Os metais alcalinos são elementos químicos presentes no primeiro grupo da tabela periódica, chamado de família 1A.
Recebem esse nome pois eles reagem facilmente com a água, formando substâncias alcalinas, como os hidróxidos.
Os metais alcalinos mais abundantes no planeta são o sódio (Na) e o potássio (K).
Quais são os Metais Alcalinos?
A família 1A é formada por 6 metais:
| Lítio (Li) | 3 | 6,941 | 2s1 |
| Sódio (Na) | 11 | 22,9898 | 3s1 |
| Potássio (K) | 19 | 39,098 | 4s1 |
| Rubídio (Rb) | 37 | 85,47 | 5s1 |
| Césio (Cs) | 55 | 132,905 | 6s1 |
| Frâncio (Fr) | 87 | 223 | 7s1 |
Obs: Embora o Hidrogênio (H) esteja localizado na família 1A, ele possui propriedades diferentes dos metais alcalinos, sendo classificado como um não-metal.
Principais Características dos Metais Alcalinos
- Possuem baixa densidade
- Em temperatura ambiente são sólidos
- São metais moles e coloridos
- São altamente reativos e bons condutores de eletricidade
- Apresentam baixa eletronegatividade e potencial de ionização
- Apresentam elevada eletropositividade
- Reagem facilmente com água, formando hidróxidos
- Reagem facilmente com o oxigênio, formando óxidos
- Possuem somente 1 elétron na camada de valência
- Tem tendência a perder esse elétron e formar cátions monovalentes (com a carga +1)
- A configuração eletrônica sempre termina em ns1
Leia também: Famílias da Tabela Periódica
Propriedades dos Metais Alcalinos
Conheça as principais propriedades de cada metal alcalino:
- Lítio (Li): metal alcalino mais duro da família, de baixa solubilidade e de menor densidade desse grupo. É um grande condutor de eletricidade e altamente reativo. Assim, ele reage com a água, formando hidróxidos, e com o ar, formando óxidos.
- Sódio (Na): metal mole, de baixa densidade e solubilidade moderada. É um excelente condutor de eletricidade e altamente reativo. Sendo assim, ele reage com a água, formando hidróxidos, e com o ar, formando óxidos.
- Potássio (K): metal mole, de baixa densidade e forte condutor de eletricidade. Apresenta boa solubilidade em água e é altamente reativo. Assim, ele reage com a água, formado hidróxidos, e com o ar, formando óxidos.
- Rubídio (Rb): metal mole, de densidade baixa e grande solubilidade em água. É um excelente condutor de eletricidade e altamente reativo. Sendo assim, ele reage com a água, formado hidróxidos, e com o ar, formando óxidos.
- Césio (Cs): metal mole, de baixa densidade e com ótima solubilidade em água. Ele é excelente condutor de eletricidade e altamente reativo. Esse elemento reage com a água, formado hidróxidos, e com o ar, formando óxidos.
- Frâncio (Fr): metal mole, de baixa densidade e excelente solubilidade em água. É um forte condutor de eletricidade e altamente reativo. Esse elemento reage com a água, formado hidróxidos, e com o ar, formando óxidos.
Leia também: Propriedades Periódicas
Metais Alcalino-Terrosos
Os metais alcalino-terrosos representam os elementos químicos da família 2A da tabela periódica. São substâncias sólidas, moles e de baixa densidade.
Recebem esse nome pois os óxidos que formam eram chamados de terras.
Quais são os Metais Alcalino-Terrosos?
A família 2A é formada por 6 metais:
| Berílio (Be) | 4 | 9,0122 | 2s2 |
| Magnésio (Mg) | 12 | 24,312 | 3s2 |
| Cálcio (Ca) | 20 | 40,08 | 4s2 |
| Estrôncio (Sr) | 38 | 87,62 | 5s2 |
| Bário (Ba) | 56 | 137,34 | 6s2 |
| Rádio (Ra) | 88 | 226 | 7s2 |
Leia também:
- Lítio
- Bário
- Metais
- Elementos Químicos
- Distribuição Eletrônica
- Classificação Periódica dos Elementos
- Exercícios sobre a Tabela Periódica
O rubídio, de número atômico 37 e massa atômica de 85,5 u, é um metal alcalino bastante macio, de coloração branca ou prateada. Assim como outros metais alcalinos, esse elemento reage violentamente com a água e o ar. Seu ponto de fusão é de 39 °C, enquanto seu ponto de ebulição é de 688 °C.
Foi descoberto em 1861 pelos cientistas alemães Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen durante análises do mineral lepidolita com um espectroscópio. Pode ser utilizado na fabricação de fotocélulas, vidros especiais e como propelente em motores iônicos de espaçonaves. O rubídio forma uma grande quantidade de compostos, embora nenhum deles ainda tenha uma aplicação comercial significante.
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Tópicos deste artigo
- 1 - Resumo
- 2 - Propriedades do rubídio
- 3 - Características do rubídio
- 4 - História do rubídio
- 5 - Onde é encontrado Rubídio?
- 6 - Aplicações do rubídio
- 7 - Quais precauções devem ser tomadas com o rubídio?
- 8 - Exercícios resolvidos
Resumo
Metal alcalino de número atômico 37 e massa atômica 85,5 u.
Tem coloração branco-prateada.
Foi descoberto em 1861 por Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen.
Reage violentamente com a água e pode queimar espontaneamente em contato com o ar.
É bastante macio, assim como os demais metais alcalinos.
É utilizado na confecção de vidros especiais e relógios atômicos.
Propriedades do rubídio
Símbolo: Rb.
Massa atômica: 85,5 u.
Número atômico: 37.
Eletronegatividade: 0,82.
Densidade: 1,53 g/cm³.
Ponto de fusão: 39 °C.
Ponto de ebulição: 668 °C.
Configuração eletrônica: [Kr] 5s1.
Série química: metais alcalinos.
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Características do rubídio
Como todo elemento metálico, o rubídio tem um brilho característico, além de uma coloração branca ou prateada. Por pertencer ao grupo dos metais alcalinos na tabela periódica, o rubídio possui as características clássicas dessa família, como o fato de ser pouco denso em comparação a outros metais, ser extremamente macio — podendo, inclusive, ser cortado com uma simples faca — e também por reagir violentamente com a água, formando um composto básico (alcalino), conforme a reação mostra a seguir:
2 Rb (s) + H2O (l) → 2 RbOH (aq) + H2 (g)
O hidrogênio gerado nessa reação sofre ignição ao encontrar o oxigênio presente no ar. O rubídio, inclusive, pode sofrer ignição sozinho em contato com o ar por conta do oxigênio presente nele e, por isso, sua manipulação exige cuidado, afinal, outra característica clássica dos metais alcalinos é de que eles são muito reativos. A reação a seguir mostra a reação do rubídio com o oxigênio, formando um óxido de caráter alcalino.
4 Rb (s) + O2 (g) → 2 Rb2O (s)
Em comparação aos demais metais alcalinos de menor raio atômico (lítio, sódio e potássio), as reações do rubídio com a água ou o oxigênio são mais violentas, uma vez que seu elétron de valência possui maior energia.
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História do rubídio
O rubídio foi descoberto em 1861 pelos cientistas alemães Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen, na cidade de Heidelberg, na Alemanha.Utilizando seu instrumento há pouco inventado, o espectroscópio, Kirchhoff e Bunsen faziam análises de amostras até que encontraram dois novos elementos: o césio (Cs), em água mineral, e o rubídio, no mineral lepidolita.
O nome rubídio vem da cor de sua linha de emissão espectral, que é vermelha (rubidius, em latim). Bunsen, inclusive, conseguiu isolar amostras metálicas de rubídio.
Onde é encontrado Rubídio?
Nenhum minério tem o rubídio como constituinte prioritário. Sua maior ocorrência está como produto secundário na lepidolita e na polucita, os quais podem conter 3,5% e 1,5% de óxido de rubídio, respectivamente. Reservas desse mineral estão espalhadas por todo o mundo, como na Austrália, Canadá, China, Namíbia e Zimbábue, entretanto os processos de extração e beneficiamento do mineral ainda possuem custos proibitivos.
Aplicações do rubídio
O mercado de vidros especiais é o principal para o rubídio, assim como o de fotocélulas. Assim como seu similar césio, o rubídio também é utilizado na confecção de relógios atômicos, dispositivos de extrema precisão e de extrema importância para a calibração dos GPS, o Sistema de Posicionamento Global. A diferença para os relógios de césio é que os relógios atômicos de rubídio, além de terem baixo custo, conseguem ser fabricados para que tenham um tamanho próximo a de uma caixa de fósforos e, mesmo assim, se manterem precisos por milhões ou até mesmo bilhões de anos.
O rubídio ocorre naturalmente na forma de dois isótopos, o 85Rb, que é estável, e o 87Rb, radioativo, com tempo de meia-vida de 48,8 bilhões de anos. Isso dá novamente a função de relógio a esse isótopo, porém um relógio geológico. O 87Rb sofre decaimento radioativo para o isótopo 87Sr, que é estável, assim, pode-se comparar as quantidades de 87Rb e 87Sr com o isótopo de ocorrência natural 86Sr para a datação de rochas.
Por se ionizar facilmente, o rubídio tem sido considerado para utilização em motores iônicos em espaçonaves, um sistema de propulsor a íons, muito mais econômico que os propulsores convencionais, podendo tornar os foguetes mais leves. O composto RbAg4I5 também tem se mostrado importante, uma vez que é, atualmente, o cristal iônico com maior condutividade elétrica em condições ambientes, o que lhe coloca na posição de ser utilizado em baterias de filme fino.
O carbonato de rubídio é utilizado para a redução de condutividade elétrica de materiais, o que melhora a estabilidade e a durabilidade de redes de telecomunicação de fibra óptica. Já o cloreto de rubídio pode ser utilizado no tratamento da depressão. Em outras aplicações, pode-se utilizar também hidróxido de rubídio na confecção de fogos de artifício para oxidar outros elementos e, assim, produzir tons de violeta.
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Quais precauções devem ser tomadas com o rubídio?
Não se conhecem problemas causados à saúde humana em decorrência da exposição ao rubídio natural, assim como seu uso tem pouco impacto ambiental.
Contudo, como anteriormente citado, a manipulação do rubídio na forma metálica deve ocorrer de forma cautelosa, uma vez que ele pode ter ignição espontânea ao entrar em contato com o ar. Sua reação com a água é também muito explosiva, logo devem ser utilizadas quantidades controladas de rubídio nos experimentos.
Exercícios resolvidos
Questão 1 — (UFU/2008)
Para determinar a idade da Terra e de rochas, cientistas usam radioisótopos de meia-vida muito longa, como o Urânio-238 e o Rubídio-87. No decaimento radioativo do Rubídio-87 há emissão de uma partícula beta negativa.
Nesse caso, o elemento formado possui
(A) 49 prótons e 38 nêutrons.
(B) 37 prótons e 50 nêutrons.
(C) 39 prótons e 48 nêutrons.
(D) 38 prótons e 49 nêutrons.
Resolução
A questão afirma que, no decaimento do rubídio-87, há a emissão de uma partícula beta negativa, que é um elétron ejetado do núcleo a partir da desintegração de um nêutron e, por isso, é representada como -1β0, ou seja, com carga -1 e massa desprezível, tal qual o elétron. A reação do decaimento radioativo é a que se segue:
37Rb87 → -1β0 + aXb
Sendo a o número atômico do elemento formado e b o número de massa do elemento formado.
Assim, podemos dizer que:
37 = -1 + a; logo, a = 38;
87 = 0 + b; logo, b = 87.
Estamos ditante de um elemento de número atômico 38 e número de massa 87. Como o número de nêutrons pode ser estabelecido pela fórmula A = Z + n, faz-se o cálculo:
87 = 38 + n; logo, n = 49
Portanto, o elemento formado possui 38 prótons e 49 elétrons.
Questão 2 — (IFGO/2012)
O rubídio é um metal alcalino, o qual apresenta coloração branca prateada brilhante que perde o brilho rapidamente em contato com o ar. O silício é o segundo elemento mais abundante da crosta terrestre. O rubídio pode ser utilizado em células fotoelétricas e o silício na fabricação de artefatos microeletrônicos.
Comparando esses dois elementos, é correto afirmar que:
(A) o silício possui maior raio atômico.
(B) o silício apresenta maior afinidade eletrônica.
(C) o rubídio possui maior energia de ionização.
(D) o silício é menos eletronegativo.
(E) o rubídio apresenta menor tendência a perder elétrons.
Resolução
O silício é um ametal da família 14, estando no terceiro período da tabela periódica. Já o rubídio é um metal alcalino do quinto período da tabela periódica.
Sendo assim, o rubídio possui maior raio atômico que o silício, uma vez que, quanto maior o período, maior o número de camadas eletrônicas e, assim, maior o raio atômico, o que invalida a alternativa A.
A energia de ionização é a energia necessária para se retirar um elétron de valência de um átomo isolado no estado gasoso, ou seja, tem a ver com a facilidade de retirada de elétrons de valência de um determinado elemento. O rubídio, como metal alcalino, de subnível 5s1, possui maior tendência a perder elétrons; logo, uma menor energia de ionização, propriedade essa clássica dos metais, inclusive. Por isso, as alternativas C e E não podem estar corretas.
O silício não é menos eletronegativo que o rubídio, pois o silício é uma espécie de menor raio atômico, e elementos de menor raio atômico possuem maior eletronegatividade, por isso a letra D também não pode estar correta.
Assim, o gabarito é a letra B, pois de fato o silício possui maior afinidade eletrônica, que é a energia liberada ou absorvida por um átomo ao receber um elétron em sua camada de valência. Quando o processo é favorável, a energia é liberada e a afinidade eletrônica é maior, do contrário, a energia é absorvida e a afinidade eletrônica é menor. Como o rubídio tem maior tendência a perder elétrons, ele não pode ter maior afinidade eletrônica que o silício.
Créditos da imagem
[1] geogif / Shutterstock.com
Por Stéfano Araújo Novais
Professor de Química