Relatório 2

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA.Licenciatura em QuímicaQuímica Inorgânica Experimental IIRelatório de Experimento: “Reatividade e Identificação dos metais alcalinoterrosos”

1. APRESENTAÇÃO

Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por Maria Cristina

Azevedo Marques no curso de licenciatura em química do Instituto Federal de Educação,

Ciência e Tecnologia da Bahia, Campus Porto Seguro, no âmbito da disciplina QUI-041-

Quimíca Inorgânica Experimental II, ministrada pelo Prof. André Rosa Martins, durante o

2º semestre de 2012.

Porto Seguro, 09 de novembro de 2012.

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M. Cristina A. Marques 1


2. INTRODUÇÃO

Os elementos pertencentes à tabela periódica que se situam no grupo 2 são

denominados metais alcalinoterrosos. Este grupo é constituído pelo Berílio (Be),

Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Radio (Ra). Todos os elementos

deste grupo possuem dois elétrons na camada de valência, em razão dessa

característica, eles têm a tendência de perder esses dois elétrons, originando cátions de

carga 2+. Em consequência são mais duros, tem maior energia de ligação, pontos de

fusão e pontos de ebulição mais elevados, porém são menos reativos que os elementos

do Grupo 1.[1]

Os átomos são grandes, mas menores do que os do grupo 1 porque a

retirada de dois elétrons aumenta a carga nuclear efetiva, pois a carga adicional do

núcleo faz com que esta atraia mais fortemente os elétrons, de modo que a energia

necessária para remover o primeiro elétron é maior do que dos elementos dos metais

alcalinos. 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. As energias de hidratação dos íons do grupo 2 são cerca de quatro vezes

maior que as dos íons do grupo 1. Isso se deve ao menor tamanho e à maior carga, e o

valor de ΔHhidr 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]

Os metais alcalinoterrosos ocorrem espalhados na crosta terrestre na forma

de carbonatos, silicatos , fosfatos e sulfatos, sendo o magnésio e cálcio os mais

abundantes. O magnésio e o cálcio são essenciais ao ser humano; o magnésio é um

importante constituinte da clorofila e o cálcio está presente nos ossos. [2]

Os elementos do Grupo 2 formam compostos simples com hidrogênio,

oxigênio e halogênios e também formam vários oxossais. As propriedades dos

compostos são predominantemente iônicas, com exceção dos compostos de berílio que

formam compostos covalentes, pois seu raio é pequeno e tem carga elevada, possui uma

eletronegatividade relativamente alta. Os compostos do Grupo 2 são menos solúveis em

água do que aqueles dos elementos do Grupo 1, embora as entalpias de hidratação



sejam mais negativas. A 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 e da energia de hidratação dos

íons. As energias reticulares dos elementos do Grupo 2 são muito maiores que a de seus

correspondentes do Grupo 1 e a energia de hidratação também diminui à medida que os

íons metálicos se tornam maiores. Na maioria dos casos, considerando-se os compostos

formados pelos elementos do Grupo 2, a energia de hidratação decresce mais

rapidamente que a energia reticular: portanto os compostos se tornam menos solúveis à

medida que o metal aumenta de tamanho. [3]

3. OBJETIVOS

- Observar o comportamento dos metais alcalinoterrosos frente à água.

- Identificar elementos do Grupo 2 através de testes de precipitação.

- Avaliar a alteração de solubilidade de diferentes séries de sais dos elementos do Grupo

2.

- Analisar o caráter ácido-base de compostos dos elementos alcalinoterrosos.

4. PARTE EXPERIMENTAL

Experimento 1: Observando o comportamento dos metais alcalinoterrosos frente à água.

Tomou-se dois pequenos pedaços de fita de magnésio, observou-se a

aparência e lixou-se sua superfície. Colocou-se um dos pedaços de fita em um tubo de

ensaio com água e duas gotas da solução de fenolftaleína. Os resultados foram

observados e anotados.

Segurou-se com uma pinça outro pedaço de fita de magnésio e queimou-se.

Observou-se a aparência e reservou-se o produto da reação para o experimento 4.

Experimento 2: Verificando a solubilidade de alguns sais dos alcalinoterrosos em água.

Separou-se 12 tubos de ensaio e a cada 3 tubos colocou-se 1,0 ml de

solução 0,5 molL-1 de cada um dos seguintes sais: Nitrato de magnésio, Nitrato de cálcio,

Nitrato de estrôncio e Cloreto de Bário. Adicionou-se a seguir em cada um dos tubos,

gota a gota, soluções dos seguintes ânions: solução de 0,25 molL-1 de sulfato de sódio,

solução de 0,1 molL-1 de cromato de potássio e solução 0,25 molL-1 de hidróxido de

sódio (recém preparada com água fervida). Anotou-se os resultados em uma tabela.



Experimento 3: Analisando qualitativamente cátions, com base nos testes de precipitação

feitos no Experimento 2.

Tomou-se duas amostras desconhecidas contendo soluções de cátions de

elementos dos alcalinoterrosos. Através de reações de precipitação com os mesmos

ânions do experimento 2 identificou-se os cátions contidos na amostra.

Experimento 4: Estudando o comportamento de compostos dos alcalinoterrosos em

água.

Separou-se 5 vidros de relógio, e colocou-se uma pequena quantidade de

nitrato de magnésio, nitrato de cálcio, nitrato de estrôncio, cloreto de bário e o produto

obtido no experimento 1 com a queima da fita de magnésio. Tocou-se os terminais do

dispositivo para testar a condutividade elétrica e verificou-se o resultado. Adicionou-se

um pouco de água. Mediu-se o pH de cada uma das soluções, teria que se medir

também o pH da solução de carbonato de cálcio, mas não foi possível por falta do

reagente.

5. RESULTADOS

No primeiro procedimento observou-se a aparência metálica da fita de

magnésio e lixou-se para retirar a camada protetora de MgO, a seguir colocou-se a fita de

magnésio lixada em contato com a água e a fenolftaleína, após algum tempo pode-se

notar que na solução contida no tubo de ensaio houve reação e a formação de uma

substância alcalina, pois próximo da fita de magnésio constatou-se uma coloração

rosada. Este experimento mostrou a natureza reativa do metal ocorrendo desprendimento

de gás, provavelmente o hidrogênio e a formação de hidróxido.

A equação da reação descrita acima é:

Mg (s) + 2H2O (l) → Mg(OH)2 (aq) + H2 (g) (1)

Ao queimar-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. 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) (2) [1]

No segundo experimento separou-se 12 tubos de ensaio e colocou-se em

grupos de 3 tubos os seguintes sais: 1,0 ml de solução 0,5molL-1 de nitrato de magnésio,



nitrato de cálcio, nitrato de estrôncio e cloreto de bário. Em seguida em cada um dos

grupos de 3 tubos de ensaio adicionou-se as seguintes soluções: Sulfato (solução 0,25

molL-1 de sulfato de sódio), Cromato (solução 0,1 molL-1 de cromato de potássio),

Hidróxido (solução 0,25 molL-1 de hidróxido de sódio, recém preparada com água

fervida).A tabela a seguir apresenta os resultados obtidos:

Tabela 1 – Solubilidade dos sais dos alcalinoterrosos em água

Sulfato de Sódio Cromato de Potássio Hidróxido de sódio

Nitrato de Magnésio Solução límpida Não precipitou (amarelo) Precipitou

Nitrato de Cálcio Precipitado no fundo Não precipitou (amarelo) Precipitou

Nitrato de Estrôncio Precipitado branco Precipitado (amarelo) Precipitou

Cloreto de Bário Solução leitosa Leitoso (amarelo) Solução turva

As reações com sulfato de Sódio:

Mg(NO3)2(s) + Na2(SO4)(aq ) 2NaNO3(aq.) + MgSO4(aq.) (3)

Ca(NO3)2(s) + Na2(SO4)(aq.) 2NaNO3(aq.) + CaSO4(aq.) (4)

Sr(NO3)2(s) + Na2(SO4)(aq.) 2NaNO3(aq.) + SrSO4(s) (5)

BaCl2(s) + Na2(SO4)(aq.) 2NaCl(aq.) + BaSO4(s) (6)

As reações com cromato de potássio:

Mg(NO3)2(s) + K2CrO4(aq.) 2KNO3(aq.) + MgCrO4(aq.) (7)

Ca(NO3)2(s) + K2CrO4(aq.) 2KNO3(aq.) + CaCrO4(aq.) (8)

Sr(NO3)2(s) + K2CrO4(aq.) 2KNO3(aq.) + SrCrO4(aq.) (9)

BaCl2(s) + K2CrO4(aq.) 2KCl(aq.) + BaCrO4(s) (10)

As reações com Hidróxido de Sódio:

Mg(NO3)2(s) + NaOH(aq.) NaNO3(aq.) + Mg(OH)2(s) (11)

Ca(NO3)2(s) + NaOH(aq.) NaNO3(aq.) + Ca(OH)2(s) (12)

Sr(NO3)2(s) + NaOH(aq.) NaNO3(aq.) + Sr(OH)2(s) (13)

BaCl2(s) + NaOH(aq.) NaCl2(aq.) + Ba(OH)2(s) (14)

No terceiro experimento tomou-se duas amostras desconhecidas e através de

reações com os mesmos ânions do segundo experimento obteve-se o seguinte resultado:



Tabela 2 – Análise qualitativa dos cátions

Amostra 1 Amostra 2Sulfato de Sódio Solução límpida PrecipitadoCromato de Potássio Solução límpida (amarela) Precipitado (amarelo)Hidróxido de sódio Precipitou Precipitou

Comparando-se os resultados obtidos na tabela 2 com os resultados do

experimento anterior na tabela 1 tem-se que:

Amostra 1 – Nitrato de Magnésio

Amostra 2 – Nitrato de Estrôncio

No quarto experimento colocou-se em vidros de relógios um pouco de cada

um dos nitratos utilizados no experimento 2, além do produto obtido no primeiro

experimento com a queima da fita de magnésio. Testou-se a condutividade elétrica e

mediu-se o pH de cada substância obtendo-se o seguinte resultado:

Tabela 3 – comportamento dos alcalinoterrosos em água

pH CondutividadeNitrato de magnésio 5 AcendeuNitrato de cálcio 4 AcendeuNitrato de estrôncio 5 AcendeuCloreto de bário 5 AcendeuQueima da fita de magnésio 8 Luz fraca

Quando se adiciona água com 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) (15)

Para confirmar a formação do hidróxido, mediu-se o pH, que indicou a

presença de uma substância básica.

Devido a falta do reagente não se mediu o pH do carbonato de cálcio.

6. DISCUSSÃO

No primeiro experimento foi observado o comportamento do magnésio frente

à água. O magnésio é um grande agente redutor, logo quando exposto ao ar ele se oxida

facilmente, formando assim, na sua superfície, o óxido de magnésio (MgO). Ao lixar-se a

fita de magnésio aumentará a superfície de contato do metal frente à água. [2]

O magnésio é menos reativo que os metais alcalinos. A reação ocorre mais

lentamente, mas formou-se na solução uma camada rosada com a adição da

fenolftaleína, portanto podemos afirmar que o pH está acima de 8 e houve a formação de

uma substancia alcalina. [1]



No segundo experimento foi verificada a solubilidade de alguns sais dos

alcalinoterrosos em água. A solubilidade dos sulfatos em água diminui ao descer pelo

grupo dos metais alcalinos terrosos: Be>Mg>Ca>Sr>Ba. Assim, o sulfato de Magnésio

(MgSO4) é solúvel, mas o sulfato de Cálcio (CaSO4) é pouco solúvel, enquanto que os

sulfatos de Sr e Ba, são praticamente insolúveis. A solubilidade muito maior do sulfato de

Magnésio é decorrente das elevadas entalpias de solvatação do íon Mg2+, bem menor

que os demais. [1]

Na primeira e na segunda reação com o Cromato de Potássio os produtos

formados são solúveis, portanto, não há formação de precipitado. Já nas duas reações

seguintes, há a formação de precipitado porque os produtos formados são insolúveis, já

que, como os íons envolvidos são muito grandes, é necessária uma energia de

hidratação muito grande para que eles se solubilizem. [2]

Os hidróxidos aumentam consideravelmente sua solubilidade com a

dimensão do íon metálico, então o hidróxido mais solúvel é o hidróxido de bário, isto em

função da diminuição da energia de rede. Os óxidos e os hidróxidos dos metais alcalinos

terrosos apresentam caráter básico e a basicidade aumenta com o tamanho do íon

metálico, isto é, o Mg < Ca < Sr < Ba. [1]

No terceiro experimento tomou-se duas amostras desconhecidas contendo

soluções de cátions de elementos dos alcalinoterrosos e comparando-se com os

resultados obtidos no experimento dois chegou-se a conclusão que na Amostra 1 teria

Nitrato de Magnésio e na Amostra 2 teria Nitrato de Estrôncio.

No quarto experimento pudemos notar que somente o produto obtido com a

queima da fita de magnésio formou uma solução alcalina, sendo que os outros

compostos tiveram pH igual a 5, tratando-se portanto de ácidos. Como não foi feito o

experimento com carbonato de cálcio podemos supor que seria uma reação conforme a

equação (16) e teria caráter básico devido a formação de hidróxido.

CaCO3(s) + H2O Ca2+ + HCO3-(aq) + OH- (aq) (16)

Nos metais os elétrons mais afastados do núcleo estão fracamente ligados a

ele e podem se mover pelos espaços interatômicos. Estes elétrons são chamados

elétrons livres e são responsáveis pela condução de eletricidade nos metais.

7. CONCLUSÃO

Através destes experimentos, observou-se a reatividade do magnésio (Mg)

frente a água porém é menos reativos que os metais alcalinos. Os metais alcalinoterrosos

por serem reativos e tenderem a perder elétrons, atuam como agentes redutores. A



solubilidade de seus compostos com exceção dos hidróxidos diminui conforme aumenta

o raio. Através da comparação dos testes de precipitação foi possível identificar as

amostras. Também foi possível analisar o caráter ácido-base de compostos dos

elementos alcalinoterrosos.

8. REFERÊNCIAS

[1] LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher

Ltda., 1999. p. 139-145.

[2] ATKINS, P.; Princípios de Química. 2ªed. Vol. 1, Porto Alegre: Bookman, 2001.

[3] SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica, 4 ed., Bookman, Porto

Alegre, 2008.


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