Propriedades químicas
• Os metais alcalinos terrosos quase sempre reagem formando compostos
nos quais o metal apresenta o estado de oxidação +2.
Be: [He]2s2
Mg: [Ne]3s2
Ca: [Ar]4s2
Sr: [Kr]5s2
Ba: [Xe]6s2
Ra: [Rn]7s2
• Os metais alcalinos terrosos são agentes redutores poderosos e, com
exceção do Be e do Mg, esses elementos são agentes redutores tão bons
quanto os metais alcalinos.
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Propriedades químicas
Potenciais de redução para os metais alcalinos terrosos (εo)
Be2+ + 2e- → Be(s) -1,69 V
Mg2+ + 2e- → Mg(s) -2,37 V
Ca2+ + 2e- → Ca(s) -2,87 V
Sr2+ + 2e- → Sr(s) -2,89 V
Ba2+ + 2e- → Ba(s) -2,91 V
Ra2+ + 2e- → Ra(s) -2,92 V
• Ca, Sr e Ba têm εo semelhantes aqueles dos correspondentes metais do
grupo 1, e se situam no topo da série eletroquímica.
• O Be é muito menos eletropositivo e não reage com a água.
M(s) + 2H2O(l) → M2+(aq) + 2OH-
(aq) + H2(g)
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Propriedades químicas
• O Be é muito menos eletropositivo e não reage com a água.
M(s) + 2H2O(l) → M2+(aq) + 2OH-
(aq) + H2(g)
• Mg reage com água quente, liberando hidrogênio e formando o
hidróxido:
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + H2(g)
• Ca, Sr e Ba reagem facilmente com a água fria, liberando hidrogênio e
formando os hidróxidos:
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Sr(s) + 2H2O(l) → Sr(OH)2(aq) + H2(g)
Ba(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(aq) + H2(g)
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Propriedades químicas
• O Mg (assim como o Al) forma uma camada protetora (passivadora) de
óxido, MgO. Assim apesar de seu potencial de redução favorável, o Mg
não reage facilmente a não ser que a camada de óxido seja removida.
Mg(s) + H2O(l) → MgO(s) + H2(g) Passivação
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Propriedades químicas
• O Mg reage com o oxigênio para gerar o óxido, MgO. Uma chama
inicial é necessária para romper a energia de ativação e a camada
passivadora na superfície do metal.
Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Algumas reações dos elementos do Grupo 2
REAÇÃO OBSERVAÇÃO
M + 2H2O → M(OH)2 Mg reage com água quente; Ca, Sr e Ba
com água fria. Be não reage.
M + 2HCl → MCl2 + H2 Todos os metais reagem com ácidos
liberando H2
2M + O2 → 2MO Todos os membros do grupo formam
óxidos normais
Ba + O2 → BaO2 Com excesso de O2 o Ba também forma
peróxido.
M + H2→ MH2 Ca, Sr e Ba formam hidretos iônicos
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Algumas reações dos elementos do Grupo 2
REAÇÃO OBSERVAÇÃO
3M + 2P → M3P2 Todos os metais do grupo formam fosfetos
3M + N2 → M3N2 Todos os metais formam nitretos
M + 2NH3 → M(NH2)2 + H2 Todos os metais formam amidetos
M + X2 → MX2 Todos os metais formam haletos
M + S → MS Todos os metais formam sulfetos
M + Se → MSe Todos os metais formam selenetos
M + Te → MTe Todos os metais formam teluretos
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
A dureza da água
• A “água dura” contém carbonatos, bicarbonatos ou sulfatos de cálcio e
magnésio dissolvidos.
• A água dura dificulta a formação de espuma ao se utilizar sabões: os
íons Ca2+ e Mg2+ reagem com o íon estearato do sabão gerando um
precipitado de estearato de cálcio antes da formação de qualquer espuma.
2C17H35COONa + CaSO4 → (C17H35COO)2Ca + Na2SO4
• A dureza da água pode ser temporária ou permanente.
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
A dureza temporária
• Devido à presença de bicarbonatos de magnésio e cálcio;
• Mg(HCO3)2 e Ca(HCO3)2
• Pode ser eliminada por fervura. A eliminação de CO2(g) desloca o
equilíbrio para a direita: Ca(HCO3)2(aq) ⇄ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
• Elevando-se o pH da água até 10,5 a dureza temporária pode ser quase
que completamente eliminada. Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ⇄ 2CaCO3 + 2H2O
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
A dureza permanente
• Devido à presença de sulfatos de magnésio e cálcio;
• Não pode ser eliminada por fervura;
• Destilação ou resina de troca iônica (troca dos íons Ca2+ e Mg2+ por
íons Na+);
• Adição de fosfatos, como o polifosfato de sódio (sal de Graham –
(NaPO3)n
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
A dureza permanente
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Polifosfato de sódio (sal de
Graham – (NaPO3)n) obtido a
partir do hidrogenofosfato de
sódio.
O comportamento anômalo do Berílio
O Be difere dos demais elementos do Grupo 2 por três motivos:
1. Extremamente pequeno e de carga elevada (+2), tende a formar
compostos covalentes;
2. Eletronegatividade relativamente elevada: mesmo BeF2 (Δ = 2,5) e
BeO (Δ = 2,0) têm caráter covalente;
3. Por estar no segundo período a camada de valência acomoda no
máximo 8 elétrons (2s e 2p), podendo formar no máximo 4 ligações.
Os outros elementos podem usar o orbital s, três orbitais p e dois
orbitais d para formar uma estrutura octaédrica (6 ligações, sp3d2)
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
O comportamento anômalo do Berílio
No estado gasoso o BeF2 é monomérico e possui uma estrutura linear:
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
O comportamento anômalo do Berílio
No estado sólido o BeCl2 forma cristais deliquescentes incolores que
contêm cadeias infinitas nas quais o ambiente de coordenação do Be é
tetraédrico:
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
O comportamento anômalo do Berílio
Hibridação do Be num arranjo tetraédrico: sp3
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Be (fundamental)
Be (excitado)
Be (hibridizado) sp3 sp3 sp3 sp3
s p p p
s p p p
O comportamento anômalo do Berílio
Hibridação do Be num arranjo tetraédrico: sp3
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Be (fundamental)
Be (excitado)
Be (hibridizado) Cl (hibridizado) sp3 sp3 sp3 sp3
s p p p
s p p p
sp3 sp3 sp3 sp3
Cl (hibridizado)
O comportamento anômalo do Berílio
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Be (hibridizado)
Cl (hibridizado)
sp3 sp3 sp3 sp3
sp3 sp3 sp3 sp3
Cl (hibridizado)
sp3 sp3 sp3 sp3
*
* * *
Semelhanças diagonais entre o Lítio e Magnésio
• Li e Mg reagem facilmente com N2 produzindo nitretos:
3Li + ½N2 → Li3N
3Mg +N2 → Mg3N2
• Li e Mg formam óxidos ao invés de peróxidos ou superóxidos:
2Li + ½O2 → Li2O
Mg + ½ O2 → MgO
• Os carbonatos de Li e Mg se decompõe facilmente mediante
aquecimento, enquanto que os carbonatos dos outros metais são mais
estáveis:
Li2CO3 → Li2O + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Δ
Δ
Semelhanças diagonais entre o Lítio e Magnésio
• Os nitratos de Li e Mg decompõe-se sob aquecimento gerando os
respectivos óxidos, tetróxido de nitrogênio e O2 , enquanto os nitratos
dos outros metais alcalinos geram o nitrito e O2:
4LiNO3 → 2Li2O + 2N2O4 + O2
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
2KNO3 → 2KNO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgO + 2N2O4 + O2
• Li+ e Mg2+ são mais fortemente hidratados em solução aquosa que os
íons dos metais posteriores dos grupos 1 e 2
• LiF e MgF2 são moderadamente solúveis em água enquanto que os
fluoretos dos outros metais alcalinos são muito solúveis
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Δ
Δ
Δ
Δ
Semelhanças diagonais entre o berílio e o alumínio
• Be2+ e Al3+ são hidratados em solução aquosa, nos quais os centros Be2+
e Al3+ polarizam de modo significativo as ligações O–H já polares,
levando à perda de H+:
[Be(OH2)4]
2+ + H2O ⇄ [Be(OH2)3(OH)]+ + H3O+ pKa = 5,40
[Al(OH2)6]3+ + H2O ⇄ [Al(OH2)5(OH)]2+ + H3O
+ pKa = 5,00
• Be e Al reagem com álcalis aquosos, liberando H2. Mg não reage com
álcalis aquosos:
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
Semelhanças diagonais entre o berílio e o alumínio
• Be(OH)2 e Al(OH)3 são anfóteros:
Be(OH)2 + 2OH- → [Be(OH)4]2-
Be(OH)2 + H2SO4 → BeSO4 + H2O
Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]-
Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O
• BeCl2 e AlCl3 reagem com água e liberam HCl:
BeCl2 + H2O → BeCl(OH) + HCl
AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl
Grupo 2: Metais alcalinos terrosos
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