Metais alcalinos e alcalinoterrosos: um guia dos grupos 1 e 2

As duas colunas da extrema esquerda da tabela periódica abrigam alguns dos metais mais reativos que existem. O grupo 1 — lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio — são os metais alcalinos. O grupo 2 — berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio — são os metais alcalinoterrosos. Ambos pertencem ao bloco s, e o simples fato de seus átomos terem apenas um ou dois elétrons na camada mais externa explica a maior parte de seu comportamento.

De onde vêm os nomes

“Álcali” vem de uma palavra árabe para cinzas de plantas. Antigamente, as pessoas lavavam com água as cinzas de madeira ou de algas queimadas para fazer sabão e vidro, e essas cinzas eram ricas em carbonatos de potássio e de sódio, fortemente básicos. Os metais extraídos depois dessas substâncias passaram a ser os metais alcalinos.

“Terra” era um antigo termo químico para óxidos que resistem a aquecimento forte sem se alterar. A cal (óxido de cálcio) e a magnésia (óxido de magnésio) eram terras que se dissolviam em água formando soluções básicas, daí “alcalinoterrosos”. Os próprios metais foram obtidos pela primeira vez em 1808, quando Humphry Davy, na Inglaterra, usou a eletrólise para isolar cálcio, magnésio, estrôncio e bário, um ano depois de ter feito o mesmo com o sódio e o potássio.

Grupo 1: propriedades comuns

Todo átomo de metal alcalino tem um único elétron em seu orbital s externo. Esse elétron fica longe do núcleo e é blindado pelos elétrons internos, por isso se perde com facilidade. Como resultado, esses elementos quase sempre aparecem como íons +1.

• São macios. O sódio e o potássio podem ser cortados com faca como manteiga gelada. Uma superfície recém-cortada é prateada, mas escurece em segundos ao ar.
• São leves. O lítio tem densidade de cerca de 0,53 g/cm³, a menor entre os metais, e flutua na água. O sódio e o potássio também são menos densos que a água.
• Fundem com facilidade. O lítio funde a cerca de 180 °C, o sódio a cerca de 98 °C, o potássio a cerca de 63 °C e o césio a cerca de 28 °C. O césio derreteria numa mão quente, mas jamais deve ser tocado, porque reage violentamente com a umidade da pele.
• São guardados sob óleo ou gás inerte, porque reagem com o oxigênio e o vapor d'água do ar.

A reatividade aumenta ao descer o grupo

Os metais alcalinos reagem com a água produzindo gás hidrogênio e um hidróxido. Para o sódio:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

A mesma reação fica muito mais violenta à medida que se desce o grupo. O lítio borbulha suavemente e desaparece devagar. O sódio funde numa gota que corre pela superfície. O potássio incendeia o hidrogênio que libera, queimando com chama lilás. O rubídio e o césio reagem de forma explosiva.

A tendência acompanha a energia de ionização. Cada degrau para baixo acrescenta uma camada eletrônica, de modo que o elétron externo fica mais longe do núcleo e é mais fácil de remover. As primeiras energias de ionização caem de cerca de 5,39 eV no lítio para 5,14 eV no sódio, 4,34 eV no potássio e 3,89 eV no césio.

As reações com o oxigênio mostram outra diferença. O lítio forma principalmente o óxido Li₂O, o sódio tende a formar o peróxido Na₂O₂, e o potássio e os metais mais pesados formam superóxidos como o KO₂. Cátions maiores formam redes mais estáveis com ânions maiores.

O frâncio fica na base do grupo 1, mas seu isótopo de vida mais longa tem meia-vida de apenas cerca de 22 minutos. Nunca se reuniu uma quantidade visível, por isso a maioria de suas propriedades é estimada a partir dos vizinhos.

Grupo 2: propriedades comuns

Os metais alcalinoterrosos têm dois elétrons no orbital s externo e formam íons +2. Remover dois elétrons custa mais energia, por isso eles são menos reativos que o metal do grupo 1 do mesmo período, além de mais duros, mais densos e com pontos de fusão mais altos.

A tendência dentro do grupo espelha a do grupo 1. O berílio quase não reage com a água, o magnésio reage com água quente ou vapor, e o cálcio, o estrôncio e o bário reagem com água fria liberando hidrogênio.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

O berílio é a exceção. Seu átomo é tão pequeno que tende a formar ligações covalentes em vez de iônicas, e seu óxido é anfótero, reagindo tanto com ácidos quanto com bases. Compostos de berílio também podem causar doença pulmonar grave se inalados como poeira, por isso são manuseados com cuidado.

Cores no teste de chama

Quando compostos dos metais alcalinos e de alguns alcalinoterrosos são levados a uma chama, cada elemento produz uma cor característica. O calor excita os elétrons para níveis de energia mais altos e, ao voltarem, eles emitem luz em comprimentos de onda específicos. Os fogos de artifício dependem do mesmo efeito.

O amarelo do sódio é tão intenso que pode esconder outras cores. Os químicos observam a chama lilás do potássio através de um vidro azul de cobalto para filtrar o amarelo do sódio. O berílio e o magnésio não dão cor de chama característica; a luz branca ofuscante da fita de magnésio em combustão vem da própria combustão, e não de uma emissão de teste de chama.

Usos no dia a dia e na indústria

• Lítio: baterias recarregáveis de íon-lítio em celulares e carros elétricos, ligas leves de alumínio-lítio e carbonato de lítio como medicamento estabilizador do humor.
• Sódio: sal de cozinha (cloreto de sódio), bicarbonato de sódio (hidrogenocarbonato de sódio), lâmpadas amarelas de vapor de sódio na iluminação pública e refrigerante em alguns reatores nucleares.
• Potássio: um dos três principais nutrientes das plantas e ingrediente-chave dos fertilizantes. No corpo, é essencial para os sinais nervosos e o ritmo cardíaco.
• Rubídio e césio: relógios atômicos. O segundo do SI é definido por uma frequência de transição específica do átomo de césio-133.
• Magnésio: ligas leves para peças de carros e carcaças de notebooks e o átomo central da clorofila.
• Cálcio: ossos e dentes, calcário, cimento e gesso. A água de torneira “dura” é água rica em íons de cálcio e magnésio.
• Estrôncio: o vermelho dos fogos de artifício e dos sinalizadores.
• Bário: o sulfato de bário é tão insolúvel que é seguro engoli-lo como contraste de raios X, embora os compostos solúveis de bário sejam tóxicos.

Onde fica o hidrogênio?

O hidrogênio tem um único elétron, por isso a maioria das tabelas o coloca no topo do grupo 1. Mas o hidrogênio é um gás não metálico à temperatura ambiente e se comporta de forma muito diferente dos metais alcalinos.

O argumento para o grupo 1 se apoia em sua configuração, 1s¹, e em sua capacidade de formar H⁺. Por outro lado, como um halogênio, ele pode ganhar um elétron formando o íon hidreto H⁻ e existe como molécula diatômica, H₂, por isso há quem defenda que deveria ficar acima do grupo 17. Outros observam que sua camada externa está exatamente pela metade, como a do carbono, e sugerem o grupo 14.

É por isso que algumas tabelas colocam o hidrogênio acima do grupo 1, mas o colorem como não metal, enquanto outras o deixam flutuando sozinho acima do meio da tabela. Em vez de ter uma única resposta correta, o debate mostra que o hidrogênio é único e não corresponde perfeitamente a nenhum grupo. Os teóricos também previram que, sob as pressões extremas do interior de planetas como Júpiter, o hidrogênio pode existir num estado metálico.

Relações diagonais

Um elemento do período 2 muitas vezes se parece com o elemento do período 3 situado na diagonal, abaixo e à direita. Isso se chama relação diagonal. O lítio compartilha vários traços com o magnésio, e não com o sódio: forma um nitreto, e seu carbonato se decompõe facilmente ao ser aquecido. O berílio se parece com o alumínio, mais claramente no óxido anfótero. A explicação habitual é que a razão entre carga e tamanho fica semelhante ao longo da diagonal. Conhecer essas exceções junto com as tendências principais dos grupos dá uma visão muito mais profunda dos grupos 1 e 2.