações incluem vidro para fibra óptica na indústria de telecomunicações, equipamentos de visão noturna e células fotoelétricas. O relógio de césio (relógio atômico) é usado para a medição do tempo padrão internacional e para a definição do segundo.

Referências

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