O hidrogênio é o primeiro elemento na maioria das tabelas periódicas e apresenta características únicas. Possui a estrutura atômica mais simples que qualquer outro elemento, sendo constituído por um núcleo contendo um próton com carga +1 e um elétron ao redor. Devido ao fato de ser o elemento mais abundante no universo, o hidrogênio forma mais compostos que qualquer outro elemento e de forma simples pode ser preparado pela reação de hidretos salinos (iônicos) com água.

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DE RORAIMA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA
PROF. VIVIANE CARDOSO
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS E OBTENÇÃO DO HIDROGÊNIO
Autor: Ezequias Nogueira Guimarães
Boa Vista – RR.
Fevereiro de 2016.

2. 2
EZEQUIAS NOGUEIRA GUIMARÃES
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS E OBTENÇÃO DO HIDROGÊNIO
Relatório apresentado como
requisito para nota da aula prática
número 3, sobre as reações dos
metais alcalinos e obtenção do
hidrogênio, sob a supervisão da
professora Viviane Cardoso, da
disciplina de Química Inorgânica,
QI102.
Boa Vista – RR.
Fevereiro de 2016.

3. 3
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 4
3. MATERIAIS UTILIZADOS............................................................................................................. 7
4. NORMAS DE SEGURANÇA ........................................................................................................... 8
4.1 PRIMEIROS SOCORROS............................................................................................................. 9
5. PARTE EXPERIMENTAL..............................................................................................................10
5.1 PREPARO DE SOLUÇÕES.........................................................................................................10
5.2 REATIVIDADE DO SÓDIO........................................................................................................10
5.1.2 OBTENÇÃO DO HIDROGÊNIO ..............................................................................................10
5.1.3 REAÇÃO DOS HIDRÓXIDOS DOS METAIS ALCALINOS.....................................................11
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO.......................................................................................................12
6.1 REAÇÃO DO SÓDIO..................................................................................................................12
6.1.2 COMBUSTÃO DO HIDROGÊNIO ...........................................................................................12
6.1.3 REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS...................................................................................13
7. CONCLUSÃO..................................................................................................................................14
BIBLIOGRAFIA...........................................................................................................................................15
ANEXOS.............................................................................................................................................16

4. 4
1. INTRODUÇÃO
O hidrogênio é o primeiro elemento na maioria das tabelas periódicas e apresenta
características únicas. Possui a estrutura atômica mais simples que qualquer outro elemento, sendo
constituído por um núcleo contendo um próton com carga +1 e um elétron ao redor.
Devido ao fato de ser o elemento mais abundante no universo, o hidrogênio forma mais
compostos que qualquer outro elemento e de forma simples pode ser preparado pela reação de
hidretos salinos (iônicos) com água:
LiH + H2O LiOH + H2
Outro tipo de hidrogênio, com pureza de cerca de 99,9% pode ser preparado a partir de
soluções de NaOH (método utilizado no laboratório), KOH ou por eletrólise de água (LEE, J. D
1999).
Os metais alcalinos estão situados na coluna 1 da Tabela Periódica são eles: Lítio, Sódio,
Potássio, Césio e Frâncio. Eles são considerados como um grupo bastante homogêneo. Todos
geram hidrogênio em contato com a água, sendo que essa solubilidade decresce de cima para baixo
no grupo. A medida que vai se descendo nesse grupo, vai aumentando o teor de liberação de
hidrogênio, a partir do potássio a reação já se torna perigosa, no caso rubídio e do césio ela é
explosiva. (SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W 2011).
Os elementos do grupo 1 são quimicamente muito reativos ao ar. Todos os compostos do
grupo 1 absorvem água da atmosfera numa reação exotérmica. O hidreto de sódio finamente
dividido pode inflamar-se ao ser deixado exposto ao ar úmido. Todos os elementos devem ser
guardados submersos em um solvente hidrocarboneto para evitar reação com o oxigênio
atmosférico, embora Li, Na, K possam ser manuseados ao ar por pequenos períodos. Rubídio e
Césio devem sempre ser manuseados sob atmosfera inerte (ATKINS, P.W.; JONES, L 2007).
Os valores das eletronegatividades dos elementos desse grupo são relativamente muito
pequenos. Assim quando eles reagem com outros elementos para formar compostos, acontece a
formação de ligações iônicas.
Os metais do grupo 1 assim como o hidrogênio também possuem um elétron no nível mais
externo, mas quando reagem eles tendem a perder este elétron formando íons positivos, enquanto o
hidrogênio apresenta uma tendência maior de compartilhar o seu elétron por meio de uma ligação
covalente.

5. 5
A solubilidade de quase todos os compostos iônicos é afetada quando a solução se torna
suficientemente acida ou básica. Os hidróxidos metálicos, como Mg(OH)2, são exemplos de
compostos contendo um íon fortemente básica, o íon hidróxido. Muitos hidróxidos metálico, Ca
(OH)2, Fe(OH)2 e Fe(OH)3 são capazes de dissolver uma solução acida, mas não reagem com
excesso de base. Em geral a solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença
de um segundo soluto que fornece um íon em comum (SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W 2011).
A maioria dos íons metálicos comporta-se como ácidos em solução aquosa. Como os íons
metálicos são carregados positivamente, eles atraem os pares de elétrons não compartilhados das
moléculas de água. É basicamente essa interação, chamada de hidratação que permite os íons
dissolver-se em água.

6. 6
2. OBJETIVO
Obtenção do hidrogênio a partir do sódio metálico e análise das reações dos hidróxidos de
metais alcalinos e a reatividade do sódio.

7. 7
3. MATERIAIS UTILIZADOS
Para realização do experimento utilizou-se: 1 béquer de 250ml, 2 béqueres de 50ml, 10
pipetas de 5ml, 1 vidro de relógio, 10 tubos de ensaio, bastão de vidro, estante para tubos bastão de
vidro, balão volumétrico, pipeta graduada, pêra de sucção e espátula.
Utilizou-se também dos seguintes reagentes: sódio metálico, álcool etílico, solução de
fenolftaleína e água destilada.
As soluções NaOH (2M), MgCl2 (1M), CaCl2 (1M), FeCl3 (1M), CoCl2 (1M), NiSO4 (1M),
CuSO4 (1M) e AlCl3 (1M). (Figura 1)
Figura 1.Instrumentos utilizados. Da esquerda para direita: Bastão de vidro, Tubo de ensaio,
pipeta, pipeta graduada, Espátulas, Estante para tubos, Béquer, Balão Volumétrico e Pêra.
Fonte: Internet (Common License).

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4. NORMAS DE SEGURANÇA
Reagente: Hidróxido de Sódio.
Formula: NaOH.
Massa Molar: 39, 997 g.mol-1.
Produto tóxico podendo provocar queimaduras na pele.
Usar proteção respiratória, para mãos e para os olhos.
Reagente: Cloreto de Magnésio.
Formula: MgCl2.
Massa Molar: 95,211 g.mol-1.
O produto não apresenta perigo.
Reagente: Cloreto de Cálcio.
Formula: CaCl2.
Massa Molar: 110,99 g.mol-1.
Produto causa irritações nos olhos. Usar proteção para os olhos, pele (luvas) e corpo.
Deve sempre ser manuseado com os equipamentos adequados
Reagente: Sulfato de Cobre.
Formula: CuSO4.
Massa Molar: 159,60 g.mol-1.
Produto nocivo por ingestão e irritante para os olhos e pele. Usar proteção para os olhos, pele
(luvas) e corpo. Deve sempre ser manuseado com os equipamentos adequados
Reagente: Cloreto Férrico.
Formula: FeCl3.
Massa Molar: 126,75 g.mol-1.
Produto irritante e corrosivo. Deve sempre ser manuseado com os equipamentos adequados.
Reagente: Nitrato de níquel
Fórmula: Ni(NO3)2

9. 9
Massa Molar: 187,70 g.mol-1.
Produto toxico podendo causar efeitos agudos dependendo da exposição.
Deve sempre ser manuseado com os equipamentos adequados
4.1 PRIMEIROS SOCORROS
Em caso de perigo real segue as seguintes precauções. (Tabela 1).
Tabela 1.Primeiros socorros.
Reagentes Inalação Contato com a pele Contato com os olhos Se for engolido
NaOH Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar abundantemente com
água. Remover
imediatamente as roupas
contaminadas
Lavar com água por 15
minutos.
Tomar muita
água, evitar o
vomito (perigo de
perfuração).
MgCl2 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar abundantemente com
água. Remover
imediatamente as roupas
contaminadas
Lavar com água por 15
minutos.
Beber muita água.
CaCl2 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar com sabão e muita
água.
Lavar cuidadosamente
com muita água, por
pelo menos 15 minutos
Enxaguar boca
com água
CuSO4 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar abundantemente com
água. Remover
imediatamente as roupas
contaminadas
Lavar com água por 15
minutos.
Beber muita água.
FeCl3 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar com sabão e muita
água.
Lavar com água por 15
minutos.
Enxaguar boca
com água
Ni(NO3)2 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar com água e sabão. Lavar com água como
precaução.
Enxaguar boca
com água
Fonte: Faculdade de Ciências Aplicada Unicamp.2016.

10. 10
5. PARTE EXPERIMENTAL
O experimento realizou-se em três etapas distintas: reatividade do sódio, obtenção do
hidrogênio e a reação dos hidróxidos dos metais alcalinos, respectivamente,
Inicialmente, pesou-se a massa do sódio na balança analítica, em seguida adicionou-se 35
mL de água destilada em um béquer e depois foi adicionado o pedaço de Na. Decorrida a reação, o
conteúdo do béquer foi transferido para um balão volumétrico, onde adicionou-se mais 15 mL de
água destilada que anteriormente fora utilizada na limpeza do béquer. O composto de 50 mL no
balão volumétrico foi utilizado nos demais experimentos.
5.1 PREPARO DE SOLUÇÕES
O preparo das soluções de 50 mL dos compostos: MgCl2 (1Mol), CuSO4 (1Mol), Ni(NO3)2
(1Mol), CaCl2 (1Mol) e FeCl3 (1Mol) não foi realizado, por que as substâncias já haviam sido
preparadas anteriormente pelas técnicas do laboratório.
Caso não estivessem preparadas as substâncias primeiramente deveriam ter a quantidade de
massa encontradas no cálculo pesadas e depois adicionadas cada uma separadamente em um béquer
de 50 mL com água destilada. O processo todo seria semelhante ao do preparo do sódio no primeiro
experimento.
5.2 REATIVIDADE DO SÓDIO
Adicionou-se em um béquer água destilada, um pequeno pedaço de sódio e 3 gotas de
fenolftaleína e em um outro béquer pipetou-se 10 mL de álcool etílico e um pequeno pedaço.
5.1.2 OBTENÇÃO DO HIDROGÊNIO
Para obtenção do hidrogênio, preparou-se um tubo de ensaio com água destilada e
acrescentou-se um pequeno pedaço de sódio metálico em seguida aproximou-se da abertura um
fósforo aceso. O experimento foi realizado na capela.

11. 11
5.1.3 REAÇÃO DOS HIDRÓXIDOS DOS METAIS ALCALINOS
Em 5 tubos de ensaio pipetou-se 5mL das substâncias preparadas anteriormente: MgCl2,
CuSO4, Ni(NO3)2 ,CaCl2 e FeCl3.
Em seguida em cada tubo de ensaio adicionou-se 2 mL de hidróxido de sódio (NaOH) onde
verificou-se a formação de um precipitado.

12. 12
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Para realização do experimento calculou-se a massa de cada solução pela fórmula
Concentração = Massa do reagente (gramas) / molaridade (Mols) x volume (L) ou a fórmula mais
direta: Massa do reagente (gramas) = Concentração x molaridade (Mols) x volume (L).
6.1 REAÇÃO DO SÓDIO
Ao acrescentarmos o pedaço de sódio metálico no béquer contendo50 mL de água destilada,
o sódio oxida, funde-se na superfície da água e libera calor para o meio (reação exotérmica) de
forma espontânea e muito rápida, devido à alta reatividade do sódio
Ao adicionar-se três gotas de fenolftaleína a solução passa a ficar na cor rosa, indicando o
caráter básico da substância formada (hidróxido de sódio) que pode ser demonstrada por:
2Na (s) + H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)
A reação líquida do sódio metálico consiste essencialmente na oxidação do Na0 → Na+, que
permanece em solução na forma de íons Na+ hidratados. Ao mesmo tempo um átomo de hidrogênio
da molécula da água, é reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero na molécula de H2.
Para cada molécula de H2O que tenha reagindo forma-se um íon OH- que permanece em solução.
No experimento com álcool etílico, o sódio não reage de forma violenta como a reação com
a água, mas percebe-se uma pequena efervescência enquanto o sódio desliza pela superfície do
álcool. Não há mudanças na coloração da solução. A seguinte reação pode ser observada:
C2H6O (aq) + Na (s) → C2H6O - Na +
(aq) + 1/2 H2 (g)
6.1.2 COMBUSTÃO DO HIDROGÊNIO
Ao observamos o sódio em contato com a água no tubo de ensaio e com a queima do fósforo
próximo não foi possível ouvir o pequeno estampido chamado de “grito do hidrogênio”, seja pela
falta de sincronia ao acender o fósforo ou ao fato dos pedaços de sódio serem muito pequenos.
Apenas fumaça saindo do tubo foi observada. Apesar disso um grupo afirmou ter ouvido o “grito do
hidrogênio”.

13. 13
6.1.3 REAÇÕES DOS METAIS ALCALINOS
Os metais alcalinos são os elementos mais reativos da tabela periódica, consequentemente a
velocidade das reações sempre é muito alta. Ao adicionarmos 2 mL da solução de hidróxido de
sódio (NaOH), em cada substância preparada nos tubos de ensaio, notou-se que as substancias
turvaram-se e há formação de um sólido espontaneamente em todos os casos. Decorrido algum
tempo pode-se notar claramente a formação do precipitado.
Em cada solução observou-se uma cor diferente, o que ocorre devido aos íons metálicos dos
hidróxidos formados.
Os resultados obtidos em experimentos são demonstrados. (Tabela 2).
Tabela 02 – compostos usados para reagir com hidróxido de sódio (NaOH)
SOLUÇÃO PRECIPITADO FORMADO COR DO PRECIPITADO
MgCl2 Mg(OH)2(s) Branco
CuSO4 Cu(OH)2(s) Azul
Ni(NO2)3 Ni(OH)2(s) Verde esbranquiçado
CaCl2 Ca(OH)2(s) Vermelho sangue
FeCl3 Fe(OH)3(s) Marrom ferrugem
CoCl2 Co(OH)2(s) Azul
Fonte: Arquivo Pessoal

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7. CONCLUSÃO
A partir da reação obtida pelo sódio pode-se verificar sua oxidação e a formação de seu
hidróxido e do hidrogênio.
Pode-se observar também a formação de sais através das reações com os metais alcalinos e
que os mesmos demonstram uma coloração devido aos seus íons.
Que todos os metais do grupo1 reagem com água e são extremamente reativos. Portanto
assim liberando hidrogênio.
O experimento foi realizado com sucesso

15. 15
BIBLIOGRAFIA
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed.
Prentice-Hall,2005, p 144.
DIAS, S.C e BRASILINO, M.G.A, Caderno de Aulas Práticas de Química Inorgânica I. UFPB.
JESUS, Honerio. Show de Química: aprendendo química de uma forma lúdica e experimental. 1ª
ed. Vol. Único. Espirito Santo. 2013, 108p.
LABSYNTH, Faculdade de Ciências Aplicadas Unicamp. Disponível
em<http://www.fca.unicamp.br/portal/images/Documentos/FISPQs/FISPQ-
%20Hidroxido%20de%20Sodio.pdf> Acesso em 27 de jan. 2016.
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 1999.
PEIXOTO, Eduardo M. A et al. Hidrogênio e Hélio. Química Nova na Escola, nº 01, 05/1995.
RUSSEL, John B. Química Geral. 2 ed. Vol.1. São Paulo: 1994, p 356.
SEAD, Ufscar Livre Saber Repertorio Digital de Materiais Didáticos. Disponível em
<http://livresaber.sead.ufscar.br:8080/jspui/bitstream/123456789/1913/2/Unidade%205_Texto_Rea
%C3%A7%C3%B5es%20qu%C3%ADmica.pdf> Acesso em 02 de fev.2016.
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W. Química Inorgânica. 4ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2011.
ATKINS, P.W.; JONES, L. Princípios de Química. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Reatividade dos metais com água e bases"; Brasil Escola.
Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-
bases.htm>. Acesso em 05 de fevereiro de 2016.

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ANEXOS
Questões:
1- Por que não devemos tocar o sódio com as mãos?
Os metais alcalinos reagem espontaneamente e a baixa temperatura como o oxigênio e a
umidade da pele, causando fortes queimaduras. O NaOH possui propriedades corrosivas em contato
com a pele. É a base mais forte conhecida em água.
2- Qual a finalidade de adição das gotas de fenolftaleína?
A fenolftaleína é um indicador de base e ácido ao adicionarmos as gotas podemos definir se
o meio é alcalino ou não.
3- Qual a reação entre o sódio e a água? E entre o sódio e o álcool etílico?
Quando o sódio reage com a água origina hidrogênio e hidróxidos alcalinos:
2Na + 2H2O → 2Na+ + 2OH + H2
O álcool etílico é menos polar que a água, produzindo um etanolato de sódio e hidrogênio.
Na + CH3CH2OH → CH3CH2ONa +1/2 H2
4- Por que não devemos usar pedaços grandes de sódio?
Devido ao calor gerado na reação dos pedaços de sódio adicionados a água. Eles causam a
combustão do hidrogênio e quanto maior for o tamanho maior será a combustão, podendo gerar
uma produzir uma explosão.
5- Escreva as reações químicas entre NaOH e os diversos sais utilizados.
MgCl2(aq) + 2 NaOH(aq)→Mg(OH)2(s) + 2 NaCl (aq)
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq)→Cu(OH)2(s) + 2 Na2SO4 (aq)
Ni(NO3)2(aq) + 2 NaOH(aq)→Ni(OH)2(s) + 2 NaNO3 (aq)
CaCl2(aq) + 2 NaOH(aq)→Ca(OH)2(s) + 2 NaCl (aq)
FeCl3(aq) + 3 NaOH(aq)→Fe(OH)3(s) + 3 NaCl (aq)
6- Quais íons apresentam seus hidróxidos coloridos? Justifique a coloração destes íons.
Todos apresentam hidróxidos coloridos. O Mg++ ficou da cor branca, pois os compostos
formados de metais alcalinos terrosos têm essa cor característica. Já o Ca++ apresentou uma cor

17. 17
vermelho sangue, o que indica que houve energia suficiente para que seus elétrons fizessem saltos
quânticos. O Cu++ apresentou-se azulado, o Ni++ de cor verde e o Fe+++ ficou marrom ferrugem. Os
íons de metais de transição geralmente são coloridos por possuírem suas camadas de valência
incompletas, consequentemente a quantidade de energia para que os elétrons realizem saltos
quânticos é menor. Portanto, as cores acima citadas dos metais de transição representam o
comprimento de onda emitido pelos elétrons excitados ao retornarem ao seu estado fundamental.
7- Quanto de sódio deve ser usado para obter 10g de NaOH?
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
Massa de Na = 22,990g;
Massa de H = 1,0079;
Massa de O = 15,999g.
Massa de Na = 2 mols x 22,990g de Na x 10g de NaOH
2 mols x 39,997
Para obter 10g de NaOH a partir desta reação, é necessário utilizar 5,748g de Na metálico.
8- Comente as reações dos metais alcalinos com a água.
Os metais alcalinos representam o grupo dos elementos mais reativos da tabela. Quando
reagem com água, formam hidróxidos (bases mais fortes conhecidas) e liberam hidrogênio. A
reação torna-se cada vez mais vigorosa a medida que desce o grupo. Portanto, o lítio reage a uma
velocidade mais moderada enquanto o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza
sobre ela podendo inflamar-se. Essas reações são fortemente exotérmicas.
9- Quais ácidos não podem ser usados na obtenção de hidrogênio? Por que?
Os ácidos nítricos (concentrado ou diluído) e sulfúricos (concentrado), se reduzem causando
a oxidação dos metais. Assim, metais na presença de ácido nítrico ou sulfúrico em solução aquosa,
ao serem oxidados, formarão água e não hidrogênio.