Metais Alcalino Terrosos

Metais Alcalino Terrosos

1. Grupo IIA

1.1. Metais Alcalino Terrosos

Os Metais Alcalino-Terrosos são os elementos químicos do 2º grupo (2A) da tabela periódica, formando uma família ou uma série química, e são os seguintes: Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba), Rádio (Ra).

 São mais duros e mais densos que os metais alcalinos, fundindo-se a temperaturas mais altas. São menos reactivos que os metais alcalinos, sendo o berílio e o magnésio os menos reactivos deste grupo. Possuem tendência de perder os 2 electrões mais externos e formar íons. [Brown, 2005]

                    

Os elementos deste grupo nunca se encontram em estado metálico na natureza. podem ser preparados pela electrólise de seus hálitos no seu estado fundido, porém a maneira mais conveniente de preparar pequenas quantidades de outros metais alcalinos terrosos é por meio da redução de seus óxidos por metais redutores disponíveis. (Mahan, 1995)

O nome alcalino-terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Possuem propriedades básicas (alcalinas). Apresentam eletronegatividade menor ou igual a 1,3 segundo a escala de Linus         Pauling. Este valor tende a crescer no grupo de baixo para cima. São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogéneos para formar sais iónicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os (metais alcalinos) para formar hidróxidos fortemente básicos. são todos sólidos.

Todos apresentam dois electrões no seu último nível de energia (em subnível S), com tendência a perdê-los transformando-se em íons bipositivos. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade cresce no grupo de cima para baixo, sendo o m+enos electropositivo, o berílio. a reactividade dos metais alcalinos-terrosos tende a crescer no mesmo sentido. (wikipédia, 2009)

1.2. Estrutura Electrónica

Todos os elementos do grupo dois possuem dois electrões s no nível electrónico mais externo. Ignorando os níveis internos preenchidos, as suas estruturas electrónicas podem ser representadas como

             

1.3. Configuração Electrónica

Os metais alcalino-terrosos apresentam configuração electrónica terminada em n, ou seja, possuem dois elétrons na camada de valência.

1.4. Tamanho dos Átomos e Ions

Os elementos do grupo IIA são grandes, mas menores que os correspondentes elementos do grupo IA, pois a carga adicional no núcleo atrai mais fortemente os electrões. Analogamente também os íons são grandes, mas são menores que os do grupo IA, especialmente porque a remoção de dois electrões aumenta a carga efectiva. O raio atómico aumenta ao descer no grupo e os pontos de fusão e ebulição diminuem.

O aumento do número atómico é directamente proporcional ao tamanho dos átomos (maior raio) e a carga nuclear efectiva é a mesma para todos os elementos do grupo (no estado neutro).

1.5. Energias de Ionização

A energia de ionização para o Be é alta, e seus compostos são tipicamente covalentes. O Mg também forma alguns compostos covalentes. Contudo, os compostos formados por Mg, Ca, Sr e Ba são predominantemente divalentes e iónicos. Como os átomos são menores que os do grupo ia, os electrões são ligados mais firmemente ao núcleo, e a energia necessária para remover o primeiro elétron (primeira energia de ionização) é maior que no grupo IA. A segunda energia de ionização, em relação à primeira, é quase o dobro do seu valor, porque com um elétron a menos, a carga efectiva do núcleo aumenta. No entanto, o fato de se formarem compostos iônicos mostra que a energia liberada quando se forma o retículo cristalino compensa a energia gasta para produzir os íons .

Os metais alcalino-terrosos, quando em estado de vapor, permanecem sob a forma de átomos, e não de moléculas diatómicas, como ocorre nos metais alcalinos. isso acontece porque os elementos do grupo IIA possuem o último orbital S completo com dois electrões, o que não permite a formação de uma ligação covalente. Seria necessário promover um desses electrões para um orbital P, de modo que se pudesse estabelecer as duas ligações - uma sigma e uma Pi. no entanto, a energia gasta nesse processo seria mais elevada do que a energia liberada na formação das ligações. por isso os electrões permanecem emparelhados.

1.6. Estrutura Cristalina

Os metais alcalino-terrosos têm cor branco prateada. Eles possuem dois electrões de valência que podem participar das ligações, o que leva a uma maior eficiência da ligação e, consequentemente, uma maior dureza do metal e uma maior energia de coesão. Além disso, o menor tamanho dos átomos gera uma ligação mais curta, e, por isso, mais forte.

Mas apesar disso, os metais do grupo IIA ainda são relativamente moles.

 

1.7. Densidade, Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição

Como os átomos dos metais alcalino-terrosos (IIA) possuem maior massa atómica e são menores que os dos metais alcalinos (IA), os elementos do grupo IIA têm densidades maiores que os do grupo IA. A energia de coesão dos átomos dos metais alcalino-terrosos é maior que a dos metais do grupo IA, fazendo com que os valores dos pontos de fusão e ebulição sejam maiores do que os destes últimos. O ponto de fusão varia dentro do grupo de modo irregular, devido às diferenças entre as estruturas cristalinas que cada metal assume:

§  Be e Mg - Hexagonal compacta;

§  Ca e Sr - Cúbica de face centrada;

§  Ba - Cúbica de corpo centrado;

1.8. 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 halogéneos e oxigénio, situados a direita da tabela periódica, a diferença de eletronegatividade será grande e os compostos formados serão iónicos.

A eletronegatividade do Be é maior do que os demais elementos. O Be exibe a maior diferença de eletronegatividade de todos os compostos de berílio com o maior carácter iônico. Todavia, o Be fundido apresenta uma baixíssima condutividade, sendo considerado um composto covalente.

1.9. Cor dos Compostos

Assim como os íons dos metais alcalinos, os íons dos metais alcalino-terrosos apresentam configuração electrónica de gás nobre, e é muito difícil promover transições electrónicas nesse estado. por isso, a todos os compostos de do grupo IIA são incolores, a não ser que o ânion seja colorido.

1.2.1. Energias de Hidratação

As energias de hidratação dos íons do grupo IIA são cerca de quatro vezes maior que as dos íons do grupo IA. Isso se deve ao menor tamanho e à maior carga, e o valor de DH hidr decresce de cima para baixo no grupo, à medida que aumenta o tamanho dos íons. Como são cátions menores e de maior carga, geram um campo elétrico maior, que envolve maior quantidade de moléculas de água.

 

1.2.2. Solubilidade e Energia Reticular

A solubilidade da maioria dos sais decresce com o aumento da massa atómica do elemento, embora se observe uma tendência inversa com os fluoretos e hidróxidos deste grupo. as energias reticulares são muito maiores que os valores dos correspondentes do grupo ia, por causa do efeito do aumento da carga.

3. Berílio ( Be )

3.1. Histórico:

O berílio foi descoberto em 1828, por Wöhler e Bussy.

3.2. Ocorrência Natural:

O berílio é encontrado primcipalmente sob a forma de um mineral chamado berilo - Be. O tipo mais comum de berilo - A água marinha - é encontrada principalmente no brasil.

                                   

3.3. Propriedades Físico-químicas

O berílio é um metal tão duro que corta o vidro. É um elemento muito tóxico - o óxido liberado na sua combustão, se respirado, pode produzir, mesmo em quantidades inferiores a um miligrama, um envenenamento mortal - a Berilose. Esta não se manifesta imediatamente, podendo mesmo aparecer anos depois. Em água, os sais de berílio sofrem extensa hidrólise, com a formação de uma série de hidroxo-complexos de estrutura ainda desconhecida. adicionando uma base a essas soluções, os complexos se rompem e dão origem ao íon Berilato - Be.

Muitos sais de Berílio contêm o íon hidratado BeO em vez de  , sendo o íon hidratado um complexo tetraédrico. A formação de um complexo hidratado aumenta o tamanho efectivo do Berílio, distribuindo assim a carga sobre uma área maior. são conhecidos compostos iónicos estáveis como.

Os sais de berílio são ácido quando dissolvidos em água pura, por causa da hidrólise dos íons hidratados, que originam prótons em solução:

3.4. Utilização

Em liga com o cobre, é usado na fabricação de molas de grande resistência, como os geofones para o estudo dos terramotos artificiais. Por ser muito leve, é excelente para a construção de mísseis e outros objectos espaciais. Também é utilizado na fabricação de reactores nucleares pela propriedade que seu núcleo tem de não absorver neutrões.

4. Magnésio ( Mg )

4.1. Histórico:

O magnésio foi isolado em 1808 por Humphry Davy.

4.2.Ocorrência Natural:

 O magnésio é encontrados na natureza como cloreto (na água do mar) e em diversos minerais:

§  Magnesita

§  Dolomita

§  Carnali

§  Brucita

4.3. Extracção e Obtenção:

E extracção do magnésio da água do mar responde pela maior parte de sua produção industrial. Nesse processo, o magnésio é precipitado como hidróxido - Mg(OH) - pela adição de óxido de cálcio (CaO). Em seguida o hidróxido é filtrado e tratado com ácido clorídrico, produzindo o cloreto de magnésio. Este, depois de seco e misturado com outros sais (para que seu ponto de fusão abaixe) é fundido e submetido a uma redução electrolítica.

4.4. Propriedades Físico-químicas

Quando exposto ao ar, o magnésio oxida-se facilmente e, em estado finamente dividido, queima no ar com uma chama intensa, rica em raios ultravioleta. O magnésio é um grande agente redutor e reage com vários ácidos, produzindo hidrogénio. Não é atacado por bases e só a quente desloca o hidrogénio da água.

4.5. Utilização

Entre os sais de magnésio, os mais usados são o sulfato, o cloreto e o carbonato. o primeiro, conhecido como sal de Epson , é utilizado na agricultura, como fertilizante. diferentemente dos outros sulfatos de metais alcalino-terrosos, o MgS dissolve-se facilmente na água. o cloreto de magnésio, misturado com igual quantidade de óxido de magnésio, fornece uma pasta bastante dura, usada na preparação do cimento portland. Quando as partes misturadas estão na proporção de 5 para 1 (5 MgO / 1  a pasta conduz a um outro tipo de cimento - o chamado cimento sorel.

O carbonato de magnésio produz, por calcinação o óxido - MgO - um pó branco de elevado ponto de fusão (3000º C) usado como laxativo e na preparação de revestimentos refractários. Outra classe de compostos importantes de magnésio são as séries organo-metálicas, de fórmula geral RMgX, onde R é um grupo alquil ou aril e X é um halogéneo.

Tais compostos são usados na preparação de silicones (compostos orgânicos de silício), na obtenção de aldeídos, ácidos carboxílicos e outras substâncias orgânicas.

5. Cálcio ( Ca )

5.1. Histórico

O cálcio elementar foi obtido em 1808 por Bavy e Berzelius.

5.2. Ocorrência Natural

N cálcio ocorre na natureza sob diversas formas minerais:

§  Calcita e Aragonita: 

§  Dolomita

§  Gipsita

§  Fosforita

§  Fluorit

         

5.3. Propriedades Físico-químicas

Queima no ar com uma chama de coloração avermelhada, todavia, bastam impurezas de sódio, estrôncio e bário para mascarar essa cor. Combina-se com o oxigénio do ar para formar o óxido (CaO). Também pode-se obter o óxido de cálcio a partir da decomposição térmica do carbonato

O óxido, reagindo com água, produz o hidróxido:

O hidróxido pode reagir com co2 , produzindo o carbonato:

Da electrólise do óxido de cálcio resulta o carbeto (cac 2 ), conhecido como carbureto, e este, reagindo com a água, produz o acetileno:

Insolúvel em água, o carbonato dissolve-se desde que esta contenha dióxido de carbono. Como na atmosfera existe aproximadamente 0,04% de , praticamente todas as águas superficiais são soluções de gás carbónico.

Na água utilizada industrialmente, a presença de íons cálcio e magnésio provoca incrustações em caldeiras e tubulações e, em consequência, a sua rápida deterioração. É muito importante conhecer o teor desses íons na água: quando em quantidades acima de certos valores, fazem com que a água seja classificada como dura. Alguns dos inconvenientes de uma água dura podem ser constatados na experiência diária, por exemplo, a emulsão de sabões nessa água forma pouca espuma. é que a presença de sais de cálcio e magnésio provoca reacções entre o sabão e os íons, produzindo sais orgânicos (os sabões geralmente são sais alcalinos de ácidos graxos, especialmente o estearato e o palmitato de sódio).

A perda de sabão nas reacções com os íons  e  acaba onerando o custo industrial a um ponto quase intolerável. Além disso, os sais insolúveis formados nessas reacções depositam-se sobre as paredes das caldeiras, reduzindo seu tempo de vida útil.

O mais rápido método de determinação da dureza baseia-se no emprego do sal sódico do ácido etileno diaminotetracético (EDTA), que dá complexos solúveis com os íons  e  usando indicadores adequados, pode-se titular as quantidades desses íons presentes na água. A água é tamponada com cloreto de amónio e hidróxido de amónio, até atingir um Ph = 10.

 A seguir adiciona-se o indicador negro de eriocromet, que, nesse ph, tem coloração azul. Em presença de íons cálcio e magnésio, dá uma coloração vermelho-vinho, em virtude da formação de complexos. Adiciona-se então a solução de sal de EDTA, que se combina com os íons cálcio e magnésio presentes, destruindo os sais formados pelo indicador com os metais. O indicador readquire, assim, sua coloração azul, que corresponde à sua forma livre.

Como a reacção é reversível, o gesso passa a gipsita ao adquirir água, com expansão de volume, e sendo por isso empregado em moldagens.

5.4. Utilização

O fosfato de cálcio é usado como fertilizante e o sulfeto como depilatório na preparação de couros e na fabricação de lintas luminosas. O fluoreto () é largamente usado na indústria metalúrgica, na preparação de escórias de baixo ponto de fusão. a cal apagada (hidróxido de cálcio) é utilizada na preparação de argamassas em construção civil.

6. Estrôncio ( Sr )

6.1. Histórico

O estrôncio foi descoberto em 1808 por Crawford e Davy.

6.2. Ocorrência Natural

Analogamente ao bário, o estrôncio é encontrado na natureza sob a forma de carbonatos e sulfatos:

§  Estroncianita

§  Celestina

6.3. Extracção e Obtenção

Os métodos de obtenção são semelhantes aos do bário.

                               

6.4. Propriedades Físico-químicas

Muitos de seus compostos assemelham-se aos compostos de bário e alguns distinguem-se pela diferença de solubilidade em água.

O estrôncio oxida-se facilmente, queimando no ar com chama vermelha intensa.

6.5. Utilização

Alguns sais de estrôncio são usados pelos seus poderes diurético, analgésico e sedativo.

7. Bário ( Ba )

7.1 Histórico

O bário foi descoberto em 1770 por Wilhelm Scheele.

7.2. Ocorrência Natural

As principais fontes de bário são os minerais:

§  Witherita: 

§  Barita ou Baritina:  (as principais reservas de barita estão nos eua, alemanha ocidental, méxico e canadá, mas também ocorrem na itália e no brasil).

 

7.3. Extracção e Obtenção

A preparação do bário metálico pode ser feita por electrólise do cloreto de bário fundido ou pela redução do óxido, usando-se como redutor o alumínio ou o silício:

3BaO + 2Al          3Ba + 

3BaO + Si          2Ba + 

7.4. Propriedades Físico-químicas

No ar, o bário arde com chama verde-esmeralda. Dissolve-se em água, gerando o hidróxido - Ba(OH - de forte ação alcalina. Por aquecimento em corrente de oxigênio, a temperaturas elevadas, o bário forma o peróxido -

 .

7.5. Utilização

As aplicações dos compostos de bário são bastante restritas. o sulfato de bário, por ser opaco aos raios X, é usado em exames radiológicos do tubo digestivo. Misturado com o sulfeto de zinco, o sulfeto de bário é usado como pigmento branco. O fluorsilicato de bário () é usado como inseticida e o titanato de bário é empregado em agulhas fonográficas e condensadores. todos os sais de bário são tóxicos.

8. Rádio ( Ra )

8.1. Histórico

O rádio foi descoberto em 1898 pelo casal Pièrre e Marie Curie.

8.2. Ocorrência Natural

Na natureza o rádio ocorre em muitos minerais, porém, sempre em quantidades mínimas. Suas principais fontes são minérios de urânio, ainda que os mais ricos entre eles jamais contenham quantidades superiores a 0,2 g de rádio por tonelada.

8.3. Propriedades Físicas-Químicas

O rádio é um elemento radioactivo, de massa atómica 226. ao emitir particular alfa e radiações gama, converte-se em uma substância gasosa, o radônio , de massa atómica 222. Radônio tem uma vida bastante curta (3,85 dias) e, por emissão de partículas alfa, converte-se em rádio-a (de massa 218). Este, por sua vez, dá origem, por sucessivos decaimentos alfa, beta e gama, a novos elementos radioactivos: Rádio-B e rádio-C e assim por diante. O último termo dessa série radioactiva é o rádio-G, um elemento estável e de propriedades químicas idênticas às do isótopo 207 do chumbo. Assim como todos os metais alcalino-terrosos, seus sais geralmente são pouco solúveis. o cloreto de rádio () é uma excessão.

8.4. Utilização

Como elemento emissor de partículas alfa, beta e gama, o rádio é usado em medicina, principalmente em oncologia, pela sua acção sobre as células cancerosas. (Rocha, 1999)

10. Referencias Bibliográficas

BROWN, T. L. Quimica: A ciência central. 2 ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005.

MAHAN, B.M, Química: Um curso universitário. 4. Ed. São Paulo: Edgard Bluecher, 2003

ROCHA, Wanger Xavier. 1999. Quimica 2000. 1999.

Bibliografia Web

Metais Alcalinos Terrosos, Disponível em: http://pt.wikipedia.org /wiki/ metal_alca lino-terroso. Acesso em 13 Abr..2017