O documento descreve as propriedades dos metais alcalinos do grupo 1, incluindo suas cores em compostos e na chama, suas propriedades magnéticas, solubilidade, condutividade e reações de oxirredução.

1. Grupo 1: Metais Alcalinos
Cor dos compostos de metais alcalinos
• A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições
eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da luz
na região do vísível.
• Todos os íons dos metais alcalinos apresentam configuração
eletrônica de gás nobre, na qual todos os elétrons estão emparelhados.
Na: 1s2 2s2 2p3 3s1  Na+: 1s2 2s2 2p6 (configuração estável)
• A promoção de um elétron requer uma certa quantidade de energia
para desemparelhar o elétron, outra para romper um nível
completamente preenchido e ainda energia para promover o elétron
para um nível de maior energia.

2. Grupo 1: Metais Alcalinos
Cor dos compostos de metais alcalinos
• A quantidade total de energia requerida para promover uma
transição eletrônica nos metais alcalinos é grande e a luz visível não
promoverá tal transição eletrônica.
• Os compostos de metais alcalinos são todos brancos, exceto quando
o ânion é colorido.
KClO4 → branco
Na2SO4 → branco
Na2CrO4 → amarelo
KMnO4 → violeta intenso
K2Cr2O7 → alaranjado
A cor é devida ao ânion e não os cátions do grupo 1

3. Grupo 1: Metais Alcalinos
Teste de chama
Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em
uma chama à alta temperatura: o elétron s é excitado por uma chama e
emite energia quando retorna ao estado fundamental.
Li Na K
Li Na
Li Na
Li K
Li K
Na

4. Grupo 1: Metais Alcalinos
Teste de chama
• A chama é rica em elétrons e ocorre a redução do cátion: Na+ + e- → Na
• Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p0
• “Regras de seleção por dipolo”: Δl = ± 1 (l=número quântico azimutal)
Ex.: Transição de um orbital p (l = 1) para um orbital s (l = 0) é
permitida. Transição de um orbital 2s (n = 2 e l = 0) para um orbital
1s (n = 1 e l = 0), não.
• No átomo de sódio formado na chama a transição eletrônica é 3s1 →
3p1 (energia absorvida) e em seguida 3p1 → 3s1 (energia emitida na
forma de fóton)

5. Grupo 1: Metais Alcalinos
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p0

6. Grupo 1: Metais Alcalinos
Propriedades magnéticas
No estado gasoso formam moléculas M2 diamagnéticas

7. Grupo 1: Metais Alcalinos
Propriedades magnéticas
• A maioria dos compostos de metais alcalinos é diamagnética
• Superóxidos e ozonetos são paramagnéticos
• (a) LiF – Diamagnético
• (b) NaO2 – Paramagnético
• KO3 – Paramagnético
O O
O2
-
(a)
Energy

8. Grupo 1: Metais Alcalinos
Solubilidade, condutividade e solvatação
• Todos os sais de metais de transição se dissociam em íons em
água, portanto são solúveis e desta forma conduzem corrente
elétrica;
“Os íons Li+ são os menores, portanto devem ter uma maior
mobilidade e conduzirem melhor a corrente elétrica em solução”
SQN!!
CONDUTIVIDADE IÔNICA: Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+

9. Grupo 1: Metais Alcalinos
Condutividade e solvatação
CONDUTIVIDADE IÔNICA: Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+
• A condutividade iônica está relacionada com a hidratação dos íons
em solução aquosa.
• Li+ → muito pequeno e muito hidratado.
• Li+ → muito hidratado é grande e move-se mais lentamente logo
conduz menos eficientemente a corrente elétrica.
• Cs+ → hidrata-se menos logo o Cs+ hidratado é menor que o Li+
hidratado portanto o Cs+ hidratado move-se mais rapidamente e
conduz melhor a corrente elétrica.

10. Grupo 1: Metais Alcalinos
Solvatação
CONDUTIVIDADE IÔNICA: Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+
Equação de Born: componente eletrostática da
energia livre de Gibbs para a solvatação de um
íon:
Onde:
NA = Constante de Avogadro
z = Carga do íon
e = Carga elementar, 1.6022×10−19 C
ε0 = Permissividade no vácuo
r0 = raio do íon
εr = constante dielétrica do solvente

11. Grupo 1: Metais Alcalinos
Solubilidade e solvatação
Solubilidade em água: NaCl < NaOH
O íon Cl- é maior e solvatado por menos moléculas de água que o
OH-, que é um íon menor.
Entretanto os íons Cl- interagem com as moléculas de água pela
força íon-dipolo, enquanto que os íons OH- interagem por íon-
dipolo mas também formam ligações de hidrogênio com o
solvente (água)

12. Grupo 1: Metais Alcalinos
Reações de oxirredução
•A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M → M+ + e-
Li → Li+ + e- εo = -3,05V
Na → Na+ + e- εo = -2,71V
K → K+ + e- εo = -2,93V
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo, apesar do Li ter o
potencial de redução mais negativo (maior potencial de oxidação 
libera mais energia ao perder um elétron: +3,05V);
• O lítio reage mais lentamente devido à sua maior energia de rede.
ΔHret  z2/d

13. Grupo 1: Metais Alcalinos
Formação de óxidos, peróxidos e superóxidos
Produzem diferentes espécies ao reagirem com o O2:
• O lítio forma o monóxido (O2- - NOX: -2):
4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s)
• O sódio forma o peróxido (O2
2- – NOX: -1) :
2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s)
• Os demais formam superóxido (O2
- – NOX: -1/2):
K(s) + O2(g) → KO2(s)
Rb(s) + O2(g) → RbO2(s)
Cs(s) + O2(g) → CsO2(s)

14. Aumento
da
reatividade
Grupo 1: Metais Alcalinos
Formação de hidróxidos
• Os metais alcalinos reagem violentamente com água para
formar MOH e gás hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)
2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(aq) + H2(g)
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g)

15. Grupo 1: Metais Alcalinos
Formação de hidróxidos
•Os óxidos, peróxidos e superóxidos de metais alcalinos também
reagem com água e formam MOH :
M2O + H2O → 2MOH
M2O2 + 2H2O → 2MOH + H2O2
2MO2 + 2H2O → 2MOH + H2O2 + O2

16. Grupo 1: Metais Alcalinos
Reação com o Hidrogênio
Formam-se hidretos iônicos
Na(s) + ½H2(g) → NaH(s)
Reação com o Nitrogênio
Somente o Li forma nitreto
3Li + 1/2N2 → Li3N
O nitreto de lítio é um composto iônico, sólido de
coloração vermelha.
Reação com os Halogênios
Todos os metais alcalinos formam haletos
2Na + Cl2 → 2NaCl