Os Elementos Metais Alcalinos Terrosos
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Introdução
Os elementos metais alcalinos terrosos
Os elementos do grupo 2 da tabela periódica, mais conhecidos como metais
alcalinos terrosos, formam uma série bem comportada de metais altamente
reativos, mas menos reativos que os metais alcalinos. Geralmente, são divalentes e
formam compostos iônicos incolores. Os óxidos e hidróxidos são menos básicos que
os metais alcalinos; portanto seus oxossais (carbonato, sulfatos e nitratos) são mais
susceptíveis ao calor. O magnésio é um importante metal estrutural, sendo usado
em grandes quantidades (303.000 toneladas em 1993). Diversos compostos são
utilizados em grandes quantidades: calcário (CaCO3) é utilizado para a preparação
de cal virgem ( CaO: 127,9 milhões de toneladas em 1993) e cimento (1.396 milhões
de toneladas em 1993), além de 14,2 milhões de toneladas de giz. Outros
compostos usados em grandes quantidades incluem o gesso CaSO4 (88,2 milhões
de toneladas em 1992), fluorita, CaF2(3,6 milhões de toneladas em 1992),
magnésia; MgCO3 (10,8 milhões de toneladas em 1992) e barita, BaSO4 (4,9 milhões
de toneladas em 1992).
Mg2+ e Ca2+ são íons essenciais ao ser humano; Mg2+ é um importante constituinte
de clorofila.
Estrutura eletrônica
Todos os elementos do grupo dois possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais
externo. Ignorando os níveis internos preenchidos, as suas estruturas eletrônicas
podem ser representadas como 2s2, 3 s2 , 4s2, 5 s2, 6 s2 e 7 s2 .
Ocorrência e abundancia:
O berílio não é muito comum, em parte porque ele não é muito abundante (2 ppm)
e em parte por causa de sua difícil extração. É encontrado em pequenas
quantidades em minerais do grupo dos silicatos, como berílio Be3Al2Si6O18 e fenacita
Be2SiO4. A pedra preciosa esmeralda tem a mesma formula mínima do berílo, mas
contem pequenas quantidades de cromo responsável por sua coloração verde.
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O magnésio é o sexto elemento mais abundante da crosta terrestre (27.640 ppm
ou 2,76%). Sais de magnésio estão dissolvidos na água do mar, na proporção de até
013%.
Montanhas inteiras (por exemplo, as dolomitas na Itália) são constituídas pelo
mineral dolomita [Mgco3. CaCO3]. A dolomita é utilizada na construção de rodovias.
Quando calcinada se transforma num material refratário, usado no revestimento
interno de altos fornos.
O Mg também está presentes em diversos minerais do grupo dos silicatos, por
exemplo a olivina (Mg, Fe)2 ,talco Mg3(oH)2Si4O10, crisotilo Mg3(OH)4Si2O5 (asbesto) e
micas, tais como K+[Mg3(OH)2 (AlSI3O10)]-.
O Cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre (46.000 ppm ou
4,66%), sendo um dos constituintes de diversos minerais bastante comuns,
disseminados por todo o planeta. Há vastos depósitos sedimentares de
CaCO3.formando montanhas inteiras de calcário, mármore de greda( os penhascos
brancos de Dover), e também na forma de corais . Estes elementos se originam no
acumulo de conchas de animais marinhos. Embora o calcário seja tipicamente
branco em muitos locais ele apresenta coloração amarela, laranja ou marrom devido
à presença de quantidades traço de ferro.
O estrôncio (384 ppm) e o bário (390 ppm) são muito menos abundantes, mas
bem conhecidos, porque ocorrem na forma de minérios concentrados, que permitem
fácil extração. O estrôncio é minerado como celestita, SrSO4 e estroncianita, SrCO3.
O Ba é obtido como barita, BaSO4.
O radio é extremamente raro e radioativo. Já foi usado no tratamento radioterápico
do câncer. Atualmente outras fontes de radiação são utilizadas para essa finalidade
(60Co, raios X ou um acelerador linear).
Obtenção dos metais:
Os metais alcalinos terrosos não podem ser obtidos facilmente por redução
química, porque eles próprios são fortes agentes redutores, alem de reagirem com
carbono formando carbetos. São fortemente eletropositivos e reagem com água.
Assim, soluções aquosas não podem ser usadas nos deslocamentos dos mesmos
por outro metal, ou na obtenção por via eletrolítica. A eletrolise de soluções aquosas
pode ser efetuada usando um cátodo de mercúrio, mas a separação do metal da
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amalgama é difícil. Todos os metais podem ser obtidos por eletrolise de seus
cloretos fundidos, embora o estrôncio e o bário tenham a tendência de formar uma
suspensão coloidal.
Tamanho dos átomos e dos íons:
Os átomos dos elementos do grupo 2 são grandes, mas menores do que do grupo
1, principalmente porque a retirada de dois elétrons aumenta ainda mais a carga
nuclear efetiva, pois a carga adicional do núcleo faz com que esta atraia mais
fortemente os elétrons. Logo esses elementos possuem densidades maiores que os
metais do grupo um.
ElementosRaio metálico
(Ă)
Raio iônico
Mg2+ (Ă)
Hexacoordenado
Densidade
(g cm-3)
Be 1,12 0,31 1,85
Mg 1,60 0,72 1,74
Ca 1,97 1,00 1,55
Sr 2,15 1,18 2,63
Ba 2,22 1,35 3,62
Ra 1,48 5,50
Tabela A: Tamanho e densidade dos átomos dos metais alcalinos terrosos.
Os metais alcalinos terrosos têm a cor branca prateada. Eles possuem dois elétrons
de valência que podem participar de ligações metálicas, enquanto que os metais
alcalinos possuem apenas um elétron. Em conseqüência, os metais alcalinos
terrosos são mais duros, suas energias de ligação são maiores e seus pontos de
fusão e de ebulição são muito mais elevados que os dos metais alcalinos (ver tabela
2), mas os metais são relativamente moles. Os pontos de fusão não variam de modo
regular, principalmente porque os metais assumem diferentes estruturas cristalinas.
Elementos Pontos de Pontos de Elementos Pontos de Pontos de
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fusão
(⁰C)
ebulição
(⁰C)
fusão
(⁰C)
ebulição
(⁰C)
Be 1.287 (2.500) Li 181 1.347
Mg 649 1.105 Na 98 881
Ca 839 1.494 K 63 766
Sr 768 1.381 Rb 39 688
Ba 727 (1, 850) Cs 28,5 705
Ra (700) (1.700)
Tabela B: Pontos de fusão e Pontos de ebulição dos elementos dos grupos 1 e 2.
Energia de ionização:
A terceira energia de ionização é tão elevada que os íons M3+ nunca são formados.
A energia de ionização do Be2+ é alta, sendo seus compostos tipicamente
covalentes.
O Mg também forma alguns compostos covalentes contudo, os compostos
formados pelo Mg, Ca, Sr e Ba são predominantemente iônicos e os metais se
encontram em forma divalentes. Visto que os átomos são menores que o dos
correspondentes elementos do grupo 1, os elétrons estão mais fortemente ligados,
de modo que a energia necessária para remover o primeiro elétron é maior que dos
elementos dos metais alcalinos.
Depois de removido um elétron, a relação entre cargas do núcleo e dos elétrons
circundantes aumenta de modo que os elétrons remanescentes estão ainda mais
firmemente ligados. Assim, a energia necessária para remover o segundo elétron é
quase o dobro daquela necessária para remover o primeiro. A energia total
requerida para obter os íons divalentes gasosos dos elementos dos metais alcalinos
terrosos (primeira energia de ionização + segunda energia de ionização) é mais de
quatro vezes maior que a energia necessária para formar um íon M+ a partir dos
correspondentes elementos metais alcalinos. O fato de se formarem compostos
iônicos, sugere que a energia liberada quando se forma o retículo cristalino mais que
compensa a energia necessária para produzir os íons.
Eletronegatividade
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Os valores de eletronegatividade dos metais alcalinos terrosos são baixos, mas
maiores do que do grupo dos metais alcalinos. Quando Mg, Ca, Sr e Ba reagem com
elementos tais como halogênios e o oxigênio, situados a direita da tabela periódica ,
a diferença de eletronegatividade será grande e os compostos formados serão
iônicos.
A eletronegatividade do Be é maior do que os demais elementos. O BeF2 exibe a
maior diferença de eletronegatividade de todos os compostos de berílio com o maior
caráter iônico.
Todavia, o BeF2 fundido apresenta uma baixíssima condutividade,sendo considerado
um composto covalente.
Metais alcalinos
terrosos
Energias de ionização (KJ mol-1)Eletronegatividade de
Pauling1º 2º 3 º
Be 899 1.757 14.847 1,5
Mg 737 1.450 7.731 1,2
Ca 590 1.145 4.910 1,0
Sr 549 1.064 1,0
Ba 503 965 0,9
Ra 509 979 (3.281)
Tabela C - Energias de ionização e eletronegatividade
Energias de hidratação
As energias de hidratação dos íons dos elementos metais alcalinos terrosos são 4
a 5 vezes maiores que a dos metais alcalinos. Isso se deve principalmente ao seu
menor tamanho e sua maior carga, de modo que os valores de ΔH hid. decrescem de
cima para baixo dentro do grupo, a medida que o tamanho dos íons aumenta. No
caso do Be existe um fator adicional que é a formação de um íon complexo muito
estável: o [Be (H2O4)]2+. Os compostos cristalinos dos metais alcalinos terrosos
contem mais moléculas de água de cristalização do que os metais alcalinos. Por
exemplo, NaCl e KCl são anidros, mas o MgCl2.6H2O, CaCl2. 6H2O e BaCl2.2 H2O
possuem águas de cristalização. Note que o numero de moléculas de água de
cristalização diminui á medida que os íons se tornam maiores.
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Solubilidade e Energia Reticular
Solubilidade da maioria dos sais diminui com o aumento de seu peso atômico,
embora se observe a tendência inversa no caso dos fluoretos e hidróxidos deste
grupo. A solubilidade depende da energia reticular de um solido e da energia de
hidratação dos íons, como explicando abaixo.
Metais alcalinos terrosos MO MCO3 MF2 MI2
Mg -3.923 -3.178 -2.906 -2.292
Ca -3.517 -2.986 -2.610 -2.058
Sr -3.312 -2.718 -2.459
Ba -3.120 -2.614 -2.367
Tabela D - Energias reticulares para alguns compostos (KJ mol-1)
Metais alcalinos terrosos ΔH (KJ mol-1)
Be2+ -2.494
Mg2+ -1.921
Ca2+ -1.577
Sr2+ -1.443
Ba2+ -1.305
Tabela E - entalpias de hidratação
As energias reticulares são muito maiores do que dos metais alcalinos por causa
do efeito do aumento da carga na equação de Born- Landé. Considerando-se um íon
negativo qualquer, a energia reticular decresce á medida que aumenta o tamanho do
metal.
A energia de hidratação também diminui á medida que os íons metálicos se tornam
maiores. Para uma substancia ser solúvel, a energia de hidratação deve ser maior
que a energia reticular. Considere um grupo de compostos correlatos, por exemplo,
os cloretos de todos os metais alcalinos terrosos. Descendo pelo grupo dos íons
metálicos se tornam maiores, de modo que tanto a energia de hidratação quanto a
energia reticular se tornam cada vez menores. Um decréscimo na energia reticular
favorece um aumento de solubilidade.
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Os dois fatores portando variam em sentidos opostos, e o efeito global depende do
qual dos dois apresenta uma variação relativa maior. Na maioria dos casos,
considerando-se os casos dos elementos formados pelos metais alcalinos terrosos,
a energia de hidratação decresce mais rapidamente que a energia reticular, portanto
os compostos se tornam menos solúveis a medida o metal aumenta de tamanho.
Contudo no caso dos fluoretos e dos hidróxidos, a energia reticular diminui mais
rapidamente que a energia de hidratação, de modo que a solubilidade desses
compostos aumenta de cima para baixo dentro do grupo.
Propriedades químicas
Reação com água:
O potencial de redução do berílio é muito menor que aqueles dos demais
elementos dos metais alcalinos terrosos (potencial padrão do eletrodo, E ⁰, do
Be2+ІBe -1,85, Mg 2+ІMg -2,37, Ca2+ІCa -2,87, Sr 2+ІSr -2,89, Ba2+ІBa -2,91, Ra2ІRa -
2,92 volts).
Isso indica que o berílio é muito menos eletropositivo (menos metálico) que os
outros elementos do grupo, e não reage com água. Há duvidas se ele reage com
vapor d’água para formar oxido BeO, ou se não reage com água nem mesmo
nessas condições.
Ca, Sr e Ba tem potenciais de redução semelhantes aqueles dos correspondentes
metais do grupo dos metais alcalinos, e se situam em posições no topo da série
eletroquímica. Reagem facilmente com água fria, liberando hidrogênio e formando
hidróxidos.
Ca+ 2H2O Ca(OH)2+ H2
O magnésio apresenta um valor Eº intermediário e não reage com água fria, mas é
capaz de decompor água quente:
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 ou Mg +H2O MgO + H2
O Mg forma uma camada protetora de óxido. Assim, apesar de seu potencial de redução favorável,
não reage facilmente a não ser que a camada de óxido seja removida por amalgamação com
mercúrio. Nesse aspecto, ou seja, formação do filme óxido, ele se assemelha ao alumínio.
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reação Observações
M + 2H2O M (OH)2 + H2
Be provavelmente reage com vapor
Mg reage com água quente, e Ca, Sr
reagem rapidamente com água fria.
M + HCl MCl2 + H2 Todos os metais reagem com ácidos
liberando hidrogênio.
Be + 2NaOH + 2H2O
Na2[Be(OH)4]+H2
2M+O2 2MO
Be é anfótero
Todos os membros do grupo formam
óxidos normais.
Com excesso de oxigênio
Ba+ O2 Ba O2
O bário também forma o peróxido
M+ H2 M H2
Ca, Sr, e Ba formam, a altas
temperaturas, hidretos iônicos,
“salinos”
3M +N2 + M3 N2 Todos os elementos do grupo formam
nitretos a temperaturas elevadas
3M+2P M3P 2 Todos os metais do grupo formal
fosfetos a temperaturas elevadas
M+SMS
M+SeMse
M+TeMTe
Todos o metais formam sulfetos
Todos os metais formam selenetos
Todos os metais formam teluretos
M+F2 M F2
M+Cl2M Cl2
M+Br2M Br2
M+I2 M I2
Todos os metais formam fluoretos
Todos os metais formam cloretos
Todos os metais formam brometos
Todos os metais formam iodetos
2M+ 2NH32M(NH2) 2+H2 Todos os metais do grupo formam
amidetos a altas temperaturas
Tabela F - Reações gerais dos metais alcalinos e alcalino-terrosos
Soluções dos metais em amônia liquida
Todos esses metais se dissolvem em amônia liquida, tal como ocorria com os
metais alcalinos. Soluções diluídas são de coloração azul brilhante, devido ao
aspecto do elétron solvatado. Essas soluções se decompõem muito lentamente
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formando amidetos e liberando hidrogênio, mas a reação é catalisada por muitos
metais de transição e seus compostos.
2NH3 +2e 2NH2- + H2
A evaporação da amônia das soluções dos metais alcalinos fornece os metais mas
no caso dos metais alcalinos terrosos a evaporação da amônia leva a formação de
hexaamoniatos dos metais correspondentes. Estes se decompõem lentamente,
formando amidretos.
M(NH3) M(NH2) + 4 NH3 + H2
Soluções concentradas desses metais em amônia têm cor de bronze, por causa da
formação de agregados metálicos (“clusters”).
Hidróxidos
O Be(OH)2 é anfotero, mas os hidróxidos de Mg, Ca, Sr e Ba são básicos. A força
da base aumenta do Mg ao Ba, de modo que os elementos do grupo dos metais
alcalinos terrosos apresentam a tendência normal de aumento de suas propriedades
básicas, de cima para baixo dentro do grupo.
As soluções aquosas de Ca(OH)2 e Ba(OH)2 são denominadas água de cal e de
barita, respectivamente, e são utilizados para detectar a presença de dióxido de
carbono. Quando o CO2 é borbulhado nessas soluções, elas se tornam turvas ou
leitosas devido á formação de uma suspensão de partículas sólidas CaCO3 ou
BaCO3 . Caso um excesso de CO2 seja borbulhado, a turbidez desaparece, pois
nesse caso formam-se os bicarbonatos solúveis. A água de barita é muito mais
sensível ao teste, pois dá um resultado positivo mesmo quando apenas se expira
sobre ela, ao passo que com a água de cal o ar expirado (ou outro gás) deve ser
borbulhado na mesma.
Ca2+(OH-)2 + CO2 CaCO3 + H2O + excesso de CO2 Ca2+(HCO3-)2
CaCO3 =precipitado branco insolúvel
(HCO3-)2 =solúvel
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Os bicarbonatos dos metais alcalinos terrosos somente são estáveis em solução.
As cavernas em regiões de terreno calcário geralmente possuem estalactites
crescendo do teto e estalagmites crescendo do solo contém Ca2+(HCO3-)2 dissolvido.
O bicarbonato solúvel decompõe-se lentamente ao carbonato insolúvel, o que
provoca o lento crescimento das estalactites e estalagmites.
Ca2+(H CO3-)2 CaCO3 + CO2 + H2O
Reações com ácidos e bases
Todos os metais alcalinos terrosos reagem com ácidos liberando H2, embora o
berílio reaja lentamente. O berílio se torna “passivo” quando na presença de HNO3
concentrado, isto é, não reage. Isso ocorre porque o HNO3 é um forte agente
oxidante, que leva á formação de uma fina película de oxido sobre a superfície do
metal, protegendo-o de um posterior ataque pelo ácido. O berílio é anfótero, pois
também reagem com NaOH, formando H2 e berilato de sódio.
Mg, Ca, Sr e Ba não reagem com o NaOH, sendo tipicamente básicos. Essas
reações ilustram o caráter básico crescente dos elementos, ao descer pelo grupo
dos metais alcalinos terrosos.
Mg+2HClMgCl2 + H2
Be +2NaOH +2H2O Na2[Be(OH)4] + H2 ou NaBeO2. 2H2O + H2
Sulfatos
A solubilidade dos sulfatos em água diminui ao descer pelo grupo dos metais
alcalinos terrosos: Be>Mg>Ca>Sr>Ba. Assim, BeSO4 e Mg SO4 são solúveis, mas o
CaSO4 é pouco solúvel, enquanto que os sulfatos de Sr, Ba, e Ra são praticamente
insolúveis. As solubilidades muito maiores do BeSO4 e do Mg SO4 são decorrentes
das elevadas entalpias de solvatação dos íons Be2+ e Mg2+, bem menores que os
demais. O sal de espom, Mg SO4.7H2O, é usado como laxante suave. O sulfato de
cálcio pode existir como hemihidratado, CaSO4.1/2H2O, importante na construção
civil como “gesso de Paris”.
Todos o sulfatos do grupo dos metais alcalinos terrosos se decompõem por
aquecimento formando óxidos:
MgSO4 + calor MgO +SO3
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Analogamente ao comportamento térmico dos carbonatos, quanto mais básico for o
metal mais estável será ao sulfato. Isso é evidenciado pelas temperaturas de decomposição dos
sulfatos.
Substância BeSO4 MgSO4 CaSO4 SrSO4
Temperatura de decomposição 500ºC 895ºC 1149ºC 1374ºC
Tabela G - Temperaturas de decomposição de alguns compostos de metais alcalino-terrosos.
O aquecimento dos sulfatos com C reduzem a sulfetos. A maioria dos compostos
de bário é obtida a partir do sulfeto de bário.
BaSO4 + 4CBaS +4CO
Os elementos do grupo dos metais alcalinos terrosos também formam percloratos,
MClO4, com estruturas muito semelhantes às dos sulfatos: o íon SO42-. Contudo, eles
são quimicamente diferentes, pois os percloratos são agentes oxidantes fortes. O
perclorato de magnésio é usado com agente secante conhecido como “anidrona”. A
anidrona não deve ser usada com materiais orgânicos, porque é um forte agente
oxidante, e um contato acidental com materiais orgânicos poderia provocar uma
explosão.(1)
Objetivos
Observar as características e o comportamento dos metais alcalino-terrosos e seus
compostos em reações químicas.
4 - Procedimento experimental
a) Materiais Utilizados
- Magnésio em aparas;
- Água destilada;
- Fenolftaleína;
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- Pinça de madeira;
- Tubos de ensaio;
- Solução de ácido clorídrico;
- Bico de Bunsen;
- Carbonato de cálcio;
- Espátula;
- Béquer;
- Cloreto de magnésio;
- Hidróxido de sódio;
- Cloreto de amônio;
- Cloreto de Cálcio;
b) Procedimento
Propriedades Redutoras do Magnésio.
Primeiramente pegou-se dois tubos de ensaio e no primeiro tubo adicionou-se uma
pequena quantidade de água e no segundo adicionou-se uma pequena quantidade
de acido clorídrico.
Foram adicionados aos dois tubos pequenos pedaços de fitas de magnésio.
Logo após levou-se o primeiro tubo contendo água e fita de magnésio a chama do
bico de Bunsen.
Preparação do MgO e do Mg(OH)2.
Pegou-se pedaços de fita de magnésio com a ajuda de uma pinça metálica e levou-
se as fitas de magnésio a chama do bico de bunsen.
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Foram coletados os produtos resultantes da queima da fita de magnésio e
colocados em um tubo de ensaio contendo uma pequena quantidade de água.
Adicionou-se algumas gotas de fenolftaleína ao tubo com a solução de água e fitas
de magnésio.
Ação de ácidos sobre o carbonato de cálcio.
Adicionou-se em um tubo de ensaio a quantidade aproximada de 0,5 g de
carbonato de cálcio (CaCO3).
No tubo de ensaio contendo o carbonato de cálcio adicionou-se uma pequena
quantidade de ácido clorídrico.
Obtenção do hidróxido de magnésio e sua dissolução em ácido e sal de
amônio.
Separou-se dois tubos de ensaio em cada um deles foram adicionados
aproximadamente 2 ml de MgCl2 e 4 gotas de NaOH, fazendo comque houvesse
formação de precipitado. Então, ao primeiro tubo foram adicionadas 6 gotas de HCl,
e ao segundo tubo foram adicionadas 12 gotas de NH2Cl, até que o precipitado
solubilizasse completamente novamente.
Após este procedimento, foram adiconadas algumas gotas de fenolftaleína no tubo
2 para confirmação da reação de formação de um hidróxido.
Ação da solução de amônia sobre sais de magnésio em presença e em
ausência de sais se amônio.
Primeiramente, adicionou-se 1ml de solução de NH4OH 3,76 mol/L a dois tubos.
Ent]ap, adicionou-se ao tubo 1 4 ml de solução de HCl 2 mol/L, e ao tubo 2, 4 ml de
H2O. Após, foram adicionados 2 ml de solução de MgCl2 0,25mol/L aos dois
tubos,observando-se as transformações ocorridas.
Solubilidade comparativa de sulfato de metais alcalino-terrosos.
Foram separados e numerados 4 tubos de ensaio, e a eles foram adicionados 2 ml
de solução de cloretos de metais alcalino-terrosos, na seguinte ordem:
TUBO 1 – MgCl2
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TUBO 2 – CaCl2
TUBO 3 – SrCl2
TUBO 4 – BaCl2
Em seguida,foram adiconados 2 ml de solução de H2SO4 concentrado a cada tubo,
observando-se a formação ou não de precipitado. Após, foram adicionadas 10 gotas
de (NH4)2SO4 aos tubos onde houve a formação de precipitado, observando-se as
tranformações ocorridas.
Cromatos de metais alcalino-terrosos
Foram separados e numerados três tubos de ensaio, e foram adicionados a estes
tubos cloretos de metais alcalino-terrosos, na seguinte ordem:
TUBO 1 – CaCl2
TUBO 2 – SrCl2
TUBO 3 – BaCl2
Em seguida, foi adicionado 1 ml de solução de K2CrO4, observando-se as
transformações ocorridas nas soluções. Após, foram adicionadas 20 gotas de
CH3COOH aos tubos onde houve precipitação, observando-se novamente as
transformações ocorridas.
Síntese do hidróxido de estrôncio
Primeiramente, foram calculadas as massas de reagentes necessárias para a
realização do experimento, seguindo-se as especificações da apostila, que
indicavam que a reação teria que ser calculada considerando-se um rendimento da
reação de 65%, resultando em 2g de hidróxido de de estrôncio octahidratado, e
também considerando-se que a massa de NaOH utilizada deveria ser 20% maior do
que a quantidade estequiométrica. Desta forma, pesou-se 2,452g de Sr(NO3)2, com
os quais preparou-se uma solução saturada, com 5,6 ml de água, conforme a
solubilidade deste sal encontrada no Merck Index. Pesou-se também 1,112g de
NaOH, os quais foram dissolvidos no triplo de água suficiente para solubilizar
completamente a amostra, correspondendo a 6,6 ml de água. Misturou-se então as
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duas soluções, a fim de provocar a reação e formar o hidróxido de estrôncio
octahidratado.
Obtendo-se o precipitado formado pelo hidróxido de estrôncio octahidratado, o
sistema foi filtrado à vácuo, para separar o hidróxido. Após a filtração, a amostra foi
secada e pesada, e a partir da massa obtida, calculou-se o rendimento da reação.
Resultados e Discussão
1 - Propriedades redutoras do Mg.
Ao adicionar-se as aparas de magnésio em água, nota-se a formação de pequenas
bolhas, decorrentes da reação resultando na liberação de hidrogênio gasoso. Com o
aquecimento, nota-se que a formação de bolhas é muito mais rápida, demonstrando
que o magnésio reage mais rápido em água quente. A reação ocorre em duas
etapas, por estar em meio aquoso, e pode ser descrita por:
Mg(s) + H2O(l) → MgO(aq) + H2(g) ↑
MgO(aq) + H2O(l) → Mg(OH)2(s) ↓
Como a concentração de Mg(OH)2 é muito baixa, visto que apenas uma pequena
parte do magnésio metálico reage por a reação ocorrer de forma lenta, não é
possível observar a formação do precipitado.
Quando se adiciona as aparas de magnésio no ácido clorídrico, a reação ocorre de
forma muito mais rápida, causando grande efervescência, com liberação de gás com
odor característico de hidrogênio e nota-se o aquecimento do sistema. A reação
ocorrida pode ser descrita por:
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Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) ↑
A diferença da velocidade e também na liberação de calor durante a reação se
deve a diferenças de eletronegatividade entre o oxigênio e o cloro ligados ao
hidrogênio e à diferenças de energia reticular dos compostos formados. Como o
oxigênio é mais eletronegativo, atrai mais fortemente o hidrogênio sendo mais difícil
deslocá-lo do que quando está ligado ao cloro, que é menos eletronegativo do que o
oxigênio. Desta forma, a reação com o cloro é facilitada, e, portanto, ocorre de forma
mais rápida. Quanto à energia liberada, o aquecimento durante a formação do MgCl2
se deve à maior energia reticular em relação à energia reticular do MgO e do
Mg(OH)2.
Nas duas reações percebe-se que o magnésio atua como agente redutor,
oxidando-se e tendo variação de nox de 0, no estado sólido, para 2+, na forma de
cloreto, enquanto que o hidrogênio reduz, alterando seu nox de -1, na forma de
cloreto, para 0 na forma gasosa.
4.2 - Preparação do MgO e do Mg(OH)2
Ao aquecer-se a apara de magnésio na chama, tem-se a formação do óxido de
magnésio, pela reação do magnésio metálico com o oxigênio presente no ar, em
uma reação endotérmica (é necessário fornecer calor para que a reação ocorra).
Também observa-se um brilho intenso, devido à liberação de parte da energia
recebida durante o aquecimento em forma de radiação eletromagnética.
Após a reação, nota-se a formação de uma camada de uma substância em forma
de pó branco em torno de toda a apara, caracterizado pela formação do óxido, que é
a própria substância branca. A reação ocorrida é:
Mg(s) + O2(g) MgO(s)
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Quando se adiciona água no tubo onde a apara contendo o óxido de magnésio, há
a formação do hidróxido, Mg(OH)2, pela reação:
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
Para confirmar a formação do hidróxido, se adicionou algumas gotas de
fenolftaleína, que indicou a presença de uma substância básica, pela coloração
vermelha apresentada (apesar de ter solubilidade muito baixa, uma pequena parte
do Mg(OH)2 solubiliza, e a presença de íons OH- pode ser detectada em solução).
4.3 - Ação dos ácidos sobre o carbonato de cálcio.
Quando se adicionou ácido clorídrico ao carbonato de cálcio sólido, observou-se a
formação de bolhas com grande efervescência. Isto ocorre devido á reação entre os
compostos, que produz como um dos produtos o gás carbônico:
CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g)↑
Observa-se que o sistema final tem aspecto branco leitoso, porque mesmo que o
cloreto de cálcio seja um sal extremamente solúvel, não há água suficiente para
solubilizar todo o sal formado.
4.4 - Obtenção do hidróxido de magnésio e sua dissolução em ácido e sal de
amônio.
Quando se adicionou 2 ml de solução de MgCl2 0,25 mol/L e 4 gotas de NaOH,
houve formação de precipitado, hidróxido de magnésio, devido à reação:
MgCl2(aq) + 2NaOH((aq) → Mg(OH)2(s)↓ + 2NaCl(aq)
No tubo 1, ao qual se adicionou 6 gotas de solução de HCl 2 mol/L, houve a
dissolução de todo o precipitado, devido à reação ocorrida entre o Mg(OH)2 e o HCl:
Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
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No tubo 2, ao qual se adicionou 12 gotas de NH4Cl 2 mol/L, também houve total
dissolução do precipitado, devido à reação ocorrida entre o Mg(OH)2 e o NH4Cl:
Mg(OH)2(s) + 2NH4Cl(aq) → MgCl2(aq) + 2NH4OH(aq)
Como tanto o MgCl2 e o NH4OH são solúveis em água, não há a formação de novo
precipitado. No tubo 2, há a confirmação da formação de um hidróxido solúvel pela
adição de algumas gotas de fenolftaleína, indicando uma coloração rosa
característica da presença de hidroxilas com este indicador.
4.5 - Ação da solução de amônia sobre sais de magnésio em presença e em
ausência de sais de amônio.
Ao adicionar-se substâncias diferentes a 1 ml de solução de NH4OH 3,76 mol/L, há
processos diferentes também. Na adição de 4 ml de NH4Cl 2 mol/L ao tubo 1, a
concentração de íons Cl- aumentou, enquanto que no tubo 2, onde houve adição de
água, o NH4OH apenas ficou mais diluído. Quando se adiciona 2 ml de solução de
MgCl2 0,25 mol/L aos dois tubos, no tubo 1, o sistema permanece incolor, sem
formação de precipitado, enquanto no tubo 2, forma-se um precipitado
esbranquiçado.
Isso ocorre porque, no tubo 2, a reação ocorrida pode ser escrita por:
NH4OH(aq) + H2O(l) → NH4OH(aq) (não há reação, apenas diluição)
2NH4OH(aq) + MgCl2(aq) → 2NH4Cl(aq) + Mg(OH)2(s)↓
O precipitado formado é o hidróxido de magnésio, insolúvel em água.
Já no tubo 2, há íons comuns nas substâncias adicionadas, o íons amônio e o íons
cloreto. O efeito do íon comum faz com que a ocorrência de reações seja
desfavorecida, e, portanto, não há reação entre as substâncias. Como todas as
substâncias adicionadas são solúveis, elas permanecem solubilizadas, não havendo
formação de precipitado (mesmo porque não há reação química).
21
4.5 - Solubilidade comparativa de sulfatos de metais alcalino-terrosos.
A tabela a seguir apresenta os resultados obtidos na adição de solução de H2SO4 à
soluções de cloretos de metais alcalino-terrosos:
Cloreto de metal alcalino-terroso Características observadas na adição de H2SO4
MgCl2 Levemente esbranquiçado
CaCl2 Solução incolor
SrCl2 Precipitado branco no fundo
BaCl2 Precipitado branco com aspecto leitoso
O tubo onde continha MgCl2, após a adição de H2SO4, apresentou somente uma
coloração levemente esbranquiçada. Isto não deveria ter ocorrido, pelo menos não
devido aos produtos formados pela reação entre o MgCl2 e o H2SO4:
MgCl2(aq) + H2SO4(aq) → 2HCl(aq) + MgSO4(aq)
Como o MgSO4 é um sal solúvel, não deveria haver formação de precipitado.
Então, a mudança de coloração na solução deve-se a algum resíduo contido no tubo
antes mesmo do experimento ser realizado.
No segundo tubo, onde havia solução de CaCl2, não há formação de precipitado,
porque o sal formado é bastante solúvel:
CaCl2(aq) + H2SO4(aq) → 2HCl(aq) + CaSO4(aq)
No terceiro tubo, há a formação de precipitado, pois o sal formado é bastante
insolúvel:
SrCl2(aq) + H2SO4(aq) → 2HCl(aq) + SrSO4(s)↓
No quarto tubo, também ocorre o mesmo processo; forma-se um sal insolúvel, e
que, portanto, precipita:
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BaCl2(aq) + H2SO4(aq) → 2HCl(aq) + BaSO4(s)↓
Adicionando-se solução de (NH4)2SO4 às soluções em que houve formação de
precipitado, há um aumento no íon sulfato, comum aos dois sais, e isto favorece e
completa a precipitação dos dois sais já precipitados.
4.6 - Cromatos de metais alcalino-terrosos
Ao reagir compostos de metais alcalino-terrosos com cromato de potássio, obteve-se os seguintes
resultados:
Sal de metal alcalino-terrosoCaracterísticas observadas após a adição de
solução de K2CrO4
CaCl2 Não há precipitação, solução amarela
SrCl2 Há formação de precipitado amarelo
BaCl2 Há formação de precipitado amarelo
As reações ocorridas são:
CaCl2:
CaCl2(aq) + K2CrO4(aq) → CaCrO4(aq) + 2KCl(aq)
SrCl2:
SrCl2(aq) + K2CrO4(aq) → SrCrO4(s)↓ + 2KCl(aq)
BaCl2:
BaCl2(aq) + K2CrO4(aq) → BaCrO4(s)↓ + 2KCl(aq)
Nota-se que na primeira reação os produtos formados são solúveis, portanto, não
há formação de precipitado. Já nas duas reações seguintes, há a formação de
precipitado porque o cromato de metal alcalino-terroso formado é insolúvel, já que,
como os íons envolvidos são muito grandes, é necessária uma energia de
hidratação muito grande para que eles se solubilizem, e a energia de hidratação não
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supera a ligação entre os íons, já que como os cátions e o ânion são grandes, ficam
estabilizados.
Com a adição de 20 gotas de solução de ácido acético aos tubos onde ocorreu
precipitação, há maior precipitação, deixando o precipitado bem depositado no fundo
do recipiente. Ocorre uma reação neste processo, formando acetatos de metais
alcalino-terrosos, que também são insolúveis:
BaCrO4(s) + 2CH3COOH(aq) → Ba(CH3COO)2(s)↓ + H2CrO4(aq)
SrCrO4(s) + 2CH3COOH(aq) → Sr(CH3COO)2(s)↓ + H2CrO4(aq)
4.7 - Síntese do hidróxido de estrôncio.
Para realizar esta etapa do experimento, foi necessário determinar a reação que
iria ocorrer e as quantidades de reagentes necessárias para se obter 2g de Sr(OH)2 .
8H2O considerando-se que o rendimento seria de 65%:
Sr(NO3)2 + 2NaOH + 8H2O → Sr(OH)2.8H2O + 2NaNO3
Calculando-se as massas molares das substâncias envolvidas, foi possível calcular
as massas dos reagentes necessárias:
Substância Massa molar
Sr(NO3)2 211,62 g/mol
NaOH 40 g/mol
Sr(OH)2.8H2O 265,62 g/mol
Considerando que, com rendimento de 65% a massa final obtida seria de 2g, calculou-se a massa teoricamente obtida com rendimento de 100%:
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65% ----------------- 2g
100% ---------------- x
65 x = 2 . 100
65 x = 200
x = 200 / 65
x = 3,077g
Desta forma, se 211,62g de Sr(NO3)2 formam 265,62g de Sr(OH)2.8H2O, a massa
de nitrato de estrôncio necessária para se obter 3,077g de hidróxido de estrôncio
octahidratado foi:
211,62g Sr(NO3)2 ----------------- 265,62g Sr(OH)2.8H2O
x ------------------------------------- 3,077g Sr(OH)2.8H2O
265,62 x = 211,62 . 3,077
265,62 x = 651,15
x = 651,15 / 265,62
x = 2,45g
E a massa de NaOH necessária para se obter esta massa de Sr(OH)2.8H2O, visto
que são necessários 80g de NaOH para se obter 265,62g de Sr(OH)2.8H2O, é:
80g NaOH ---------------------- 265,62g Sr(OH)2.8H2O
x ------------------------------------ 3,077g Sr(OH)2.8H2O
265,62 x = 80 . 3,077
265,62 x = 246,16
x = 246,16 / 265,62
x = 0,927g
Porém, de acordo com o procedimento, a massa de NaOH utilizada teria que ser
20% maior do que a quantidade estequiométrica. Portanto, a massa utilizada foi:
0,927g -------------------- 100%
x ---------------------------- 120%
100 x = 120 . 0,927
100 x = 111,24
x = 111,24 / 100
x = 11,1g
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Consultando o Merck Index, constatou-se que a solubilidade do NaOH, a 25ºC,
aproximadamente a temperatura em que foi realizado o experimento, é de
50,8g/100ml de água. Assim, para adicionar uma quantidade 3 vezes maior,
conforme o procedimento recomendado, o volume de água necessário foi:
50,8g NaOH ---------------- 100ml H2O
1,11g NaOH -------------------- x
50,8 x = 100 . 1,11
50,8 x = 111
x = 111 / 50,8
x = 2,19 ml
3 . 2,19 ml = 6,57 ml
Da mesma forma, consultou-se o Merck Index para verificar a solubilidade do
Sr(NO3)2 para saber a quantidade de água necessária para preparar uma solução
saturada com a massa de nitrato pesada previamente. Como a solubilidade deste
composto é de 44,2g/100ml de água, o volume de água necessário para dissolver
completamente a massa de Sr(NO3)2 foi:
44,2g Sr(NO3)2 ---------------- 100ml H2O
2,45g Sr(NO3)2 -------------------- x
44,2 x = 100 . 2,45
44,2 x = 245
x = 245 / 44,2
x = 5,54 ml
Misturando-se as duas soluções, de hidróxido de sódio e de nitrato de estrôncio,
obteve-se um precipitado branco, de aspecto gelatinoso e bastante espesso,
constituído pelo hidróxido de estrôncio octahidratado. Após a filtração à vácuo e a
secagem deste precipitado, a massa final obtida foi de 1,002g.
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Como a massa de Sr(OH)2.8H2O obtida com rendimento de 65% seria de 2g, o
rendimento da reação, formando 1,002g de Sr(OH)2.8H2O foi:
65% ------------- 2g
x ----------------- 1,002g
2 x = 65 . 1,002
2 x = 65,13
x = 65,13 / 2
x = 32,57%
Conclusões
A partir destes experimentos, pode-se concluir que os metais alcalino-terrosos são
bastante reativos, e a solubilidade dos seus compostos, de forma geral, diminui
conforme aumenta o raio atômico, com exceção dos hidróxidos. Por serem bastante
reativos e tenderem a perder elétrons, atuam como agentes redutores. Reagem com
água formando bases, e com o oxigênio formando óxidos. Reagem de forma
altamente espontânea na presença de compostos que tenham hidrogênio como
cátion, como os ácidos, por exemplo.
Referências
LEE. J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução de Henrique E. Toma.
São Paulo: Edgard Blücher, 1999.
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