Grupo IIA - Metais Alcalino-Terrosos

GRUPO IIA - Metais Alcalino-Terrosos

Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário, Rádio


            1- Configuração eletrônica

            Os metais alcalino-terrosos apresentam configuração eletrônica terminada em ns2, ou seja, possuem dois elétrons na camada de valência.


            2- Tamanho dos átomos e íons           

            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 elétrons. Analogamente também os íons são grandes, mas são menores que os do grupo IA, especialmente porque a remoção de dois elétrons aumenta a carga efetiva. O raio atômico aumenta ao descer no grupo e os pontos de fusão e ebulição diminuem. O aumento do número atômico é diretamente proporcional ao tamanho dos átomos (maior raio) e a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo (no estado neutro).


            3- Energias de ionização

            A energia de ionização para o Be2+ 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 iônicos. Como os átomos são menores que os do grupo IA, os elétrons 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 efetiva 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 M2+.

            Os metais alcalino-terrosos, quando em estado de vapor, permanecem sob a forma de átomos, e não de moléculas diatômicas, como ocorre nos metais alcalinos. Isso acontece porque os elementos do grupo IIA possuem o último orbital s completo com dois elétrons, o que não permite a formação de uma ligação covalente. Seria necessário promover um desses elétrons 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 elétrons permanecem emparelhados.


            4- Estrutura cristalina

            Os metais alcalino-terrosos têm cor branco prateada. Eles possuem dois elétrons 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.


            5- Densidade, Ponto de fusão e Ponto de ebulição

          Como os átomos dos metais alcalino-terrosos (IIA) possuem maior massa atômica 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         


            6- Eletronegatividade e tipos de ligação

             Os valores das eletronegatividades dos metais do grupo IIA são pequenos, porém, maiores que os do grupo IA. O valor para o Be é o mais elevado do grupo.O composto BeF2 apresenta a maior diferença de eletronegatividade de todos os compostos do berílio, e é o composto de berílio com maior caráter iônico. Porém, sua condutividade quando fundido é muito baixa e esse composto é encarado como covalente.


            7- Entalpias de formação dos compostos iônicos

             Com os halogênios menores, o lítio é o mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior.     


            8- Cor dos compostos

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


            9- 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 DHhidr 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.


            10- Solubilidade e Energia reticular

            A solubilidade da maioria dos sais decresce com o aumento da massa atômica 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.


BERÍLIO ( Be )

berílio

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

          OCORRÊNCIA NATURAL:  O berílio é encontrado primcipalmente sob a forma de um mineral chamado berilo - Be3Al2(Si6O18). O tipo mais comum de berilo - a água marinha - é encontrada principalmente no Brasil.

          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 imediatamanete, 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(OH)42-. Muitos sais de berílio contêm o íon hidratado Be(H2O)42+ em vez de Be2+, sendo o íon hidratado um complexo tetraédrico.A formação de um complexo hidratado aumenta o tamanho efetivo do berílio, distribuindo assim a carga sobre uma área maior. São conhecidos compostos iônicos estáveis como Be(H2O)4SO4, Be(H2O)4(NO3)2 e Be(H2O)4Cl2.

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

H2O + Be(H2O)42+ [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O+

           UTILIZAÇÃO:  Em liga com o cobre, é usado na fabricação de molas de grande resistência, como os geofones para o estudo dos terremotos artificiais. Por ser muito leve, é excelente para a consrtução de mísseis e outros objetos espaciais. Também é utilizado na fabricação de reatores nucleares pela propriedade que seu núcleo tem de não absorver nêutrons.


MAGNÉSIO ( Mg )

magnésio

          HISTÓRICO:  O magnésio foi isolado em 1808 por Humphry Davy.

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

          EXTRAÇÃO E OBTENÇÃO:  A extração do magnésio da água do mar responde pela maior parte de sua produção industrial. nesse processo, o magnésio é precipitado como hidróxido - Mg(OH)2 - pela adição de óxido de cálcio (CaO). Em seguida o hidróxido é filtrado e tratado com ácido clorídrico, produzindo o cloreto de magnésio (MgCl2). Este, depois de seco e misturado com outros sais (para que seu ponto de fusão abaixe) é fundido e submetido a uma redução eletrolítica.

          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 hidrogênio. Não é atacado por bases e só a quente desloca o hidrogênio da água.

          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 MgSO4 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 MgCl2) 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 preparaçao de revestimentos refratários. 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 halogênio. Tais compostos são usados na preparação de siliconas (compostos orgânicos de silício), na obtenção de aldeídos, ácidos carboxílicos e outras substâncias orgânicas.


CÁLCIO ( Ca )

cálcio

          HISTÓRICO:  O cálcio elementar foi obtido em 1808 por Davy e Berzelius.

          OCORRÊNCIA NATURAL:  O cálcio ocorre na natureza sob diversas formas minerais:

          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 oxigênio do ar para formar o óxido (CaO). Também pode-se obter o óxido de cálcio a partir da decomposição térmica do carbonato:  CaCO3  CaO + CO2

          O óxido, reagindo com água, produz o hidróxido:  CaO + H2O Ca(OH)2

            O hidróxido pode reagir com CO2, produzindo o carbonato: Ca(OH)2 + CO2    CaCO3 + H2O

            Da eletrólise do óxido de cálcio resulta o carbeto (CaC2), conhecido como carbureto, e este, reagindo com a água, produz o acetileno:  CaC2 + H2O     C2H2 + Ca(OH)2

            Insolúvel em água, o carbonato dissolve-se desde que esta contenha dióxido de carbono. Como na atmosfera existe aproximadamente 0,04% de CO2, praticamente todas as águas superficiais são soluções de gás carbônico. Consequentemente, todas essas águas estão em condições de dissolver o calcário:

CaCO3 + CO2 + H2O Ca2+ + 2 HCO3-

         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 reações 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).

            Evitar esse fenômeno é especialmente importante para as indústrias que fazem uso de sabão, seja como detergente, seja como reagente. A perda de sabão nas reações com os íons Ca2+ e Mg2+ acaba onerando o custo industrial a um ponto quase intolerável. Além disso, os sais insolúveis formados nessas reações depositam-se sobre as paredes das caldeiras, reduzindo seu tempo de vida útil. Com esses exemplos, podemos compreender a necessidade de um controle preciso em relação à dureza da água.

            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 Ca2+ e Mg2+. Usando indicadores adequados, pode-se titular as quantidades desses íons presentes na água. A água é tamponada com cloreto de amônio e hidróxido de amônio, até atingir um pH = 10. A seguir adiciona-se o indicador negro de eriocrome T, 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.

            O sulfato de cálcio é encontrado sob a forma de gipsita (CaSO4 . 2 H2O), mineral muito comum originado, na maior parte dos casos, de camadas de calcário que sofreram a ação de ácido sulfúrico proveniente da oxidação de minerais de sulfetos. Quando parcialmente desidratado, o sulfato forma o gesso:   CaSO4 . 2 H2O    CaSO4 . 1/2 O2 + 3/2 H2O

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

            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 (CaF2) 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.


ESTRÔNCIO ( Sr )

estrôncio

            HISTÓRICO:  O estrôncio foi descoberto em 1808 por Crawford e Davy.

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

            EXTRAÇÃO E OBTENÇÃO:  Os métodos de obtenção são semelhantes aos do bário.

            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.

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


BÁRIO ( Ba )

bário

          HISTÓRICO:  O bário foi descoberto em 1770 por Wilhelm Scheele.

          OCORRÊNCIA NATURAL:  As principais fontes de bário são os minerais:

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

3 BaO + 2 Al   3 Ba + Al2O3
3 BaO + Si   2 Ba + BaSiO3

            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: No ar, o bário arde com chama verde-esmeralda. Dissolve-se em água, gerando o hidróxido - Ba(OH)2 - de forte ação alcalina. Por aquecimento em corrente de oxigênio, a temperaturas elevadas, o bário forma o peróxido - BaO2.

          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 (BaSiF6) é usado como inseticida e o titanato de bário é empregado em agulhas fonográficas e condensadores. Todos os sais de bário são tóxicos.


RÁDIO ( Ra )

rádio

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

          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.

          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O rádio é um elemento radiativo, de massa atômica 226. Ao emitir partícular alfa e radiações gama, converte-se em uma substância gasosa, o radônio, de massa atômica 222. O 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 radiativos: rádio-B e rádio-C e assim por diante. O último termo dessa série radiativa 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 (RaCl2)é uma excessão.

          UTILIZAÇÃO:  Como elemento emissor de partículas alfa, beta e gama, o rádio é usado em medicina, principalmente em oncologia, pela sua ação sobre as células cancerosas.


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Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999

 

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