1. Metais alcalinos reagem com oxigênio para formar óxidos, peróxidos e superóxidos, dependendo do metal. Considere os produtos destas reações e justifique a formação dos compostos.

Passo 1

O enunciado pede que eu considere quais compostos se formam quando metais alcalinos reagem com oxigênio e que eu justifique por que cada metal dá um produto diferente (óxido, peróxido ou superóxido).\n
Informações relevantes dadas ou implícitas:\n
  • Os reagentes são os metais alcalinos: \mathrm{Li},\mathrm{Na},\mathrm{K},\mathrm{Rb},\mathrm{Cs}.\n
  • O outro reagente é o oxigênio molecular, \mathrm{O_{2}}.\n
  • Os produtos possíveis são: óxidos (íon \mathrm{O^{2-}}), peróxidos (íon \mathrm{O_{2}^{2-}}) e superóxidos (íon \mathrm{O_{2}^{-}}).\n
  • É preciso justificar por que cada metal tende a formar um desses íons quando oxida o metal (ou seja, por que um metal dá preferencialmente óxido, peróxido ou superóxido).

Passo 2

Conceito básico: os metais alcalinos doam elétrons com facilidade. Cada átomo de metal normalmente doa exatamente um elétron formando \mathrm{M^{+}} (onde \mathrm{M} é o metal). Já o oxigênio molecular pode aceitar diferentes números de elétrons, formando espécies com diferentes graus de redução. As reduções relevantes de \mathrm{O_{2}} são:\n
\mathrm{O_{2} + 4e^{-} \rightarrow 2\,O^{2-}}\n
\mathrm{O_{2} + 2e^{-} \rightarrow O_{2}^{2-}}\n
\mathrm{O_{2} + e^{-} \rightarrow O_{2}^{-}}\n
Comentário didático: cada equação mostra quantos elétrons são necessários para transformar \mathrm{O_{2}} na espécie desejada. Por exemplo, para formar um óxido (íons \mathrm{O^{2-}}) a molécula \mathrm{O_{2}} precisa receber 4 elétrons ao todo; para formar um peróxido \mathrm{O_{2}^{2-}} precisa de 2 elétrons; para formar superóxido \mathrm{O_{2}^{-}} precisa de 1 elétron.

Passo 3

Faça a ligação elétron-estoquiométrica entre metais (cada metal doa 1 elétron) e \mathrm{O_{2}} (que pede 4, 2 ou 1 elétron(s)). Isso dá as estequiometrias gerais das reações:\n
  • Para formar óxido (redução de \mathrm{O_{2}} por 4 e^-): 4 metais doam 4 e^- e geram dois íons \mathrm{O^{2-}}, dando a reação geral\n \mathrm{4\,M + O_{2} \rightarrow 2\,M_{2}O}\n
  • Para formar peróxido (redução por 2 e^-): 2 metais doam 2 e^- e formam o peróxido\n \mathrm{2\,M + O_{2} \rightarrow M_{2}O_{2}}\n
  • Para formar superóxido (redução por 1 e^-): 1 metal doa 1 e^- e forma o superóxido\n \mathrm{M + O_{2} \rightarrow MO_{2}}\n
Essas fórmulas mostram que, do ponto de vista estritamente elétron-estoquiométrico, qualquer metal alcalino poderia em princípio dar qualquer um dos três produtos — o que decide qual formado é a energia total (termodinâmica) da reação na fase sólida.

Passo 4

Explicando energeticamente (qual a ideia simples que usamos na prova): a formação efetiva de um composto iônico depende de duas coisas que competem:\n
  1. Quanto “custa” reduzir \mathrm{O_{2}} (na prática: a afinidade eletrônica da espécie \mathrm{O_{2}} e energia associada a adicionar 1, 2 ou 4 elétrons). Em geral, quanto mais elétrons se adicionam, mais “custoso” fica em termos de energia isolada da molécula gasosa.\n
  2. Quanto “compensa” em energia quando os íons formados se juntam para formar o sólido iônico: isto é a energia de rede (lattice energy). A energia de rede é maior quando os íons têm cargas maiores e quando os raios iônicos são pequenos (energia de rede escala qualitativamente como \dfrac{z^{+}z^{-}}{r^{+}+r^{-}}).\n
    Conclusão prática e intuitiva: para um óxido, o ânion \mathrm{O^{2-}} tem carga grande (−2) e pequeno raio efetivo — isso dá energias de rede muito altas com cátions pequenos, o que pode compensar o custo de reduzir \mathrm{O_{2}} a \mathrm{O^{2-}}. Para um superóxido \mathrm{O_{2}^{-}} o ânion é maior e tem carga menor (média −1 por molécula \mathrm{O_{2}}), então precisa-se de uma energia de rede menor para estabilizá-lo — isso é favorável quando o cátion é grande e não polariza muito o ânion.

Passo 5

Aplicando o raciocínio ao grupo dos metais alcalinos (raio iônico cresce descendo o grupo):\n
  • \mathrm{Li^{+}} é muito pequeno e tem alta densidade de carga. Ele dá uma energia de rede muito grande quando emparelhado com \mathrm{O^{2-}}, o que compensa bem o custo de reduzir \mathrm{O_{2}} completamente até \mathrm{O^{2-}}. Por isso o produto preferido é o óxido.\n
  • \mathrm{Na^{+}} é maior que \mathrm{Li^{+}} — a energia de rede com \mathrm{O^{2-}} já é menor, então o óxido fica menos favorecido; o peróxido \mathrm{O_{2}^{2-}} (que exige menos elétrons) é uma boa opção energética para \mathrm{Na^{+}}, por isso \mathrm{Na} tende a formar peróxido.\n
  • \mathrm{K^{+}},\mathrm{Rb^{+}},\mathrm{Cs^{+}} são cátions grandes com baixa densidade de carga; eles estabilizam melhor o ânion superóxido \mathrm{O_{2}^{-}} (íon grande e relativamente difuso) via energia de rede suficiente para compensar apenas a adição de 1 elétron à \mathrm{O_{2}}. Portanto esses metais formam preferencialmente superóxidos. Observação prática: potássio ( \mathrm{K}) às vezes dá também peróxidos ou misturas dependendo das condições, mas o superóxido \mathrm{KO_{2}} é o produto típico ao queimar \mathrm{K} em excesso de \mathrm{O_{2}}.

Passo 6

Mostro reações balanceadas típicas por metal (essas são as equações que você pode escrever na prova):\n
  • Lítio — forma óxido:\n
\mathrm{4\,Li + O_{2} \rightarrow 2\,Li_{2}O}\n
  • Sódio — forma peróxido:\n
\mathrm{2\,Na + O_{2} \rightarrow Na_{2}O_{2}}\n
  • Potássio — forma superóxido (produto mais comum quando queima em \mathrm{O_{2}} puro):\n
\mathrm{K + O_{2} \rightarrow KO_{2}}\n
  • Rubídio — forma superóxido:\n
\mathrm{Rb + O_{2} \rightarrow RbO_{2}}\n
  • Césio — forma superóxido:\n
\mathrm{Cs + O_{2} \rightarrow CsO_{2}}

Passo 7

Um pouco de física/experimental para reforçar a justificativa (útil na prova para explicar “por que”):\n
  • Tamanho do cátion \rightarrow quanto maior o cátion, melhor ele estabiliza ânions grandes e difusos (como \mathrm{O_{2}^{-}}).\n
  • Polarização: cátions pequenos (como \mathrm{Li^{+}}) polarizam (atraem) a nuvem eletrônica do ânion, favorecendo caráter covalente e estabilizando íons pequenos e muito carregados ( \mathrm{O^{2-}}).\n
  • Propriedades observáveis: \mathrm{O_{2}^{-}} (superóxido) é paramagnético (tem elétron desemparelhado), \mathrm{O_{2}^{2-}} (peróxido) é diamagnético; essas propriedades experimentais confirmam a natureza dos ânions formados.\n
  • Condições de reação importam: excesso de oxigênio, temperatura e velocidade de aquecimento podem favorecer um produto sobre outro (por exemplo, \mathrm{K} pode dar uma mistura), mas a tendência principal segue o critério de tamanho/energia explicado acima.

Passo 8

Regra prática para decorar e usar na prova (mnemonicamente):\n
  • Pequeno cátion (Li) → óxido ( \mathrm{M_{2}O});\n
  • Cátion médio (Na) → peróxido ( \mathrm{M_{2}O_{2}});\n
  • Cátion grande (K, Rb, Cs) → superóxido ( \mathrm{MO_{2}}).\n
    Repita isso mentalmente quando ver exercícios: olhe o tamanho do cátion e decida qual ânion o retém por energia de rede suficiente.

Resposta

\mathrm{4\,Li + O_{2} \rightarrow 2\,Li_{2}O}
\mathrm{2\,Na + O_{2} \rightarrow Na_{2}O_{2}}
\mathrm{K + O_{2} \rightarrow KO_{2}}
\mathrm{Rb + O_{2} \rightarrow RbO_{2}}
\mathrm{Cs + O_{2} \rightarrow CsO_{2}}

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