Metais Alcalinos
Este grupo representa o Lítio (Li),
Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr).
Estes metais são muito semelhantes, porém não são encontrados
juntos, por causa dos seus diversos compostos e do tamanho dos íons.
O nome alcalino vem de “álcali” (cinza
das plantas), nas quais podemos encontrar em destaque o sódio e o
potássio, elementos utilizados em pequenas quantidades para fabricar
sabão e alguns produtos de limpeza.
Este grupo, assim como o grupo dos
metais alcalinos terrosos forma óxidos de caráter mais básicos, nos
quais o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de
oxidação (nox < +3).
Configuração eletrônica:
Os metais alcalinos apresentam
configuração eletrônica terminada em ns1. O único
elétron existente na camada de valência está relativamente afastado
do núcleo, e protegido pela camada interna preenchida. Por isso esse
elétron pode ser removido com facilidade. Em contraste, os elétrons
internos estão próximos ao núcleo, mais firmemente ligados, sendo
muito difícil removê-los.
Tamanho dos átomos e íons:
Os elementos do grupo IA
são os maiores nos seus períodos na tabela periódica. Quando o
elétron externo é removido para formar o respectivo cátion, o
tamanho diminui consideravelmente, pois além da camada externa ter
sido completamente eliminada, a remoção de um elétron permite que a
carga positiva nuclear exerça maior força de atração sobre os
elétrons restantes, reduzindo mais ainda o raio do cátion. O tamanho
dos íons aumenta do Li+ para o Fr+, pois o
número de camadas eletrônicas aumenta neste sentido. Porém, a carga
nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo.
Energias de ionização:
A primeira energia de ionização dos
metais alcalinos é muito baixa (são os valores mais baixos da
tabela), ou seja, é fácil retirar o elétron de valência de um átomo
alcalino neutro — os átomos são muito grandes e o elétron externo é
fracamente atraído pelo núcleo. Do Li para o Fr o tamanho dos átomos
aumenta, o elétron externo fica mais afastado ainda do núcleo e a
energia de ionização diminui.
Por outro lado, a segunda energia de
ionização é muito alta, porque envolve a remoção de um elétron de um
íon positivo menor, cujos elétrons estão mais fortemente atraídos
pelo núcleo. Além disso, a diferença entre a primeira e a segunda
energias de ionização de um metal alcalino é mais acentuada porque
além dos fatores citados ela implica na remoção de um elétron de um
nível eletrônico completo.
Por exemplo, para o sódio, a primeira
energia de ionização é de 5,14 eV e a segunda é de 47,3 eV. Em
condições normais não é possível remover um segundo elétron, porque
a energia necessária é maior do que aquela necessária par ionizar os
gases nobres. Os elementos do grupo IA,
portanto, formam geralmente íons +1. Os metais alcalinos, quando em
estado de vapor, existem sob a forma de moléculas diatômicas. Isso é
possível porque os elementos do grupo
IA possuem
o último orbital s com um elétron desemparelhado, permitindo a
ligação covalente sigma s-s.
Estrutura cristalina:
À temperaturas normais, os metais do
grupo IA adotam um tipo de
retículo cristalino cúbico de corpo centrado, com número de
coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma
uma estrutura hexagonal de empacotamento denso com número de
coordenação 12. Os metais são muito moles e podem ser cortados com
uma faca. O lítio é o de maior dureza entre eles.
Os metais alcalinos possuem somente um
elétron de valência que pode participar das ligações, e esse fato,
associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do
elétron externo, tem como conseqüência o caráter mole dos metais
alcalinos, sua baixa energia de coesão (força que mantém os átomos
unidos no sólido) e a fraqueza das ligações. A ligação efetuada
entre os átomos de um metal alcalino, portanto, é do tipo sigma s-s,
onde há pequena interpenetração de orbitais, sendo pouco eficiente.
Os átomos se tornam maiores do Li para o Cs, as ligações se tornam
mais fracas, as energias de coesão diminuem e os metais se tornam
mais moles.
Densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição:
Os metais alcalinos são extremamente
leves. Como seus átomos são grandes, apresentam densidades muito
baixas, sendo inferiores ou pouco maiores que a densidade da água.
Os valores geralmente baixos de energia de coesão se refletem nos
valores muito baixos para os pontos de fusão e ebulição dos
elementos do grupo. Do Li para o Cs as energias de coesão decrescem;
logo, os valores de ponto de fusão e ponto de ebulição acompanham
esse decréscimo.
Eletronegatividade e tipos de ligação:
Os valores das eletronegatividades dos
metais alcalinos são muito pequenos. De fato são os menores valores
encontrados na tabela. Assim, quando esses elementos se combinam com
outros elementos para formarem compostos, é provável uma grande
diferença de eletronegatividades dos átomos envolvidos, com a
formação de ligações iônicas.
Entalpias de formação dos compostos iônicos:
Com os halogênios menores, o lítio é o
mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se
ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à
relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior
quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos
formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior
dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem
eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta
nesse processo é maior.
Cores das chamas e espectros:
Como resultado da baixa energia de
ionização, quando os elementos do grupo são irradiados com luz, a
energia luminosa absorvida pode ser suficiente para fazer o átomo
perder o elétron externo. Os elétrons emitidos dessa maneira são
chamados de fotoelétrons.
Os elétrons também podem ser excitados
facilmente a um nível energético mais elevado, por exemplo, no teste
da chama: uma amostra de um sal do metal mergulhado em HCl
concentrado, é aquecido sobre um fio de platina ou de níquel-cromo
na chama de um bico de Bunsen. O calor da chama excita um elétron
externo a um nível energético mais alto. Quando o elétron retorna ao
seu nível energético original, a energia absorvida é liberada em
determinado comprimento de onda. Para os metais alcalinos essa
energia aparece como luz visível, provocando a cor característica da
chama.
Cor
dos compostos:
A cor surge porque a energia absorvida
ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos
de onda da região da luz visível. Todos os íons dos metais do grupo
IA apresentam configuração
eletrônica de gás nobre, no qual todos os elétrons estão
emparelhados. Assim, a promoção de um elétron requer uma certa
energia para desemparelhar os elétrons, uma certa quantidade de para
romper um nível preenchido de elétrons e outra quantidade de energia
para levar o elétron a um nível mais alto de energia. A quantidade
total de energia é grande. Assim, não há transições eletrônicas
adequadas: os compostos são tipicamente brancos.
Qualquer transição que porventura
ocorra será de elevada energia e aparecerá na região do ultravioleta
e não da luz visível, e será, portanto, invisível ao olho humano.
Compostos de metais do grupo IA
são brancos, exceto aqueles em que o ânion é colorido. por exemplo,
o cromato de sódio (amarelo), o dicromato de potássio (alaranjado) e
o permanganato de potássio (violeta). Nesses casos a cor é devida
aos ânions e não aos metais alcalinos.
Solubilidade e hidratação:
Todos os sais simples dos metais
alcalinos se dissolvem em água, liberando íons e formando soluções
que são fortes eletrólitos. Como os íons Li+ são muito
pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio
conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos
outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais
facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons
grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de
condutividade em soluções aquosas mostram uma seqüência oposta: Cs+
> Rb+ > K+ > Na+ > Li+.
A causa dessa aparente anomalia um
campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água.
O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar.
Já o Cs hidratado, e o raio do césio hidratado é menor do que o do
lítio hidratado. Logo, o Cs+ hidratado move-se mais
rapidamente e conduz melhor a eletricidade.
O tamanho dos íons hidratados é
importante fator que afeta a passagem desses íons através das
membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses
íons em colunas de troca iônica, em que o Li+ se liga
menos fortemente, sendo diluído primeiro. O decréscimo da hidratação
do Li+ ao Cs+ também se verifica nos sais
cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados,
geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o
potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não
formam sais hidratados.
Todos os sais simples dos metais
alcalinos são solúveis em água. Quando um sal é insolúvel, significa
que sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. A
solubilidade em água da maioria dos sais do grupo IA
diminui do Li para o Cs. Para que uma substância dissolva-se, a
energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação)
deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo
cristalino (energia reticular). A energia reticular dos metais
alcalinos diminui ligeiramente de cima para baixo no grupo, ao passo
que a energia de hidratação varia mais acentuadamente — por causa
disso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do Li para o Cs.
Os fluoretos e carbonatos do grupo
IA são
exceções, pois suas solubilidades aumentam rapidamente de cima para
baixo no grupo. Isso porque a energia reticular apresenta maior
variação quando comparada à energia de hidratação.
