Texto de Ap Quimica Inorgânica I (1)

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Prefácio 
 
A primeira edição do texto de apoio de Química Inorgânica I espera as críticas, sugestões e se possível 
correcções dos senhores professores e outros interessados nesta disciplina. 
A estrutura deste texto está basicamente relacionada com o programa de ensino de Química Inorgânica 
I em vigor na Universidade Pedagógica-Beira. No fim de cada assunto apresenta-se a bibliografia 
básica usada para o efeito e de princípio devia também ter alguns exercícios. Para colmatar esse défice 
aconselha-se recorrer ao livro de Química Inorgânica de exercícios de N.Glinka. 
As vossas críticas serão bem acolhidas e serão à base das próximas edições deste texto de apoio. 
O Texto tem uma estrutura que se considera fácil de compreensão. Começa-se sempre de princípio por 
uma introdução, ocorrência, obtenção, propriedades e aplicação da substância em estudo. 
Longe de ser um trabalho acabado espero que este seja uma valiosa contribuição para os estudantes do 
curso de Química e outros que por ventura usarão este texto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Agradecimentos. 
 
Pela compilação e computarização agradece-se a todos estudantes do curso de Química 2004 e os que 
posteriorimente farão a correcção do presente texto de apoio. 
Especial agradecimento ao estudante Mateus Joaquim Tomás que prestou todo apoio necessário para 
computarizar o trabalho. Para as figuras agradecimentos vão para o Nilton José Arão que ajudou na 
montagem e scan. Muito obrigado. 
A todos outros que directa ou indirectamente ajudaram na elaboração do presente trabalho meus 
sinceros agradecimentos e espero que continuem a apoiar na correcção do trabalho. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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TEXTO DE QUIMICA INORGANICA I 
 
O que é Química Inorgânica? 
 
Química Inorgânica pode ser descrita amplamente como a Química de todos os elementos da tabela 
periódica, inclusive o carbono, que desempenha um papel importante e crescente na química 
inorgânica. O grande campo da química organometálica estabelece uma conexão entre ambas as áreas, 
englobando os compostos que contêm ligações metal-carbono, incluindo também a catálise de diversas 
reações orgânicas. A química bioinorgânica estabelece uma conexão entre a bioquímica e a química 
Inorgânica e tem um enfoque importante nas aplicações médicas. Em resumo, a área da Química 
Inorgânica é vasta e fornece essencialmente um campo ilimitado para a pesquisa e possíveis aplicações 
práticas. 
 
A História da Química Inorgânica 
 
Antes mesmo que a alquimia se tornasse um objeto de estudo, muitas reações químicas já eram 
utilizadas e seus produtos foram aplicados à vida cotidiana. Os primeiros metais utilizados foram 
provavelmente o ouro e o cobre, que podem ser encontrados em estado metálico na natureza. O cobre 
também pode ser formado facilmente pela redução da malaquita – carbonato básico de cobre, 
Cu2(CO3)(OH)2 – em fornos de carvão. Prata, estanho, antimônio e chumbo também já são conhecidos 
desde 3000 a.C. O ferro surgiu na Grécia clássica e em outras localidades ao redor do mar 
Mediterrâneo por volta de 1500 a.C.V. 
 
A indústria química, que existe desde tempos muito antigos na forma de fábricas para a purificação de 
sais e para fundição e refino de metais, difundiu-se quando os métodos para o preparo de materiais 
relativamente puros tornaram-se comuns. Em 1896, Becquerel descobriu a radioatividade, e abriu-se 
outra linha de estudos. Estudos de partículas subatômicas, espectros e eletricidade levaram ao 
desenvolvimento da teoria atômica de Bohr em 1913, que logo foi modificada pela mecânica quântica 
de Schrödinger e Heisenberg em 1926 e 1927. 
A química inorgânica, como um campo de estudo, foi extremamente importante durante os primeiros 
anos de exploração e desenvolvimento dos recursos minerais. Métodos de análise qualitativa foram 
desenvolvidos para ajudar a identificar os minerais e, combinados com os métodos quantitativos, para 
avaliar a sua pureza e valor. 
 
 
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Nos primeiros anos do século XX, Werner e Jørgensen fizeram progressos consideráveis na 
compreensão da química de coordenação dos metais de transição e também descobriram uma série de 
compostos organometálicos. No entanto, a popularidade da química inorgânica como um campo de 
estudo diminuiu gradualmente durante a maior parte da primeira metade do século. 
Uma área atual que estabelece uma conexão entre a química organometálica e a química bioinorgânica 
é a conversão de nitrogênio para amônia: N2 + 3 H2 → NH3 . Essa reação representa um dos mais 
importantes processos industriais, com mais de 100 milhões de toneladas de amônia sendo produzidas 
anualmente no mundo inteiro, principalmente para produção de fertilizantes 
1. HIDROGÉNIO 
 O hidrogénio foi descoberto na primeira metade do século XVI por Paracelso, médico e naturalista 
Alemão. 
 
O hidrogénio é o elemento que forma mais compostos com os outros elementos. Conhecem-se três 
isótopos de hidrogénio: 
1. Prótio 1H 
2. Deutério 2H ou D 
3. Trítio 3H ou T 
O prótio e o deutério são estáveis e o trítio radioativo. 
Apesar dos efeitos isotópicos serem maiores no hidrogénio o H, D e T têm propriedades químicas 
essencialmente idênticas, excepto no que se refere a velocidade e constante de equilíbrio de reacções. 
A forma normal do elemento é molécula diatómica H2, outras possibilidades são: D2, T2, HD, HT, DT. 
O hidrogénio natural contêm 0,0156% de deutério, o trítio é formado, continuamente, na atmosfera 
superior em reacções nucleares induzidas pelos raios cósmicos, e ocorrem em quantidades diminutas, 
da ordem de 1 parte em 1017 é radioativo. 
O deutério, sob a forma de D2O, é separado da água por destilação fraccionada ou electrólise. 
1.1. Obtenção do Hidrogénio 
1.1.1 No laboratório 
Todos metais acima de hidrogénio na tabela de potenciais de oxidação podem deslocá-lo de seus 
ácidos. O deslocamento a partir de ácidos, é o processo mais comumente usado em laboratório, sendo 
a equação geral, no estado iónico: 
 M + nH+ M+ + n/2H2 
 
 
5 
 
Os ácidos mais empregados são o sulfúrico, H2SO4, e clorídrico, HCl diluídos. 
 
Não se pode empregar o ácido nítrico, HNO3, e sulfúrico, H2SO4, concentrados, pois estes oxidariam o 
H2 a H2O. O metal mais utilizado é o zinco, por dar uma reacção rápida e não violenta, e o ácido é o 
sulfúrico diluído, por não ser volátil, não contaminando, portanto o hidrogénio desprendido: 
 
Zn + H2SO4(d) ZnSO4 + H2 
1.1.2. Na indústria. 
a) Por electrólise da água: 
H2O(l) H2(g) + ½ O2(g) 
 
b) Pela acção de vapor de água e metano em presença de um catalisador de níquel, cerca de 750oC. O 
processo é complexo mais a reacção é: 
 
CH4 + H2O CO + 3H2 ∆H= 250KJ.Mol
- 
Esta é seguida por uma reacção de deslocamento, sob catalizador de ferro e cobre: 
 
CO + H2O 
Fe/Cu CO2 + H2 ∆H= -42KJ.Mol
- 
 
c) Obtém-se também a partir da refrigeração profunda do gás de fornos de coque ou do gás de 
refinação do petróleo, onde todos os gases liquefazem-se com a excepção de hidrogénio. 
 
1.2. Propriedades. 
1.2.1. Propriedades Físicas 
O hidrogénio molecular é um gás incolor, inodoro, com ponto de fusão 20,28K e é praticamente 
insolúvel em água. 
Este livre, encontra-se na terra apenas em quantidades insignificantes. Por vezes, desprende-se com 
outros gases em explosões vulcânicas, bem como em poços durante a exploração do petróleo; É mais 
abundante no estado associado pelo facto dele constituir 1/9 da massa de água. Encontra-se em 
vegetais, animais, petróleo, lenhite e hulha, gases naturais, etc. O teor de hidrogénio em toda massa da 
 
 
6 
 
crosta terrestre é de 1%. O hidrogénio é um gás mais leve de todos, o seu peso é 14,5 vezes menor que 
a do ar. A massa de 1 litrode hidrogénio em condições normais é igual a 0,09g. 
1.2.2. Propriedades Químicas 
O hidrogénio não é excepcionalmente reactivo. Queima ao ar com chama pálida formando água: 
2H2 + O2 2H2O 
É instantânea e fortemente explosiva 
∆Hf = -285,8 Kj H2O(l) 
∆Hf = -241,8Kj H2O(g) 
 
À temperaturas baixas o hidrogênio praticamente não reage com oxigênio. Em temperaturas elevadas o 
hidrogênio pode extrair oxigênio em muitos compostos inclusive da maioria dos óxidos de metais. 
 
Ex: Se se deixar passar hidrogénio acima de óxido incandescente de cobre decorre a reacção: 
CuO(s) + H2(g) Cu + H2O 
 
Na presença de catalizadores (Fe) apropriados e acima de 25oC reage com nitrogénio e forma 
amoníaco. 
N2 + 3H2 2NH3 
 
Com metais electropositivos e com maioria de não metais forma hidretos: 
2Na + H2 2NaH 
Si + 2H2 SiH4
 
 
Hidrogénio Atómico 
A dissociação de hidrogénio é muito endotérmica e isso explica a sua baixa reatividade em 
temperaturas baixas. 
H2 2H ∆H
O= 434,1Kjmol- 
 
Dai, está claro que o átomo de hidrogénio é muito mais activo que a sua molécula. Para entrar numa 
reacção, as moléculas de hidrogénio inicialmente devem decompor-se em átomos, o que exige grande 
gasto de energia. 
Nas reacções de hidrogénio atómico já não há necessidade de tal gasto de energia. 
 
 
 
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Os Iões de Hidrogénio H+ E H- 
Segundo a sua configuração electrónica 1s1, o hidrogénio forma quase sempre ligações covalentes, no 
entanto, existem catiões e aniões de hidrogénio. 
Por perda de 1 electrão forma o catião H+, sendo a energia de ionização 1,31KJmol-. 
H2 2H
+ + 2e- 
O H+ exerce um campo positivo muito forte que, não pode ficar isolado na presença de espécies 
polarizáveis. 
 
Assim, H2O + H
+ H3O
 +. 
 
A adição de um electrão ao átomo de hidrogénio produz a ião H-, sendo a afinidade electrónica 
68Kjmol-. Esta quantidade é a energia de dissociação da molécula de hidrogénio, H2 2H, que 
têm o valor de ∆H= 436Kj/mol, são importantes ao considerar-se o calor de formação dos hidretos 
metálicos; Os valores podem ser comparados com os dos átomos de flúor: 
 
½ H2 H ∆H=218Kj/mol ½ F2 F ∆H=80Kj/mol 
 
H + 1e- H- ∆H= -68 KJ/mol F + 1e- F- ∆H= -368KJ/mol 
 
Sendo o H- com o F-, as energias reticulares dos hidretos ou fluoretos iónicos do mesmo tipo de 
estruturas são similares. 
1.3. Aplicações do Hidrogénio 
Em virtude da sua chama atingir 2800oC, usa-se na soldadura e no corte de metais, na fusão de metais 
dificilmente fusíveis. 
Emprega-se na metalurgia para redução de certos metais não ferrosos a partir dos seus óxidos. 
Emprega-se na indústria química na síntese de acido clorídrico e amoníaco. 
O hidrogénio é também utilizado para remover enxofre, azoto o oxigénio do petróleo bruto por 
reacções catalisada: 
C4H4S + 4H2 C4H10 + H2S 
C5H5N + 5H2 C5H12+ NH3 
C6H5OH + H2 C6H6 + H2O 
 
 
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1.4. Localização do Hidrogénio na Tabela Periódica 
1 H H 
2 
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5 
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O hidrogénio pode se encontra no grupo IA e VIIA, quando se encontra no IA comporta-se como 
metal alcalino formando H+ e no VIIA comporta-se como halogéneo formando H-(hidretos). 
1.5. Hidretos 
São compostos de hidrogénio com outros elementos. 
Os elementos mais electropositivos, os metais do subgrupo I e IIA mais pesados, formam hidretos em 
que o carácter iónico é acentuado, são os hidretos salinos. São compostos de Mex+ e hidrogénio H-. A 
natureza iónica se manifesta na condução de electricidade, no ponto de fusão ou pouco abaixo dele, e 
no desprendimento de H2 no eléctrodo positivo quando são electrolisados em halogenetos fundidos. 
 
Os hidretos do IA, hidreto de lítio (LiH), de sódio (NaH), de potássio (KH), de rubídio (RbH) e césio 
(CsH) tem a estrutura de (NaCl) cloreto de sódio. 
 
Estes se obtêm pela reacção directa entre metais e hidrogênio, em temperaturas de 300 a 700 ºC. 
2Na + H2 2NaH 
2K + H2 2KH 
 
São muito reactivos em relação a água (excepto LiH) neles decorrem a oxi-redução na qual o ião H- 
actua como redutor e o hidrogénio da água como oxidante. 
 
H- Ho + 1e- 
 
 
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H2O + 1e
- HO+ OH- 
 
 NaH + H2O NaOH + H2 
 
O ião H- é uma base bastante forte, a reacção pode ser representada por; 
 
H- + H2O OH
- + H2 
Mostra que a solução aquosa de OH é uma base mais forte do que o H+. Entre os hidretos covalentes 
existem muitos moleculares, inclusive os compostos H2X do grupo VIA, os compostos H3X do grupo 
VA e os compostos H4X do grupo IVA. 
 
Os hidretos de metais de transição são muito variados nas suas propriedades alguns se forma pela 
acção direita de H2 sobre metais. Os mais conhecidos e os mais importantes são os dos lantanídeos, 
actinídeos e dos elementos do grupo IVB e VB. 
 
Na maioria dos casos são sólidos escuros, não estequiométricos: LaH2, 87; YbH2, 55; TiH1, 7 e ZrH1,9. O 
urânio forma um hidreto estequiométrico, UH3 que é útil para a preparação de outros compostos de 
urânio. 
1.6. Peróxido de Hidrogénio H2O2 
 (H___O___O___H ) 
O peróxido de hidrogénio puro é liquido, quase incolor e tem uma consistência xaroposa com 
densidade 1,45 g/ml, congela em cristais tetrágonais à 272,7K e ponto de ebulição de 152,1oC e ponto 
de fusão -1,41oC. 
 
Em muitas propriedades é parecido com a água e está mais associada via pontes de hidrogénio 
(portanto ligação do hidrogénio com um elemento mais electronegativo, neste caso fala-se do 
oxigénio). É 40% mais denso que a água. 
 
Tem uma constante dieléctrica elevada. 
 
 Mas não é de grande utilidade como solvente ionizante, pois a sua natureza ionizante é muito forte e a 
fácil decomposição em presença de traços de muitos iões de metais pesados limitam as aplicações. 
 
 
 
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A solução de peróxido de hidrogénio que se vende contem 30% de peróxido de hidrogénio. 
 
O peróxido de hidrogénio líquido é instável termodinamicamente: 
H2O2 H2O + ½ O2 ∆H= -98,5 KJ/mol ∆G
o= -123kj/mol 
 
Mas a sua decomposição em 298K não é rápida na ausência de catalizadores. 
Os catalizadores são: Ag, metais da família de Pt, Co, Fe, Cu, MnO2 e vários outros óxidos. 
 
As ligações entre os átomos de oxigénio e hidrogénio são polares. 
 
Em solução aquosa sob influência das moléculas polares da água, o peróxido de hidrogénio, pode 
remover os iões de hidrogénio, quer dizer que ele possui propriedades ácidas. 
 
O peróxido de hidrogénio é um acido dibásico muito fraco (K=2,6 x 10-12) na solução aquosa dissocia-
se em iões ainda em grau insuficiente: 
 
H2O2 H
+ + HO2
- 
 
A dissociação pelo segundo escalão. 
HO2
- H+ + O2
2- praticamente não ocorre. 
 
Ela esta suprimida pela presença da água substância que se dissocia com a formação dos iões de 
hidrogénio num grau maior do que o H2O2. 
Porém, ao fixar os iões de hidrogénio, a dissociassão pelo segundo escalão (ocorre) se verifica. 
 
O peróxido de hidrogénio reage directamente com algumas bases formando sais: 
Ba(OH)2 + H2O2 BaO2 + 2H2O 
 
Os seus sais são chamados peróxidos, constituídos por metais e iões O2
2-. 
Nox do oxigénio no peróxido é -1. 
 
O peróxido de hidrogénio pode ser redutor ou oxidante, isto é, revela dualidade de oxidação e redução. 
 
Mesmo assim, as propriedades de oxidação são mais próprias: 
 
 
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H2O2 + 2H
+ + 2e- 2H2O, Potencial padrão do sistema electroquímico onde o peróxido de 
hidrogénio actua como oxidante,eo =1,776V. 
O2
O + 2H+ + 2e- H2O2 potencial padrão do redutor 0,682V. 
 
Ex: Reacções onde H2O2 serve de oxidante. 
KNO2 + H2O2 KNO3 + H2O 
2KI + H2O2 2KOH + I2 
 
Ex: Reacções onde H2O2 tem a capacidade de redução: 
Ag2O + H2O2 2Ag + H2O + O2 
2KMnO4 + 5 H2O2 +3H2SO4 2MnSO4 + 5O2+ K2SO4 +8H2O 
 
Se adicionar as equações correspondentes a redução e oxidação do H2O2 obtem-se a equação de auto 
oxidação e auto redução: 
 
 H2O2 + 2H
+ + 2e- 2 H2O 
(+) 
 H2O2 O2 + 2H
+ + 2e- 
______________________________________________________________ 
2H2O2 2H2O + O2 
 
1.6.1 Produção de H2O2 
Pode produzir-se baseando na electrólise do hidrogeno sulfato de amónio num excesso de ácido 
sulfúrico entre eléctrodo de platina com uma densidade de corrente elevada: 
 
2NH4HSO4 
 *( NH4)2S2O8 + H2 
 
A solução por aquecimento a 5 KPa, hidroliza-se e obtém-se um destilado de água e peróxido de 
hidrogénio: 
 
(NH4)2S2O8 + 2H2O 2NH4HSO4 + H2O2 
 
 
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1.6.2 Aplicação de Peróxido de Hidrogénio 
Na medicina a solução de peróxido de hidrogénio a 3% é um anti-séptico, na industria alimentar usa-se 
para conservar géneros alimentícios. 
Na agricultura o peróxido de hidrogénio usa-se no tratamento de sementes como parasiticidas, usa-se 
também numa série de compostos orgânicos, polímeros, matérias porosas. Como oxidante forte aplica-
se durante o lançamento de foguetes. 
 
Bibliografia 
Heslop, R.B; “Química inorgânica”, 2aedição. 
GLINKA, N. “Química Geral”. Vol1, Editora Mir Moscovo 1988. 
COTTON,F, Alberto “Química inorgânica” Livros Técnicos e Científicos, Editora S. A 1982. 
GLINKA, N. “Problemas e exercícios de química geral” Editora, Editora Mir Moscovo, 1987. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. METAIS ALCALINOS 
2.1. Introdução 
O grupo IA compreende o lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), césio (Cs) e frâncio (Fr), chamam-se 
metais alcalinos. Este nome é ligado com que os hidróxidos de dois representantes de grupo -sódio e 
potássio - desde muito foram conhecido sob o nome álcalis. A partir desses álcalis, submetendo-os á 
electrólise no estado fundido, H, DAVY em 1807 obteve pela primeira vez o potássio e o sódio. 
 2.2. Características gerais 
 Os metais alcalinos pertencem ao Iº grupo, todos eles têm semelhança electrónica, 
apresentam o seu último subnível s pelo que pertencem ao bloco s. 
 
 Todos são metais activos, cedem os seus electrões ficando com excesso de electrões 
positivos ( +1). 
 
 Os átomos dos metais alcalinos têm na sua camada electrónica, exterior um electrão, 
bem afastado do núcleo, os átomos desses elementos o perdem muito facilmente, isto é, 
caracterizam-se pela baixa energia de ionização. 
 
 Os iões monoposetivos que se formam, têm uma estrutura electrónica estável, igual á 
dum gás nobre respectivo (o ião de lítio-estrutura do átomo do hélio, o ião do sódio-a 
do átomo do néon, etc.). 
 
 A facilidade de perda de electrões exteriores caracteriza os elementos examinados como 
os representantes mais típicos dos metais. 
 
 As propriedades metálicas são exprimidas nos metais alcalinos de modo especialmente 
brusco. 
 
 A estrutura tanto de camada electrónica exterior como também da penúltima, sendo 
idêntica para todos os metais alcalinos, excepto o lítio, condiciona uma grande 
semelhança das propriedades desses elementos. 
 
 
 
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 Ao mesmo tempo, o aumento da carga do núcleo e do número total de electrões no 
átomo ao passar de cima para baixo pelo subgrupo cria algumas diferenças nas suas 
propriedades. Assim como nos outros grupos, essas diferenças revelam-se, 
principalmente, em aumento da facilidade de perda de electrões de valência e em 
reforço das propriedades metálicas com o crescimento do número atómico. 
2.3. Ocorrência 
Os metais alcalinos ocorrem abundantemente em combinações químicas, não existindo livre na 
natureza. O sódio e o potássio (2,63% e 2,40% da litosfera respectivamente) existem em grande 
abundância na crosta terrestre; as suas percentagens na água do mar são, respectivamente, 1,14% e 
0,04%. O Li, o Rb, e o Cs têm abundância muito menor e ocorrem em alguns silicatos. 
 
O frâncio existe no estado natural só em quantidades diminutas, e dos seus 27 isótopos conhecidos. 
Todos radioactivos e o de vida mais longa são o 223Fr. 
 
Identificação 
Uma das características dos metais alcalinos é a cor que tem a sua chama e que serve para identificar 
os seus compostos. Podem-se identificar os compostos de sódio facilmente pela cor amarela que 
fornecem a chama. O lítio colora-a de carmin e potássio, rubídio e césio, de violeta. Podem-se 
identificar facilmente os elementos com auxilio de um espectroscópio. 
2.4. Obtenção 
Os metais alcalinos são obtidos por electrólise dos respectivos hidróxidos ou cloretos fundidos. O lítio 
e o sódio são ambos feitos por electrolise, quer duma mistura fundida de LiCl/KCl no primeiro caso 
quer de NaCl fundido no segundo caso. Contudo, o K, o Rb e Cs são produzidos por redução dos seus 
cloretos a alta temperatura e baixa pressão segundo reacções como: 
 
KCl + Na NaCl + K 
 
2RbCl + Ca CaCl2 + 2Rb 
 
 
 
 
 
15 
 
Electrólise de NaCl fundido: 
 
NaCl(s) t0C NaCl(l) Na+ + Cl- 
 
Assim pode obter uma liga de sódio e potássio fazendo passar vapor de sódio através de KCl fundido. 
O potássio é então separado por destilação fraccionada da liga. 
 
Um bom processo de obtenção de césio é por redução do composto CsAlO2 que é produto que se 
obtêm quando se calcina alúmen de césio: 
 
2CsAlO2 + Mg MgAl2O4 + 2Cs 
 
Pelo facto de entrarem facilmente em reacção, devem ser conservados em atmosfera inerte ou 
mergulhados em óleo, como é o caso de lítio, sódio e potássio que são guardados em petróleo ou 
parafina liquida. 
 
O ponto de fusão baixo e a vaporização fácil são obstáculos de obter K, Rb e Cs por electrólise, por 
isso eles podem ser obtidos por acção de vapor de sódio sobre os cloretos ou hidróxidos fundidos: 
 
 KCl + Na NaCl + K 
 KOH + Na NaOH + K 
 
O lítio e o frâncio têm a mesma densidade, a mais baixa temperatura de fusão. 
 
Os volumes atómicos destes metais crescem com o aumento do número atómico á semelhança dos 
gases nobres. 
2.5. Propriedades. 
2.5.1. Propriedades químicas 
Este grupo pertence ao número dos elementos mais activos no sentido químico. A sua alta actividade 
química é condicionada, em primeiro lugar, pelos baixos valores de energia de ionização dos seus 
átomos, que facilita a perda de electrões de valência e a energia de ionização diminui a partir de lítio 
ao césio. 
 
 
16 
 
 
Todos os metais alcalinos ligam-se energécticamente com o oxigénio. O rubídio e o césio inflamam-se 
ao ar espontaneamente; o lítio, o sódio e o potássio inflamam-se com o aquecimento pequeno. É 
característico que somente o lítio ardendo, forma o óxido normal Li2O, os metais alcalinos restantes 
transformam-se nos compostos de peróxido.: Na2O2, KO2, RbO2, CsO2. Os metais alcalinos 
interactuam de modo igualmente enérgico com os halogéneos, especialmente com o cloro e o flúor. Na 
série de tenção, estes metais situam-se longe de hidrogénio, e deslocam-se de água; neste caso 
formando as bases: 
 2K + 2H2O 2KOH + H2 
 
Facilmente perdem os seus electrões de valência nas reacções químicas, eles são redutores mais 
energéticos. A sua capacidade redutora é tão alta, até que eles podem reduzir mesmo os átomos de 
hidrogénio, transformando-os nos iões negativos H-. 
 
Assim com o aquecimento dos metaisalcalinos na corrente de hidrogénio obtêm-se os seus hidretos: 
 2Na + H2 2NaH 
 
Se se introduzir à chama do bico do gás um sal dum metal alcalino, este se decompõe, os vapores do 
metal libertado atribuindo à chama incolor dos matrizes característicos. O lítio dá a cor carmin à 
chama, o sódio a cor amarela, o potássio a violeta. 
 
O lítio è especialmente reactivo com nitrogénio lentamente a 250C e rapidamente a 4000C formando o 
nitreto cristalino vermelho rubi. 
6Li + N2 2Li3N 
 
O sódio vagarosamente com água, potássio provoca a inflamação, o rubídio e o césio reagem 
explosivamente. Pedaços grandes de sódio podem reagir axplusivamente, o lítio, sódio e potássio 
podem ser manipulados ao ar apesar de perder rapidamente o brilho, outros devem ser manipulado sem 
atmosfera de árgon. Têm uma diferença fundamental associada ao tamanho de catiões, aparecem na 
reacção com oxigénio, no ar ou com oxigénio a 1atm. 
 
 
 
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O lítio forma somente o Li2O, com traços de Li2O2. O sódio forma normalmente o peróxido NaO2, mas 
é capaz de absorver mais oxigénio sub pressão formando o superóxido NaO2. O potássio, rubídio, e o 
césio formam superóxidos, M+O2. 
 
Os metais reagem com álcoois dando alcòoxidos: o sódio ou potássio em etanol ou em butanol 
terciários, são usados em química orgânica como agente redutor e ponte de iões núcleo silicos (OR-). 
 
O sódio e outros metais dissolvem-se com muito vigor no mercúrio (Hg) o amalgama de sódio 
(Na/Hg) é liquido quando o teor de sódio é baixo. O sódio quando alto é o agente redutor de utilidade e 
pode ser usado em soluções aquosas. 
 
Na reacção entre o sódio e a água, forma-se além de uma solução alcalina de hidróxido de sódio, 
hidrogénio gasoso (é a formação do gás entre o pedacinho de sódio por cima da água). 
2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) 
 
o sódio reage com o cloro gasoso, originando o cloreto de sódio. 
2Na(s) + Cl2 2NaCl(s) 
 
A temperaturas mais elevadas os cloretos, carbonatos, bem como os hidróxidos de metais alcalinos 
podem ser reduzidos por hidrogénio, carbono e cálcio. 
 
A reacção com cálcio é mais usada. 
2RbCl + Ca CaCl2 + 2Rb 
2RbCO3 + C 3CO2 + 2Rb 
 
 
2.5.2. Algumas propriedades dos metais alcalinos 
Estrutura da camada electrónica exterior dos 
átomos 
Li 
2s1 
Na 
3s1 
K 
4s1 
Rb 
5s1 
Cs 
6s1 
Fr 
7s1 
Raio do átomo, nm 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280 
Energia de ionização E-E+, ev. 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 ---- 
Raio do ião E+, nm. 0,068 0,098 0,133 0,149 0,165 0,178 
Entalpia padrão de atomização a 250C 
Kj/mol de átomo 
 
150,8 
 
91,7 
 
90,3 
 
82,3 
 
78,1 
 
----- 
Densidade, g/cm3 0,53 0,97 0,86 1,53 1,90 2,1-
2,4 
 
 
18 
 
Temperatura de fusão, 00C 179 97,8 63,55 38,8 28,5 ----- 
Temperatura de ebulição 00C 1350 883 776 705 690 620 
Potencial padrão de eléctrodo do processo E+ + 
e- = E,V 
 
-3,045 
 
 
Bibliografia 
 
Heslop, R.B; “Química Inorgânica”, 2aedição. 
 
GLINKA, N. “Química Geral”. Vol1, Editora Mir Moscovo 1988. 
 
PULING, Linus; Química Geral; Volume I; São Paulo. 
3. METAIS ALCALINOS-TERROSOS 
3.1. Introdução 
A designação metais alcalinos-terrosos deve-se aos primeiros compostos de cálcio e do magnésio, que 
apresentavam propriedades alcalinas. A química antiga conceituava como terra toda substância não 
metálica insolúvel na água e que não estavam a entrar em combustão, o que confere o primeiro 
agrupamento desses compostos como terras alcalinas. Posteriormente se descobriram os metais que 
entram na constituição das terras alcalinas, dai o nome metais alcalinos-terrosos. 
 
Assim fazem parte dos metais alcalinos-terrosos todos os elementos do grupo IIA, nomeadamente: 
magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba), berílio (Be) e radio (Ra). 
 
Todos eles apresentam dois electrões na última camada electrónica; São bivalentes apresentam o raio 
atómico menor que os metais alcalinos, devido o aumento da carga positiva no núcleo, atraindo os 
electrões. Como os metais alcalinos também são incluídos entre metais leves, seja aquele cuja 
densidade é menor que cinco. A diminuição do volume acarreta uma serie de consequência; tais como 
maior facilidade de hidratação, maior dureza e densidade. Ainda assemelhando com metais alcalinos, 
formam amálgama com o mercúrio e são solúveis em água, em amónia liquida, com a excepção do 
Berílio e do Magnésio. 
3.2. Ocorrência 
Na natureza os metais alcalinos-terrosos encontram-se em vários minerais: 
 
 
 
19 
 
O Berílio pode ser encontrado em cerca de 32 minerais, sendo os mais importantes: O Berilo[Be3Al2 
6SiO3], Crisoberilo, Fenecita, as pedras preciosas, esmeralde e águas marinhas. A sua maior fonte é o 
Berilo (Be3Al2 6SiO3 ). 
 
O magnésio é encontrado em vários minérios, sendo os mais importantes: dolomita (MgCO3 CaCO3), 
magnesita (MgCO3), olivina, amianto, esteatita, cainita (KClMgSO43H2O) e a carnalita 
(KClMgCl26H2O). Como depósitos salinos encontram-se nos sulfatos, sob forma de Kieserita e 
Kainita. Também podemos encontrar em grande quantidade na água do mar em forma de magnésio 
podemos também encontrar na clorofila das plantas é o 2º metal mais abundante no oceano. 
 
O cálcio devido a sua grande reatividade ele não se encontra no estado metálico na natureza. Ocorre 
em grande quantidade como calcário(CaCO3), gesso (CaSO42H2O), fluorita (CaF2), 
apatita[3Ca3(PO4)2Ca(FCl)2], anidrita(CaSO4) e, em quantidades gigantescas, como 
dolomita(CaCO3MgCO3), também nos grandes depósitos de fosforita [Ca3(PO4)2]. 
 
Estrôncio encontra-se no carbonato, estroncianita, ainda possui um grande minério que é a celestite 
(SrSO4) ou sulfato de estrôncio. 
 
Bário ocorre sempre em forma de barita (BaSO4), ou de viterita (BaCO3) e conhece-se também o 
psilomelano (BaOMnO2). 
 
Rádio foi encontrado numa rica pechblenda de Joachimsthal de Buemia. Actualmente as fontes ricas 
de rádio (minério) ficam no Zaire, grandes lagos do urso no Canadá e nas areias de carnotita do 
colorado, E.U.A. Segundo as recentes pesquisas, mostram novas descobertas em: Ontório, New 
México, Austrália. 
3.3. Propriedades 
Os metais alcalinos terrosos apresentam tanto propriedades físicas e químicas. 
3.3.1 Propriedades físicas 
Todos apresentam propriedades metálicas bem evidentes exceptuando o berílio. No cátodo livre 
representam as substâncias Argênteo-Brancas, mais duras que os metais alcalinos, com temperatura de 
fusão relativamente alta. 
 
 
20 
 
- Segundo a sua densidade todos são metais livres excepto o rádio. As propriedades físicas mais 
importantes estão resumidas na tabela abaixo: 
 Be Mg Ca Sr Ba Ra 
Estrutura da camada electrónica 
exterior do átomo 
 
2s2 
 
 
3s2 
 
4s2 
 
5s2 
 
6s2 
 
7s2 
Raio do átomo 0,113 0,160 0,197 0,225 0,221 0,235 
Energia de ionização 
E- E+, ev 
E+- E+2 
 
9,32 
18,21 
 
7,65 
15,03 
 
6,11 
11,87 
 
5,69 
11,03 
 
5,21 
10 
 
5,28 
10,15 
Entalpia padrão de atomização do 
metal a 250CKj/mol de átomo 
 
320,5 
 
150,2 
 
192,5 
 
164,0 
 
175,7 
 
130 
Densidade g/cm3 1,85 1,75 1,54 2,63 3,76 5,0 
Temperatura de fusão 0C 1285 615 850 770 710 960 
Temperatura de ebulição 0C 2970 1107 1480 1380 1640 1140 
Potencial padrão do electrão do 
processo E+ + 2e-= Ev 
 
-1,847 
 
-2,363 
 
-2,866 
 
-2,888 
 
-2,905 
 
2,92 
3.3.2. Propriedades químicas 
Sabe-se que os metais alcalinos-terrosos possuem dois electrões na ultima camada electrónica, esses 
são removidos com facilidade relativa de átomos, que se transformam, neste caso, em iões 
bicarregados positivamente. Portanto, eles são pouco menos activos quimicamente em relação aos 
metais alcalinos do IA. Todavia, as principais reacções 
são: 
 
a). Reacção com água 
Os metais alcalinos terrososreagem com água, formando hidróxidos, desprendendo o hidrogénio e 
libertando calor. 
 
Me + 2H2O Me(OH)2 + H2 + xCalor Me- metal. 
 
A frio os metais que reagem são (Ca, Sr ou Ba), pois atendendo que a reactividade no grupo 
aumenta com o aumento do número atómico. O Be reage apenas com vapor de água, o magnésio 
reage com água acima de 600C. 
 
 Ca + H2O Ca(OH)2 + H2 
 
b). Reacções com oxigénio 
Quando exposto ao ar reagem com oxigénio formando óxidos. 
Ex: 2Mg + O2 2MgO 
 
 
21 
 
 
c). Reacção com halogéneo 
A reacção com halogéneos dâ-se directamente formando halogenetos, dos quais os metais 
importantes são de cloro. 
 
 Ex: Ba + Cl2 BaCl2 
 Mg + Cl2 MgCl2 
 
d). Reacções com nitrogênio 
Reagem com nitrogênio da atmosfera formando nitretos. 
 Ex: 3Ca + N2 Ca3N2 
Por sua vez nitratos reagem com água formando hidróxido do metal e libertando NH3. 
 Ex: Ca3N2 + 6H2O 3Ca(OH)2 + 2NH3 
 
 e). Reacção com hidrogénio 
 Reagem com hidrogénio formando hidretos, todos são salinos menos o BeH2 é covalente. 
 Ex: Be + H2 BeH2 
 Ca + H2 CaH2 
 
Complexos 
A formação de complexos neste grupo acontece muito pouco. O Be é o mais adequado a essa 
complexibilidade, devido a sua pequena dimensão iónica, que é cinco vezes menor do que a do Ba2+, e 
por ter orbitais energéticas vazias de carga. 
3.4. Aplicações 
Os metais alcalinos terrosos têm enumeras aplicações: 
 
Berílio: usa-se muito na indústria, devido a sua dureza e resistência a atracção; é usado no fabrico de 
molas de escova e de anéis colectores de alta rotação e terreno de aterragem de avião. 
Usa-se no contacto eléctrico, em eléctrodo de soda de pontes em molas de válvula. Aplica-se como 
moderador ou reflector. Emprega-se nas janelas de tubos de aparelhos de raios-X e usa-se na cerâmica 
e trabalhos. 
 
 
 
22 
 
Magnésio: Usa-se em flash light, em fotografia, em fogo de artifício, junto com o cloreto de potássio, 
em bombas incendiárias; em solda como oxidante; em metalurgia e ligas leves com alumínio na 
composição do motor do automóvel. Como agente redutor na produção do urânio puro e outros metais. 
 
Cálcio: é usado como agente redutor de óxidos metálicos, como os de urânio e do tório, de zircónio e 
das terras raras; como desoxidante; como agente ligante com o cobre, e serve como getter para gases 
residuais em tubos de vácuo. 
 
Estrôncio: os seus compostos têm muita aplicação: 
Ex: O hidróxido de estrôncio é usado para refinação de açúcar e o nitrato na pirotécnica para a 
produção de fogos artifícios colorido de vermelho. 
 
Bário usa-se como gatter no tubo de vácuo. Os seus compostos como sulfato de bário 
(BaSO4) usam-se em pigmentos e trabalho para diagnosticação em raio x e na fabricação de papel e da 
borracha; o nitreto e o cloreto são usados no fogo artifício para fornecer a luz verde. O sulfato de bário 
impuro é fluorescente; depois de absorver a luz os sais de bário geralmente são tóxicos. 
 
Rádio - é um elemento mais radioactivo, um milhão de vezes que o urânio, sendo suas radiações 
usadas no tratamento do câncer. 
 
Bibliografia 
GLINKA, N. “Química Geral”. Vol 2, Editora Mir Moscovo 1981 
NABUCO, João Roberto da Paciência; Barros, Roberto Vizeu. “Química Geral” Editora no livro 
Técnico; Rio Janeiro; 1978. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. BERILIO 
4.1. Introdução 
O berílio foi descoberto como óxido em 1797 por Vanguelin quando analisava o minério berilo, 
somente em 1828 o químico alemão Friederich Wohler (1800-1882) trabalhando independentemente 
isolaram-no, fazendo reagir potássio sobre o cloreto de berílio. A origem do vocábulo por Berílio, it 
berillio, berrilium, ing. Beryllium formas do século XVI é o latim beryllium beryllos pedra preciosa de 
cor verde-mar que se representa de senta port. Esp-berilo respectivamente do século XII-XIII, Frebery 
e do séc XII, ing beryl. 1305 al beryll, de 1194 de onde se forma vernaculizações de berílio sinónimo 
de glucímo. 
 
O berílio pode ser encontrado em cerca de 32 espécies de minérios, sendo os mais importantes o 
berilo, o crisoberilo, a fanacita e as pedras preciosas, esmeraldas e água marrinha. 
4.2. Ocorrência na natureza 
O berílio é o elemento metálico do IIA grupo, tal como os metais alcalinos, não se encontra livre na 
natureza. É encontrado na natureza principalmente como berilo Be3Al2(SiO3)6. Algumas variedades do 
berílio coradas com impurezas em cores diferentes pertencem as pedras preciosas (esmeraldas) verdes 
e águas marinhas verde-azuladas. 
4.3. Métodos de obtenção 
Em geral todos os elementos do IIA grupo podem ser obtidos por seus sais fundidos ou por redução 
metalotérmica (como redutores usam-se metais activos). 
O berílio industrialmente prepara-se por electrólise de uma mistura eutétetica de cloreto de berílio, 
 
 
 
24 
 
 BeCl2(liq) + NaCl, para reduzir o P.F do sistema: 
 
 BeCl2 
300º Be + Cl2 
 (cátodo) (ânodo) 
 
O berílio também se pode obter pela redução do Mg - térmica a partir de fluoreto de berílio: 
 
 BeF2 + Mg Be + MgF2 
4.4. Propriedades. 
4.4.1. Propriedades físicas 
O berílio é o menor elemento do grupo, isto é, tem menor raio atómico e iónico, em consequência é o 
elemento de mais baixa electroposetividade e possui maior energia de ionização comparando com os 
outros elementos do seu grupo, não obstante ele apresenta mais facilidade na formação de iões e de 
complexos. Os seus sais são os mais hidrolizáveis e não possuem mais de 4 moléculas de água de 
cristalização. 
 
O berílio tem menor poder de absorção por unidade de espessura entre todos os materiais utilizados em 
aparelhos, o berílio é branco metálico, duro, frágil e leve, muito estável a corrosão. 
4.4.2. Propriedades químicas do berílio 
O número de coordenação carateristico para o ião berílio Be2+ é 4, nas condições normais o berílio não 
forma iões simples, só complexos, tanto os catiões como os aniões o número de coordenação quatro(4) 
corresponde a hibridização sp3. 
 
Com o aquecimento o berílio queima-se no seio de oxigénio e no ar, reage com enxofre e nitrogénio do 
ar dando óxido berilico (BeO, Be3N3 e BeS), com hidrogénio nas condições normais não reage mesmo 
a 10000C (mais existe o hidreto de berílio). Não é atacado pelos halogéneos a frio. Devido a película 
do óxido de berílio não reage com água; o Be tem propriedades anfotéricas. 
 
 2Be + H3O
+ + 7H2O 2 [Be(OH2)4]
2+ + 1/2 H2 
 
 H2O OH2 
 
 
25 
 
 
 Be2+ 
 
 H2O OH2 
 
 
2Be + 6OH- + 2H2O 2 [Be(OH)4]
2- + H2 
 
em ácido nítrico HNO3 e sulfúrico H2SO4 concentrado a frio o berílio é passivo, com o aquecimento a 
película dissolve-se e reage. Com metais formam compostos intermetalicos( berilatos da serie do 
subnivel d.). 
 
Nos compostos do tipo BeX2 (ex: BeCl2- os átomos de berílio passam ao estado excitado e ocorre a 
hibridização sp e estrutura linear). 
 __ __ __ __ __ __ 
Be ___ Be* __ 
 2s 2p 2s 2p 
Aqui a custa do desemparelhamento dos electrões forma-se as duas ligações covalentes e ocorre a 
hibridização sp: Os electrões valentes formam as duas nuvens electrónicas equivalentes sp, estendidas 
nos sentidos contrários. 
 
As moléculas do tipo BeX2 são deficientes em electrões, portanto ao arrefecer o BeCl2(g) entre as 
moléculas separadas surgemligações covalentes novas (ligações em pontes de cloro onde o átomo de 
berílio é aceitador de electrões). 
 
 Cl Cl 
Be Be Be 
 Cl Cl parte de um polímero sp3- Hibridização 
 
Para o berílio é característico que nas soluções aquosas de álcalis ele também se dissolve; neste caso, 
se formam os hidroxoberilatos: 
 
Be + 2NaOH + 2H2O Na2[Be(OH)4] + H2 
 
 
26 
 
 Tetrahidroxoberilato de sódio 
 
O hidróxido de berílio tem carácter anfótero claramente exprimido, e por isso difere dos hidróxidos 
dos metais alcalino-terrosos. Na água ele é praticamente insolúvel, mas dissolve-se facilmente tanto 
em ácidos como nas bases, no último caso com formação dos hidroxoberilatos: 
 
Be(OH)2 + 2NaOH Na2[Be(OH)4] 
 
O berílio arde com vapor de enxofre formando BeS. Este composto não se pode obter por via húmida, 
embora como o BeO, não reage com água, o sulfureto de magnésio obtido duma forma semelhante do 
metal e do enxofre hidroliza-se rapidamente. 
 
MgS + 2H2O Mg(OH)2 + H2S 
O berílio e os seus carbonetos reagem com água formando bases e desprendendo CH4 
 
Be2C + 4H2O 2Be(OH)2 + CH4 
 
Reage com hidróxidos de sódio desprendendo hidrogénio e formando berilatos: 
 
Be + 2NaOH Na2BeO2 + H2 
 
O berílio é semelhante num grau essencial com alumínio (Al III grupo. III períodos da T.P este 
fenómeno chama-se semelhança diagonal). 
4.5. Aplicação do berílio. 
As placas metálicas finas do berílio deixam passar o raio x e servem de material singular para fabricar 
janelinhas de tubos de raios x através das quais saem para fora. 
Além dos bronzes do berílio aplicam-se as ligas do níquel com 2-4% de berílio que são comparáveis 
com os aços inoxidáveis da alta qualidade devido a sua elasticidade e resistência a corrosão. 
Aplica-se na fabricação das molas e instrumentos cirúrgicos. 
As suas pequenas ligas empregam-se na construção de aviões. O berílio é um dos melhores 
moderadores e reflectores de neutrões nos reactores nucleares de altas temperaturas. É também usado 
em contacto eléctrico em eléctrodos de solda de pontos em molas de válvulas. 
 
 
27 
 
 
 
Bibliografia 
Heslop, R.B. ; “Química Inorgânica”, 2aedição. 
GLINKA, N. “Química Geral”. Vol1, Editora Mir Moscovo 1988. 
 
 
 
5. CÁLCIO 
5.1. Introdução 
O cálcio era conhecido desde os tempos mais remotos da antiguidade sob a forma de óxido de cálcio 
(CaO), mas só em 1808. Davy conseguiu isola-lo puro por electrólise depois de Berzelius, também te-
lo preparado por electrólise de uma amalgama de CaO. 
5.2. Ocorrência 
O cálcio é o 5º metal mais abundante da crosta terrestre ultrapassando a 3,4%. É um elemento 
fundamental na constituição dos dentes e ossos. Devido a sua reactividade não é encontrado sob a 
forma metálica na natureza; ocorre em grandes quantidades como: 
- Calcário (CaCO3) 
-Gesso (CaSO4.2H2O) 
-Dolomite (MgCO3. CaCO3) 
-Fluorite (CaF2) 
-Calcite 
-Silicatos (CaSiO3) 
-Anidrita (CaSO4) 
5.3. Obtenção 
a) O cálcio metálico é obtido por electrolise do cloreto de cálcio fundido ( CaCl2) 
Este método é usado actualmente para preparar o cálcio. 
 
CaCl2 Ca(s) + Cl2(g) 
 
 
 
28 
 
b) É obtido pela redução do CaI2 por intermédio do sódio. 
CaI2 + 2Na Ca + 2NaI 
 
c) Obtem-se pela redução da cal viva calcinando com alumínio à 147K e 100Pa. 
6CaO + 2Al 3Ca + Ca3Al2O6 
5.4. Propriedades. 
5.4.1. Propriedades físicas 
O cálcio é um metal branco prateado e brilhante, muito leve e é um dos mais moles que existem, ao ser 
exposto ao ar, ele cobre-se rapidamente pela camada do óxido e ao ser aquecido arde com chama viva 
avermelhada, possuindo assim a alta reactividade química. 
A sua densidade é cerca de 2,63g/cm3; p.e= 14800C, p.f= 8000C, r=0,197nm, a estrutura da camada 
exterior é: 4s2. 
5.4.2. Propriedades químicas 
 a) Reage prontamente com nitrogénio atmosférico formando nitreto. 
Ex: 3Ca(s) + N2(g) Ca3N2 
 
b) reage com oxigénio do ar atmosférico produzindo o óxido de cálcio. 
 2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s) 
 
c) Decompõe a água liberando o H 
 Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(s) + H2(g) 
 
d) Na atmosfera com o hidrogénio dá o hidreto de cálcio (CaH2), uma substância semelhante com um 
sal, reage com água produzindo o hidróxido de cálcio e libertando grande quantidade de hidrogénio, 
por isso aplica-se para a obtenção de H2 e também aplicado como titulo do desencante efectivo, capaz 
de tirar a água mesmo dos cristalohidratos. 
Ex: Ca(s) + H2(g) CaH2(g) 
 
 CaH2 + 2H2O(l) Ca(OH)2 + 2H2 
 
 
 
29 
 
e) O cálcio é um metal muito activo que se combina facilmente com halogéneos como por ex: o flúor, 
bromo, iodo, consoante o esquema abaixo: 
Ca(s) + X2 CaX2, onde x é o halogéneo em causa 
 
Ex: Ca(s) + Cl2(g) CaCl2(aq) 
 Ca(s) + I2(g) CaI2(s) 
f) O cálcio perante os óxidos metálicos como o caso de, Rb. U, Tr, Zr pode-se comportar como agente 
redutor. 
Ca(s) + 2RbCl CaCl2 + 2Rb(s) 
5.5. Aplicação: 
O cálcio metálico tem utilização bastante limitada serve, sobretudo como agente ligante para metais 
como alumínio e cobre-. 
 Na preparação do metal berílio a partir dos seus compostos 
Agente desidratantes para solventes orgânicos 
Remover o oxigénio e o enxofre do aço e de algumas outras ligas. 
Para além de ser um componente maioritário dos ossos e dentes, o seu ião (Ca2+) activa diversos 
processos metabólicos, cardíacos, contracção sanguínea, contracção muscular na transmissão de 
impulsos. 
Contribui no crescimento de corais e esponjas calcárias de conchas e algas marinhas. 
Usado na produção dos seus compostos como o CaO, CaH2, CaSO4 e outros. 
 
Alguns compostos de cálcio 
5.6. Óxido de cálcio (CaO) 
O CaO é uma substância branca, muito resistente ao fogo, que se funde apenas à temperatura cerca de 
26000C, P.e de 25800C. Na técnica o óxido de cálcio chama-se cal viva. Obtem-se pela calcinação de 
carbonato de cálcio na forma de calcário ou giz. 
A calcinação é realizada nos fornos altos, que tem o nome de fornos de cubo. O forno é enchido pelas 
camadas alternadas de combustível e calcário e depois acendido debaixo. Durante a calcinação, o 
carbonato de cálcio decompõem-se: 
 
Ex: CaCO3(s) CO2(g) + CaO(s) - 178Kj 
 
 
 
30 
 
Sendo constantes as concentrações das substâncias sólidas para a constante de equilíbrio desse 
processo obtém-se a expressão: 
 K= [CO2] 
 
O óxido de cálcio pode ser obtido a partir da reacção directa de cálcio e oxigénio. 
5.6.1. Propriedades. 
 
5.6.1.1. Propriedades químicas 
a) O óxido de cálcio reage facilmente com água libertando calor, durante este processo os pedaços de 
CaO absorvem a água, aumentam de volume e desfazem-se se transformando num pó fino e 
inconsistente - o hidróxido de cálcio. 
 Ex: CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2 + 65Kj 
 
b) O óxido de cálcio reage com CO2 formando carbonato. 
Ex: CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) + Calor 
5.6.2. Aplicação 
Durante muitos anos os agricultores usaram cal viva para baixar a acidez dos solos, no intuito de 
melhorar as colhetas. Acal viva é ainda hoje aplicada em lagos afectados por chuvas ácidas. 
Produção de hidróxido de cálcio que é importante para o fabrico de material de construção. 
Usa-se na metalurgia extractiva para produzir escória contendo as impurezas especialmente areia 
presente nos minérios demetais. 
 
5.7. O carbonato de cálcio 
É um sólido branco muito pouco solúvel na água. Ocorre na natureza como minerais calcite e 
aragonite. 
5.7.1. Obtenção 
a) Obtêm-se pela combinação directa da cal viva e o dióxido de carbono. 
CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) 
 
b) A partir da reacção de Ca(OH)2 e H2CO3 
 
 
31 
 
Ca(OH)2(s) + H2CO3 CaCO3(s) + 2H2O(l) 
 
c) A partir da reacção entre o sulfato de cálcio e o carbonato de sódio 
CaSO4(s) + Na2CO3(s) CaCO3(s) + Na2SO4(aq) 
5.7.2. Propriedades químicas 
a) O carbonato de cálcio decompõe-se por aquecimento formando o óxido de cálcio. 
CaCO3(s) CO2(g) + CaO(s) - 178Kj) 
 
b) Reage com ácido clorídrico 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
5.7.3. Aplicação 
O CaCO3 é importante na industria de cimento portland 
Na fabricação de CaO pela sua decomposição 
É usado também na produção de vidro e fertilizantes. 
É usado como matéria prima no processo de solvay. 
5.8. Sulfato de cálcio- (CaSO4) 
O sulfato de cálcio é um sólido branco; r= 2, 96, p.f = 14500C. Ocorre na natureza como mineral 
anidrita que têm umas estruturas rômbicas, mudando para uma cor monocíclica a 2000C. Mais 
vulgarmente é encontrado como composto dihidratado (CaSO4.2H2O) conhecido por gesso de estuque. 
O CaSO4 é parcialmente solúvel na água. 
5.8.1. Obtenção 
Pode-se obter a partir do seu sal dihidratado 
CaSO4(s) 
310 - 400K CaSO41/2H2O 
410-470K CaSO4(s) 
 
A fácil clivagem dos cristais de gesso provêm da sua estrutura cristalina em camada. 
 
b) A partir de óxido de cálcio e trióxido de enxofre 
CaO(s) + SO3(g) CaSO4(s) 
 
c) Pela reacção do metal cálcio com o ácido sulfúrico 
 
 
32 
 
Ca(s) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + H2 
 
 
 
5.8.2. Propriedades químicas 
a) Reage com carbonato de sódio produzindo sulfato de sódio e carbonato de cálcio. 
CaSO4(s) + Na2CO3(s) CaCO3(s) + Na2SO4(s) 
 
b) Reage com estereato de sódio formando o estereato de cálcio. 
2C17H35COONa(s) + CaSO4(s) (C17H37COO)2Na + Na2SO4(s) 
 
c) a um aquecimento não muito forte o gesso liberta ¾ da sua água de cristalização transformando-se 
num pó branco de gesso seme-aquoso. 
2(CaSO4.2H2O) 2CaSO4.H2O + 3H2O 
 
Ao juntarmos este pó com água da-se a reacção inversa 
2CaSO4.H2O + 3H2O 2(CaSO4.2H2O) 
 
5.8.3. Aplicação 
O sulfato de cálcio devido a solubilidade parcial na água, é uma causa da dureza da água, é usado na 
produção de certos tipos de tintas, cerâmica e papel. 
As fórmulas que ocorrem na natureza são usados na produção de ácido sulfúrico. 
emprega-se em estruturas a titulo dum material que aumenta o poder de coesão e também na 
fabricação de moldes. 
Na cirurgia, são utilizadas as faixas de gesso durante as fracturas. 
 
Bibliografia 
Heslop, R.B. ; “Química Inorgânica”, 2aedição. 
GLINKA, N. “Química Geral”. Vol1, Editora Mir Moscovo 1988. 
ESTREI, Egipto; Enciclopédia Internacional. 
DAINTITH, John, Dicionário breve da vida; Editorial Presença. 
 
 
 
33 
 
 
 
 
 
6.0. ELEMENTOS DO GRUPO IIIA 
6.1. Características gerais 
Os elementos do subgrupo principal do III grupo: Boro(B), alumínio (Al), gálio (Ga), Índio (In) e tálio 
(Tl)- caracterizam-se pela presença de três electrões na camada electrónica exterior do átomo. 
 
O boro é o primeiro elemento que encontramos neste capitula que não é um metal. 
 
Nos compostos, eles revelam o número de oxidação +3. Porem, com o aumento da massa atómica 
aparece também os números de oxidação mais baixos. 
 
 Para o último elemento do subgrupo, o tálio, os compostos mais estáveis são os compostos nos quais o 
seu número de oxidação é igual a +1. 
 
Com o aumento do número atómico as propriedades metálicas dos elementos examinados, tal como os 
outros dos subgrupos principais, tornam-se mais fortes visivelmente. Assim, os óxidos de boro têm 
caracteres ácidos, os óxidos de alumínio, gálio e índio são anfoteros e o óxido de tálio (III) tem o 
carácter básico. 
6.2. Propriedades gerais 
 B Al Ga In Tl 
Estrutura 
Electrónica 
 
2s22p1 
 
3s2 3p1 
 
4s2 4p1 
 
5s2 5p1 
 
6s2 6p1 
Raio do átomo 0,091 0,143 0,139 0,166 0,1771 
E1 
 
 E2 
 E3 
8,30 5,99 6,00 5,79 6,11 
25,15 18,8 20,5 18,9 20,4 
37,9 28,4 30,7 28,0 29,8 
Densidade g/cm3 2,34 2,70 5,90 7,31 11,85 
P.F. 0C 2075 660 29,8 156,4 304 
P.eb. 0C 3700 2500 2205 2000 1475 
 
O boro é um semi-metal quase tão electropositivo quanto ao hidrogénio 
 
 
34 
 
A electronegatividade do grupo diminui acentuadamente do boro para o alumínio, a partir da qual 
cresce regularmente com o aumento do numero atómico, de modo que o tálio, tem quase a mesma 
electronegatividade que o boro. 
 
 Ao contrario dos outros elementos do grupo, o boro tem pequeno raio atómico e iónico, pequeno 
volume e densidade baixa. O seu ponto de fusão é invulgarmente alto para um não metal, o que indica 
que a força de coesão é muito intensa entre seus átomos. 
 
 Quanto ao gálio vale salientar que é o elemento do grupo que apresenta a maior diferença entre o p.f e 
de ebulição, seja o de maior faixa liquida. 
 
 Dos elementos do grupo IIIA, o boro é o único que apresenta todo os seus compostos covalentes, pois 
o alumínio e o gálio apresentam como compostos covalentes apenas cloretos quando anidros. 
6.3. Ocorrência 
O BORO: As principais fontes de compostos de boro são os minerais complexos como bórax ou deca-
hidrato do tetraborato de sódio (Na2B4O7.10H2O) , Kernite ou tetra-hidrato de tretraborato de 
sódio(Na2B4O7.4H2O) e colemelita ou penta-hidrato de hexaborato de cálcio (Ca2B6O11.5H2O). Os 
depósitos mais importantes desses minerais acham-se na Califórnia. 
O boro natural tem dois isótopos: 10B(19,6%), e 11B(80,4%). 
 
O ALUMINIO(Al): 7,5% da litosfera, encontra-se extensamente distribuídos pelas rochas ígneas, mas 
o único minério aproveitável é a bauxite. Também podemos encontrar no mica, argila, fidelpasto, 
silimanita e zeólitos. 
 
O GÁLIO (Ga): 10-4% da crosta terrestre, encontra-se na blenda e também em certas cinzas 
carboníferas. 
 
O ÍNDIO (In): 10-5% da crosta terrestre, encontra-se também na blenda, mas raramente acima de 
0,1%. 
 
O TÁLIO (Tl): 10-5%da crosta terrestre é principalmente recuperado das cinzas de combustão dos 
fornos de perite. 
 
 
35 
 
 
6.4. Propriedades 
6.4.1. Propriedades físicas 
Os pontos de ebulição aumentam a medida que o número atómico aumenta. 
Todos são metais macios, com excepção do boro que é um ametal. 
O gálio é um semimetal quase tão electropositivo quanto ao hidrogénio. 
Conduzem a corrente eléctrica, com excepção do boro, a sua condutividade eléctrica é pequena e 
aumenta com a temperatura. 
6.4.2. Propriedades químicas 
a). O alumínio e o gálio reagem tanto com os ácidos (dando sal e libertando o hidrogénio) e com as 
bases fortes (dando aluminatos e galatos): 
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 
 
2Ga + 6HCl 2GaCl3 + 3H2 
 
2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2 
 
2Ga + 2NaOH + 2H2O 2NaGaO2 + 3H2 
 
b). O alumínio, perdendo a película protectora, reage com água deslocando desta o hidrogénio, 
2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 
 
c). A água não ataca o boro, mas o vapor de água sobre o elemento aquecido ao rubro forma ácidos 
bórico e hidrogénio, 
2B + 6H2O 
∆ 2H3BO3 + 3H2 
 
d). Quanto aos ácidos o boro não reage com o clorídrico nem com o fluorídrico, mesmo a quente, 
sendo lentamente atacado por ácido sulfúrico a quente e ácido nítrico concentrado. 
2B + 3H2SO4 2H3BO3 + 3SO2 
 
2B+ 6HNO3 2H3BO3 + 6NO2 
 
 
36 
 
e). O boro é estável ao ar em temperaturas normais; com temperaturas elevadas forma mistura de 
óxido B2O3 e nitreto (BN). 
 
f). Todos os elementos desse grupo formam hidretos, com excepção do tálio sendo os mais 
interessantes os do boro. 
 
g). Todos os elementos do grupo formam trihalogenetos (ex: Ehal3). 
 
h). O alumínio e o índio formam hidretos polímeros de fórmula (AlH3)n e (InH3)n. 
 
i). Aquecendo o boro amorfo até 7000C, ele inflama-se se transformando em óxido, libertando uma 
grande quantidade de calor. Caso contrário, ele não se oxida ao ar 
4B + 3O2 2B2O3 + 2508kj 
 
j). - O boro combina-se directamente com halogéneos, oxigênio,enxofre,nitrogênio e carbono 
formando compostos binários como BF3, B2O3, B2S3, BN e B4C. 
 
l). O alumínio reage com o oxigênio na ausência de humidade e quando se oxida forma-se uma 
película protectora. 
 
m). O índio quando aquecido fortemente ao ar, arde oxidando-se, mas facilmente volta ao estado 
primitivo: 
In + 3O2 2In2O3 
 
Bibliografia 
ENCICLOPÉDIA BRITÁNICA DO BRASIL n08; São Paulo-Rio de Janeiro. 
RUSSEL, John B. QUÍMICA GERAL, 2ªEdição, Volume 2, 
QUÍMICA INORGÂNICA 2; Iu. V. Khodakov; EPSTEIN, P.A. Gloriózov. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
 
 
7.0. BORO (B) 
 
É o primeiro elemento do IIIA grupo da T.P dos elementos. Apesar de se encontrar neste grupo ele é o 
mais semelhante pelas suas propriedades com o elemento do IVA grupo, o silício (Si).Nisto revela-se a 
semelhança diagonal. 
7.1. Ocorrência 
È pouco abundante na natureza, o seu teor na crosta terrestre é cerca de 3 x 10-4%massa; sendo dois 
isótopos 10B19, 6% e 11B com 80,4%. 
 
Não ocorre no estado livre. Os seus principais compostos pertencem ao ácido bórico e sais do ácido 
bórico o bórax ou tetraborato de sódio decahidratado ( Na2B4O7.10H2O). 
Encontra-se em três formas alotrópicas, boro romboédrico α, boro romboédrico γ e boro tetragonal. 
7.2. Obtenção 
O boro pode ser obtido por diversos processos: 
 
a) Redução de cloreto de boro por hidrogénio ou vapor de sódio 
 
 A mistura de BCl3 e H2 é passada por filamento de tântalo aquecido entre 1100
0C à 13000C obtem-se 
aqui o boro sub forma cristalina e pura, com a dureza de 9,3 na escala de mohs quase igual a do 
diamante igual a 10. 
 2BCl3 + 3H2 1100 -1300º 6HCl + 2B 
 
b) Redução do óxido bórico por magnésio ou alumínio 
Obtem-se o óxido de boro acidulando-se o bórax: 
B4O7
2- + 2H+ 2B2O3 + H2O 
B2O3 + 3Mg 3MgO + 2B 
 
 
 
38 
 
O óxido de boro aqui obtido contem impurezas, para separar MgO e B dissolve-se o MgO com ácido 
restando insolúvel o boro escuro, amorfo e mais reactivo do que o boro cristalino. 
 
 
c) Éléctrolise dos fluoroboratos fundidos 
2KBF4 2KF + 2B + 3F2 
 
d) Decomposição de boranos (diborano simples) 
B2H6 2B + 3H2 puro. 
 
7.3. Propriedades 
7.3.1 Propriedades Físicas 
O boro (B) é um não metal, sólido cristalino negro, duro com uma dureza quase igual a do diamante. 
 
Numero atómico 5 
Peso atómico 10,811 
Configuração electrónica 1s22s22p1 
Ponto de fusão 20300C 
Número de oxidação +3 
É estável ao ar em temperaturas normais. 
 
7.3.2. Propriedades Químicas 
O boro forma composto covalentes; por causa da pequena dimensão iónica, pois tem apenas dois 
níveis de energia e assim os electrões do segundo nível de energia são atraídos fortemente pelo núcleo, 
não podendo transferir-se para o outro átomo e assim combinar-se por electrovalência. 
 
O boro tem uma química muito especial em comparação com alumínio e outros elementos do grupo 
IIIA, mas assemelha-se nas propriedades com o silício. 
 
As principais semelhanças com o silício e as diferenças com o alumínio são as seguintes: 
 
 
 
39 
 
O hidróxido de boro B(OH)3 tem propriedades ácidas enquanto que o hidróxido de alumínio Al(OH)3 é 
um anfótero. 
 
Os boratos e os silicatos têm a mesma estrutura e é bastante complicada (formação de cadeias de anéis 
e outras formações). 
 
Os haletos de boro e slicio, excepto o BF3 são facilmente hidrolisáveis. Os haletos de alumínio são 
sólidos e parcialmente hidrolisáveis. 
 
Os hidretos de boro e de silício são voláteis, inflamam-se espontaneamente e, facilmente hidrolisam-
se. 
 
O hidreto de alumínio é um polímero sólido (AlH3)n. 
 
 A mais marcante característica da química do boro é a existência de um grande número de compostos 
em que os átomos de boro formam poliedros e estruturas abertas como uma cesta. 
 
a) A água não ataca o boro, mas sim o vapor de água sobre elemento aquecido ao rubro forma o ácido 
bórico e hidrogénio: 
2B(s) + 6H2O(v) 2H3BO3 + 3H2 
 
b) Não reage com ácido clorídrico, nem com o ácido fluorídrico mesmo a quente, sendo lentamente 
atacado pelo ácido sulfúrico quente e nítrico concentrado: 
B + HCl Não reage 
 
B + HF Não reage 
 
2B(s) + 3H2SO4(quente) 2H3BO3 + 3SO2 
 
2B(s) + 6HNO3 2H3BO3 + 6NO2 
 
c) Combina-se directamente com halogéneo, oxigénio, enxofre, nitrogénio e carbono formando 
compostos binários como: BF3, B2O3, B2S3, BN e B4C3. 
 
 
40 
 
2B + 3F2 2BF3 triflufluoreto de boro 
 
4B + 3O2 2B2O3 óxido de boro 
 
2B + 3S B2S3 sulfureto de boro (polímero) 
 
2B + N2 2BN nitreto de boro (polímero) 
 
4B + 3C B4C3 carbeto de boro 
 
d) Reage com metais alcalinos e alcalinos-terrosos formando boretos que podem ser considerados 
composto iónico. 
B + 3Na Na3B boreto de sódio 
2B + 3Mg Mg3B2boreto de magnésio 
7.4. Compostos de boro 
Os principais compostos de boro são: Os halogenetos, os hidretos, os compostos oxigenados, os 
boranos, os carboranos e os boretos. 
 
a) Halogenetos de boro 
 
Os mais importantes são os de fórmula geral BX3, onde X é o halogéneo, havendo também os de 
fórmula geral B2X4 e (BX)n. 
 
Os trihalogenetos BX3 com excepção do fluoreto são preparados a partir do óxido de boro por 
tratamento com o halogéneo e carbono a altas temperaturas. 
 B2O3 +3C + 3X2 ∆ 2BX3 + 3CO 
 B2O3 +3C + 3Br2 ∆ 2BBr3 + 3CO 
 
Podem também ser preparados aquecendo o fluoreto de boro com halogeneto de alumínio 
correspondente: 
BF3 + AlCl3 ∆ AlF3 + BCl3 
 
 
 
41 
 
O boro reage directamente com o flúor, formando-se o BF3, mas como processo de preparação usa-se o 
óxido de boro com mistura de fluoreto de cálcio e ácido sulfúrico a quente: 
 
 
 B2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 ∆ 3CaSO4 + 3H2O + 2BF3 
 
Todos os halogenetos de boro são compostos covalentes sofrendo hidrólise com facilidade e 
desprendendo o halogeneto de hidrogénio correspondente: 
 
BX3 + 3H2O H3BO3 + 3HX 
Ex: BCl3 + 3H2O H3BO3 + 3HCl 
 
O BF3 além do fluoreto de hidrogénio, forma também o ácido tetrafluorobórico 
H3BO3 + 4HF HBF4 + 3H2O ( A. Tetrafluorobórico) 
 
A capacidade de haletos de boro aceitar os electrões faz com que sejam usados como catalizadores. 
BF3 + NH3 BF3NH3 
7.4.1. Compostos oxigenados de boro 
O boro combina-se directamente com o oxigénio a 400-7000c 
4B + 3 O2 2B2O3 + 698Kcal/mol 
 
O boro amorfo reage já a 6000c, ao passo que o cristalino necessita de temperaturas mais elevadas. 
 
Como o B2O3 é um óxido ácido, dissolvido em água dá ácido bórico, e em álcalis dá boratos: 
B2O3 + 3H2O 2H3BO3 
B2O3 + 6NaOH 2Na3BO3+ 3H2O 
 
Aqui forma-se de preferência o tetraborato: 
2B2O3 + 2NaOH Na2B4O7 + H2O 
 
Esse óxido pode ser considerado anidrido dos ácidos tetrabórico, pirobórico e metabórico: 
 2B2O3 + H2O H2B4O7( relação2:1) 
 
 
42 
 
2B2O3 + 3H2O 2H6B4O4(relação 2:3) 
B2O3 + H2O 2HBO2(relação 1:1) 
 
Esses ácidos também podem ser obtidos por desihidratação controlada do H3BO3 que é um material 
cristalino que funde a 1850c e perde água a 3000c: 
4 H3BO3 - 4H2 O 4HBO2 -H2O H2B4O7 
 
 
O bórax, tetraborato de sódio decahidratado Na2B4O7.10H2O pode ser preparado aquecendo-se 
metaborato com ácido bórico: 
4NaBO2 + 2H3BO3 
∆
 2Na2B4O7 + 3H2O 
 
Os sais do ácido bórico ou boratos, são principalmente os derivados não do ácido ortobórico, mas sim 
do ácido tetrabórico e de outros ácidos, ácidos mais pobres em água: 
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O Na2SO4 + 4H3BO3 
4H3BO3 + 2NaOH Na2B4O7 + 7H2O 
 
O bórax ao ser aquecido perde água de cristalização e funde-se. No estado fundido ele dissolve os 
óxidos dos diferentes metais, formando os sais duplos do ácido metabórico de cores característicos 
para cada metal: 
Na2B4O7 + CoO 2NaBO2.Co( BO2)2 
 (azul) 
Com outros iões: 
Cu++-azul 
Ni++-verde 
Fé++-verde pálido 
Mn++-róseo 
7.4.2. Hidretos de boro ou boranos 
São compostos voláteis e binários de hidrogénio e boro, sendo as seguintes as formulas gerais dos 
boranos conhecidos: BnHn + 4 e BnHn + 6 
 
 
 
 
43 
 
 
 
 
 
Boranos P.fusão P. ebulição 
B2H6 (diborano) -165,5 -92,5 
B4H10 (tetraborano) -120 18 
B5H10 pentaborano) - 46,6 48 
B5H9 (pentaborano) -123 -63 
B6H10(hexaborano) - 65 ( p.vapor a 00c=7,2mmdeHg) 
B10H14(decaborano) 99,7 213 
B9H15(eneaborano) 2,6 
 
A estrutura desse composto apresenta problema intricado, pois seus electrões de valência são 
insuficientes para formar uma série completa de ligações por par de electrões. Assim, no B2H6 existem 
12 electrões de Valência, em vez de 14 necessários para uma ligação por pares de electrões. 
 
 
H H H 
 B B 
H H H 
 
Neste esquema são indicadas com linhas tracejadas as ligações trincêntricas: 
Aqui, o par electrónico comum ocupa uma orbital molecular que engloba os três átomos – um átomo 
de hidrogénio (ponte) e dois átomos de boro. Tal orbital forma-se devido a sobreposição da orbital 1s 
do átomo de hidrogénio com as orbitais híbridas SP3 de 2 átomos de boro. 
Os quatro átomos «extremos do hidrogénio são ligados com os átomos de Boro com ligações 
bicêntricas bielectrónicas comuns. Deste modo dos doze electrões valentes existentes em átomos que 
compõem a molécula do diborano os oito electrões participam na formação das ligações bicêntricas B-
H, e os quatro formam as duas ligações tricêntricas B-H-B. 
Os boranos não podem ser obtidos directamente, mas podemos obter da seguinte maneira: 
 
Hidrólise de boreto de magnésio com ácidos diluídos(HCl ou H3PO4) 
2Mg3B2 + 12HCl H2 + B4H10 + 6MgCl2 
O produto principal é B4H10 cuja a decomposição térmica dá B2H6. 
 
 
 
44 
 
Passagem de uma mistura de hidrogénio e cloreto ou brometo de boro, através de um arco eléctrico e 
condensação doa produtos por meio do ar liquido. 
2BCl3 + 6H2 6HCl + 2BH3 
 
 Em casos especiais usa-se: 
3NaBH4 + 4BF3 3NaBF4 + 2 B2H6 
3LiAlH4 + 4BCl3 3LiCl + 3AlCl3 + 2 B2H6 
 
Por aquecimento os boranos transformam-se em outros boranos e ao rubro em boro e hidrogénio. 0 
2 B2H6 
100 C B4H10 + H2 
 
Reage com NH3: 
 
B2H6. 2NH3 é um sólido branco, não voláctel solúvel em água quando aquecido a 200
0C forma 
triborotriamina (Bomazol ou borazeno) B3N3H6 que é muito estável, devido a sua estrutura pode ser 
considerado análogo iónico do benzeno. 
 H 
 | 
 B 
 
 H N N H 
 | | | B3N3H6 Borazeno 
 H B B H 
 
 N 
 | 
 H 
7.5. Carboranos 
São compostos de moléculas poliédricas derivadas de um anião de hidretos de boro substituído por um 
anião dehidreto de carbono B – H e mais um hidrogénio ligante por C – H. Dai obtem-se moléculas 
isoelectrónicas por ex: 
B10C2H12 é análogo ao [B12H12]
2- como o B4C2H8 é análogo ao B6H10 
 
 
45 
 
 
Essas substituições são comumente obtidas por reacções entre acetileno ou derivados e hidretos de 
boro sub descarga eléctrica silenciosa: 
B5H9 + C2H2 B3C2H5, B4C2H6, B5C2H7, etc. 
 
7.6. Boretos 
São compostos binários formados pelo boro com elementos menos electronegativos geralmente os 
metais do tipo M4B, M2B, MB, M3B4, MB2 são substâncias de grande dureza refractárias, podendo 
apresentar pontos de fusão de 30000C M=Cr,Ti,Nb,Zr,Ta. São usados nas turbinas a temperaturas 
elevadas. 
 
Os boretos de d e f elementos são praticamente inertas quimicamente e os de s elementos 
quimicamente são activos. Ex: F e B, AlB2, MnB2, CaB6. 
 
Os boretos são comumente preparados por combinação de elementos a altas temperaturas cerca de 
20000C. 
 
Podem também ser obtido por redução dos óxidos metálicos com carbono e carboneto de boro. 
 0 
3Na + B 2000 C Na3B 
7.7. Ácido bórico 
O ácido bórico (H3BO3) também conhecido por ácido orto-bórico é um ácido fraco, dissolve-se só em 
água quente, em polihidroxcompostos, álcool e glicerol, sua acidez é consideravelmente acentuada 
podendo então ser dosafenolftaleina como indicador. 
É um cristal de cor branca. 
pode ser obtido pela reacção de: 
Ácido sulfúrico sobre a solução quente do tetraborato de sódio: 
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O Na2SO4 + 4H3BO3 
 
 
46 
 
 
 
 
 
7.7.1. Aplicações 
O boro usa-se em alguns casos como abrasivo. O ácido bórico aplica-se na fabricação de esmaltes para 
porcelanas, vidros especiais resistentes a temperatura (pirex), vidros ópticos, fluxos, na indústria de 
papel e couro e também como desinfectante. 
Bórax usa-se na soldadura e corte de metais, na fabricação de esmaltes facilmente fusíveis; é 
necessário em quantidades pequenas para o desenvolvimento de plantas (microadubos). 
 
 
 
 
47 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2Ga + 
 
 
 Bibliografia 
 
 GLINKA, N. “Química Geral”. Vol2, Editora Mir Moscovo 1988 
 
 ENCICLOPÉDIA BRITÁNICA DO BRASIL n08; São Paulo- Rio de Janeiro 
 
 RUSSEL, John B. QUÍMICA GERAL, 2ªEdição, Volume 2, 
 
 MAHAN, Myers; QUIMICA UM CURSO UNIVERSITÁRIO; Tradução da 4aEdição A 
m mericana 
 
 
 Heslop, R.B. ; “Química Inorgânica”, 2aedição. 
 
 
 
 
 
 
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8.0. ALUMINIO 
8.1. Ocorrência 
O alumínio é o metal mais abundante e o terceiro mais presente na crusta terrestre (cerca de 8%massa). 
A sua forma elementar não ocorre na natureza, podendo existir combinado em alguns minerais. Na 
tabela periódica o alumínio situa-se no IIIA grupo e 30 periodo. 
A sua camada de valência tem a seguinte estrutura electrónica 3s23p1. O seu principal minério é a 
bauxite (Al2O3.2H2O ). Outros minerais são a ortoclasse ( KAlSi3O8); o berilo ( Be3Al2Si6O8) e o 
corindo (Al2O3).O átomo de alumínio pode formar o ião Al3+ sendo em compostos como AlF3, predominantemente 
iónico. Mas os compostos covalentes do metal são muito mais comuns do que os iónicos. O 
tribrometo, o tri-iodeto e os trialquilos de menor massa de alumínio são dímeros, Al2X6 nos quais o 
átomo de alumínio está tetraédricamente coordenado. Assemelha-se ao boro no que respeita a serem 
fortes aceitadores de electrões. O metal mostra-se não reactivo devido a formação de uma camada 
persistente ao ar, mas a remoção desta película leva a oxidação rápida do metal acompanhado pelo 
aquecimento notável tornando assim reactivo. 
8.2. Obtenção 
O alumínio é usualmente preparado a partir de bauxite; o qual se encontra contaminado com a sílica 
(SiO2), óxido de ferro e óxido de titáneo (IV). O minério é em 1
º lugar aquecido com a solução de 
NaOH para transformar a sílica em silicatos solúveis: 
 SiO2(s) + 2OH
-
(aq) SiO3
2- + H2O(l) 
 
Simultaneamente o Al2O3 é convertido em ião aluminato (AlO2
-): 
Al2O3(s) +2OH
-(aq) 2 AlO2
-
(aq) + H2O(l) 
 
Em seguida a solução é tratada com ácido para precipitar o Al(OH)3 insolúvel: 
AlO2
-
(aq) + H3O
+
(aq) Al(OH)3(s) 
 
Depois de filtrado, o Al(OH)3(s) é aquecida para obter o óxido de alumínio (Al2O3). 
2Al(OH)3(s) Al2O3(s) + 3H2O(l) 
 
 
 
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O óxido de alumínio anidro, ou corindo, é reduzido ao alumínio através do processo de hall que 
consiste na electrólise de Al2O3: 
 Al2O3 2Al
3+ + 3O2- 
 No ânodo (oxidação) 3O2- 3O2 + 6e
- 
 2Al3+ + 6e- 2Al(l) 
 2Al2O3 4Al(l)+ 3O2(g) 
 
O oxigénio gasoso reage com os ânodos de carbono ( a altas temperaturas) para formar monóxido de 
carbono que sendo um gás se escapa. O alumínio liquido p.f (660,20C) desce para o fundo do 
recipiente, donde pode ser drenado de tempos em tempos durante o processo. 
8.3. Propriedades. 
8.3.1. Propriedades físicas 
O alumínio é de cor branco – prateado, leve e macio. É um dos metais mais versáteis, tem densidade 
igual a 2,7g/cm3. Possui grande resistência a atracção (isto é pode ser estriado ou trifilado). É 
maleável, pode ser laminado em folhas muito finas, é um excelente condutor da corrente eléctrica. 
8.3.2. Propriedades químicas 
a). O alumínio não desloca o hidroénio da água, mas perdendo a película protectora reage com água: 
2Al(s) + 6H2O(l) 2Al(OH)3 + 3H2 
 
 b). 4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) 
 
 c). 2Al(s) + 3S(g) Al2S3(s) 
 
 d). 2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl3(s) 
 
O clorecto de alumínio (AlCl3 ) sofre hidrólise: 
AlCl3(s) + 3H2O(l) Al(OH)3 + 3HCl(aq) 
 
O hidróxido de alumínio formado é um anfotero isto é pode dissociar-se em soluções aquosas nos 
ácidos como nas bases: 
 
 
 
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Al(OH)3(s) + 3H
+
(aq) Al
3+ + 3H2O(l) 
Ex: Al(OH)3(s) + 3HCl AlCl3 + 3H2O(l) 
Al(OH)3(s) + OH
-
(aq) Al(OH)4
-
(aq) 
Ex: Al(OH)3(s) + NaOH(aq) NaAl(OH)4(aq) 
e). Reage com HCl e com bases fortes 
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g) 
 2Al(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O 2Na[AlO2](aq) + 3H2 
f). Actua como redutor reduzindo os metais 
2Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) + 2Fe(s) ∆H= -825Kj 
Esta reacção é usada na soldagem de aço e de ferro e é chamada reacção térmite. 
 
g). A camada de óxido dissolve-se formando os aluminatos, isto é sais que contem o alumínio na 
decomposição do anião: 
Al2O3(s) + 2NaOH(aq) + 3H2O 2Na[Al(OH)4](aq) 
 Tetrahidroxoaluminato de sódio 
8.4. Aplicações 
O alumínio como um bom condutor da corrente eléctrica é usado na linha de transmissão de alta 
tensão, produção de ligas na sua base que por sua vez essas são usadas na técnica de foguetes, 
construção de aviões, automóveis, aparelhos, na produção de louça e em muitos outros ramos 
industriais. 
 
O corindo (Al2O3), aplica-se em joalharia, peças de aparelhos, pedras em relógios. 
 
O AlCl3 anidro aplica-se largamente a titulo de catalizador nas diferentes sínteses orgânicas. O 
Al2SO4.18H2O aplica-se para purificar água, bem como para fabricação de uma espécie de papel. 
Alumines de potássio KAl(SO4)2.12H2O empregam-se em grandes quantidades no curtimento e no 
tingimento a titulo de mordente dos panos de algodão. 
 
Bibliografia 
GLINKA, N. “Química Geral”. Vol2, Editora Mir Moscovo 1988 
Heslop, R.B. ; “Química Inorgânica”, 2aedição. 
CHANG, Raymond. QUIMICA. 5ª Edição 
 
 
51 
 
9.0. GÁLIO (Ga) 
9.1. Introdução 
O gálio pertence ao grupo IIIA juntamente com o índio e o tálio. O gálio foi descoberto em 1875, por 
Leocof de Boisbandray, quando analisava no espectroscópio uma blenda de zinco (ZnS) impuro 
proveniente de pierrefitte, nos pireneus. Tinha sido previsto por Mendeleev, que chamou de eka 
Aluminio. O próprio Leocof conseguiu isolar na sua forma metálica, no mesmo ano electrizando uma 
solução de hidróxido de gálio em K2O4. Gallus tradução latina de Lecof nome do descobredor. O 
gálio, índio e tálio são raros e encontrados como impurezas nos minerais de zinco, chumbo e cádmio, 
como também em muitos materiais contendo alumínio. Os óxidos e hidróxidos são anfoteros, tem um 
anfoterismo semelhante ao hidróxido de alumínio. Como o subnivel (n-1)d está preenchido, a carga 
nuclear elevada resultante e o tamanho pequeno dos átomos desses elementos tornam os electrões 
mais fortemente ligados ao núcleo. 
 
9.2. Obtenção 
1-É obtido electroliticamente a partir do seu cloreto e seu hidróxido, obtem-se também de altas purezas 
por redução com H2 e tricloreto de gálio purificado pelo processo de Zom fundido num recipiente de 
quartzo: 
GaCl3 Ga
3+
(aq) + 3Cl
-
(aq) 
Ga3+(aq) + 3e
- Ga(s) 
 
2- 2GaCl3 + 3H2 6HCl + 2Ga(s) 
 
3-Ga(OH)3 Ga
3+
(aq) + 3OH
- 
 
4-3GaCl2 2GaCl3 + Ga(s) 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9.3. Propriedades. 
9.3.1. Propriedades físicas 
O gálio é um metal brilhante como a prata, duro e quebradiço. O seu p.f é 29,80C, nos países quentes é 
liquido, A sua densidade quando sólido é 5,9 e quando liquido é 6,1. Forma ligas com pequenas 
porções de alumínio, índio ou estanho, os quais fazem baixar o seu p.f. Esta propriedade é aproveitada 
para enchimento de termómetros. 
9.3.2. Propriedades químicas 
Tem propriedades análogas a do alumínio, reagindo com ácidos e com hidróxidos alcalinos para dar 
sal e hidrogénio: 
 
Ex: 2Ga + 6HCl 3GaCl3 + 3H2 
 2Ga + 2NaOH + 2H2O 2NaGaO2 + 3H2 
 
9.3.3. Compostos de Gálio 
2GaI2 GaI3 + GaI. 
 
 O iodeto correspondente dismuta no triodeto e no monoiodeto. 
A fórmula empírica GaCl2 parece indicar gálio biparitivo, o composto não é paramagnético. 
 
A sua estrutura é iónica, contendo o anião tetraédrico GaCl4
- e o catião Ga+. Os cristais são isomorfos 
dos de GaAlCl4. 
Formam-se halogeno-complexos com os outros metais. 
 
Os fluorogalatos têm o ião octaédrico GaF6
3-, mas os sólidos são hidratados e diferem da criolite na 
estrutura. O ácido hexafluorogálico, H3GaF6; foi obtido por acção de HF em Ga[GaCl4]. Forma-se 
complexos de fórmula geral [Gal4]
+. [GaX4]
- ( X=Cl ou Br) ------------------ como éter e tioéteres, por 
difusão destes compostos voláteis em solução de Ga[GaX4] em benzeno. 
 
O Gás também existe e possui uma estrutura em camadas invulgar contendo iões Ga2
4+. O