UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ ENGENHARIA QUÍMICA
DANILO CORDEIRO BRESSAN GIOVANNA HAYSSA LUCAS RODRIGUES DA SILVA
VANESSA CORSINI
PRÁTICA : PROPRIEDADES DOS METAIS ALCALINOS TERROSOS RELATÓRIO
PONTA GROSSA
2013
1. INTRODUÇÃO
1.1 Metais Alcalinos Terrosos
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 oxissais (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.
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 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.
Elementos Raio 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 fusão (⁰C)
Pontos de ebulição (⁰C)
Elementos Pontos de fusão (⁰C)
Pontos de 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
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 Pauling
1º 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.
• 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.
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, Mg2+ІMg -2,37, Ca2+ІCa -2,87, Sr2+ІSr -2,89, Ba2+ІBa -2,91, Ra2+ІRa -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.
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
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+2HCl→MgCl2 + 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 MgSO4 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 MgSO4
são decorrentes das elevadas entalpias de solvatação dos íons Be2+ e Mg2+, bem menores que os demais. O sal de espom, MgSO4.7H2O, 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
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 + 4C→BaS +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.
2. DESENVOLVIMENTO
Primeiramente cortamos 0,5 cm de uma fita de Mg e a lixamos. Após isso colocamos essa fita em um béquer de 50 mL contendo 20 mL de água, e adicionamos algumas gotas de fenolftaleína, e após a agitação com um bastão de vidro, deixamos em repouso e observamos a desintegração da fita e o desprendimento de um gás, que pela equação a seguir nos é dado que a reação do Mg com a água deu formação ao hidróxido de magnésio e a liberação de hidrogênio gasoso.
( ) ( ) ( ) ( ) ( )
Em seguida, preparamos em seis béqueres de 50 mL, 25 mL das soluções de:
NaOH, Na2SO4, MgCl2, CaCl2, SrCl2 e BaCl2. Identificando a solução presente em cada béquer.
Então, colocamos 1 mL de solução do MgCl2 em um tubo de ensaio, e realizamos o mesmo procedimento para as soluções de CaCl2, SrCl2 e BaCl2. Nesses quatro tubos de ensaio colocamos 1 mL de solução de hidróxido de sódio, reações que podem ser observadas a seguir.
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( ) ( ) ( )
Conforme observado houve formação de apenas um precipitado, o hidróxido de magnésio e um coloide (hidróxido de cálcio) na segunda reação; como produto de todas as reações tivemos o cloreto de sódio.
Em sequência ao experimento redistribuímos novamente 1 mL das soluções de MgCl2, CaCl2, SrCl2 e BaCl2 em novos tubos de ensaio. E adicionamos agora, sulfato de sódio. As reações que se seguiram podem ser observadas a seguir.
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
Houve formação de precipitado no terceiro e quarto tubos, sendo respectivamente o SrSO4 e BaSO4.
3. QUESTÕES
1. Os resultados dos experimentos dos itens 5 e 6 devem sugerir quais são os produtos da reação entre cálcio e água. Explique esses resultados e escreva a equação dessa reação.
Ao aproximar uma chama à parte superior do tubo de vidro durante a reação ouviu-se um estouro e uma chama luminosa, pois o elemento cálcio reage violentamente com água produzindo gás hidrogênio. Ao adicionar algumas gotas de fenolftaleína ao conteúdo do béquer após a reação, a solução ficou rosa, pois ocorreu a formação de óxido de cálcio.
Ca(s) + H2O(l)→ CaO(aq) + H2(g)
2. Escreva a equação da reação de magnésio com água.
Mg(s) + H2O(l)→ Mg(OH)2(aq) + H2(g)
3. Qual dos metais alcalino-terrosos estudados é mais reativos? Suas observações estão consistentes com os dados mostrados no Quadro 2.2? Justifique.
O metal alcalino-terroso mais reativo é o Bário. A ocorrência de reações de oxirredução depende da reatividade dos metais, isto é, a tendência de doar elétrons,
