Obtenção de Hidróxidos de Metais Alcalinos Terrosos

OBTENÇÃO DE HIDRÓXIDOS DE METAIS ALCALINO-TERROSOS

Pedro Henrique Luna Nascimento

Licenciatura em Química, Departamento de Química, Centro de Ciências e Tecnologia, Universidade Estadual da Paraíba (UEPB), Campina Grande – PB

RESUMO

Os metais alcalinos terrosos constituem o grupo 2 da tabela periódica e apresentam características semelhantes aos metais do grupo 1. Entretanto, há uma exceção, pois o berílio difere muito mais dos outros elementos químicos do grupo 2 do que em relação  ao lítio no grupo 1. O objetivo deste relatório é a obtenção dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos a partir dos seus óxidos e a observação das propriedades e características que compõem cada hidróxido obtido, como a solubilidade dos mesmos na água.

Palavras-chave: alcalinos terrosos; hidróxidos; solubilidade.

INTRODUÇÃO

Os metais alcalinos terrosos representam o grupo 2 da tabela periódica, formado pelos elementos químicos: Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Rádio (Ra), e recebem essa nomenclatura devido ao nome que seus óxidos recebiam: “terras” = terrosos. Geralmente, são bivalentes e formam compostos iônicos incolores. Os óxidos de metais alcalinos terrosos, com exceção do BeO, tendem a formar hidróxidos iônicos ao reagirem com a água.

A velocidade com que ocorrem as reações desses metais com a água para gerar os hidróxidos aumenta com a dimensão do íon metálico M2+ e com o tratamento inicial que o óxido tenha recebido. Neste sentido, a solubilidade desses metais aumenta, também, com a dimensão do íon metálico, que cresce ao descermos no grupo (desconsideramos o Rádio por ser um elemento radioativo). Percebe-se, então, que a solubilidade seguirá a ordem crescente: Mg < Ca < Sr < Ba. Em consequência, a energia de rede diminuirá com o aumento do íon, pois pela fórmula que está associada a essa energia relaciona as cargas e os raios de cada íon, como as cargas nos metais alcalinos terrosos são as mesmas, o que influenciará é o tamanho do raio M2+ de cada elemento, que aumentará ao longo do grupo e é inversamente proporcional a energia de rede). Esses óxidos e hidróxidos apresentam caráter básico e a basicidade aumenta ao longo do grupo, em consequência do aumento do íon metálico. A única exceção a essas regras é o óxido de berílio e seu respectivo hidróxido que são anfóteros. Além disso, os sulfatos desses metais possuem solubilidade diferente um do outro, como será evidenciado no experimento feito nesta prática.

Diante do exposto, o objetivo deste relatório é descrever os procedimentos realizados em laboratório para identificar as características dos hidróxidos e sulfatos de metais alcalinos terrosos.

PARTE EXPERIMENTAL

        Para a prática desse experimento utilizamos:

• 2 béqueres de 50 mL;
• 1 Funil;
• 1 Erlenmeyer;
• Papel de filtro;
• 6 tubos de ensaio;
• Estantes para apoiar os tubos;
• Bastão de vidro;
• Espátulas;
• Papel indicador de pH universal.

Além disso, usamos os seguintes reagentes:

• MgO (óxido de magnésio);
• CaO (óxido de cálcio);
• CuSO4 [sulfato de cobre (II)] sol. 5%;
• Fenolftaleína.

Parte I

        Em um béquer de 50mL foi pesado 0,5g de óxido de magnésio  e depois adicionou-se 3 mL de água destilada. Homogeneizou bem e fizeram-se as devidas observações: o óxido de magnésio reagindo com a água ficou turvo e mostrou que é pouco solúvel em água. Depois adicionou-se mais 25mL de água destilada, agitou e observou uma solução de coloração branca, mas clara que a realizada anteriormente. A descrição desse primeiro experimento é descrito pela reação:

MgO + H2O → Mg(OH)2      (1)

O magnésio não reage com água fria, mas é capaz de decompor água quente, resultando em uma reação exotérmica (liberação de energia).

        Na etapa seguinte, a solução resultante foi filtrada duas vezes em um funil com papel de filtro (faixa branca) até que ficasse um filtrado límpido e transparente.

        Todo o procedimento realizado com o MgO foi feito com o CaO e foi observado que este é mais solúvel na água, mostrando uma solução esbranquiçada e mais clara que anteriormente e provando maior solubilidade em água que o MgO. A reação que representa esse processo é:

CaO + H2O → Ca(OH)2       (2)             (também uma reação exotérmica)

Parte II

        Na segunda etapa desses experimentos foi realizada a adição de fenolftaleína e sulfato de cobre (II) às soluções aquosas de Mg(OH)2 e Ca(OH)2. Foram usados 4 tubos de ensaio onde no tubo 1 e 2 adicionou-se 2 mL de Mg(OH)2 em cada e no tubo 3 e 4 adicionou-se 2mL de Ca(OH)2 em cada. Na primeira parte, adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína no tubo 1 e 2 gotas de CuSO4 no tubo 2 e foi feito as observações: com a fenolftaleína ficou uma cor rosa bem claro e com a adição de CuSO4 não formou precipitado. O mesmo procedimento foi realizado com os dois tubos (3 e 4) contendo o Ca(OH)2: 2 gotas de fenolftaleína no tubo 3 e 2 gotas de CuSO4 no tubo 4 e foi feito as observações: com a fenolftaleína ficou uma cor rosa forte e com a adição de CuSO4 formou precipitado. As reações desses hidróxidos com o sulfato de cobre (II) são:

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