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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).

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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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