Relatório alcalinos terrosos

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Inorgânica IV
Prática II: Alcalinos Terrosos
Alunos: João Victor Mendes, Maria Emanuelle e Nathalia Lopes
Turma: BQ3
Professor: Carlos Eduardo
Prática II: Metais Alcalinos Terrosos
a) Formação de óxido e hidróxido de magnésio: 
Aqueceu-se um pequeno pedaço de magnésio metálico em fita, com auxílio de uma pinça metálica. A combustão do magnésio é uma reação exotérmica, e libera energia em forma de luz, a qual é rica em radiação fotoquimicamente ativa. A chama emite luz ultravioleta que pode danificar permanentemente a visão, por isso não se pode fixar o olhar na luz que se desprende. (http://www.tabelaperiodica.org/combustao-do-magnesio-em-agua/). 
Houve a formação do óxido de magnésio, de acordo com a reação:
Mg(s) + O2(g) ⇌ MgO(s)
Para confirmar a formação de óxido de magnésio (MgO), adicionou-se o resíduo da combustão em um tubo de ensaio contendo 2 ml de água destilada, agitou-se e gotejou-se o indicador ácido-base fenolftaleína. 
(I) MgO(s) + H2O(l) ⇌ Mg(OH)2(aq)
 (II) Mg(OH)2(aq) ⇌ Mg+2 (aq) + 2OH –(aq)
Observou-se a formação de um precipitado. Isto pode ser explicado pelo fato de o caráter básico dos hidróxidos aumentar com o aumento do caráter metálico dos elementos. O hidróxido de magnésio é pouco solúvel e forma uma solução suavemente básica, uma vez que a solução saturada contém baixa concentração de íons OH-. (Atkins)
IMAGEM
b) Carbonato e hidrogenocarbonato de cálcio
Foi montada uma aparelhagem de geração de CO2, constituída por um kitassato, um funil de separação, um tubo de borracha e um tubo de ensaio. Ao kitassato, adicionou-se CaCO3 e H2O. Notou-se que o mesmo não se solubilizou na presença de água. Ao funil de separação, se adicionou HCl, na concentração de 2 mol/l. 
Abriu-se a torneira do funil de separação, de onde o HCl começou a pingar. O mesmo reage com o CaCO3 segundo a seguinte reação:
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2CO3(aq)
Entretanto, segundo Atkins (2006), o H2CO3 é instável, o CaCl2 extremamente solúvel em água e o HCl se ioniza na presença da mesma, podemos, então, reescrever a reação da seguinte forma:
	CaCO3(s) + 2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) + H2O(l) + CO2(g)
	Sabe-se que parte do CO2 fica retida na água, sob a forma de H2CO3.
Nota-se que a ação do H+ do ácido clorídrico desloca o cálcio do carbonato. O Cl- entretanto, atua como íon espectador. Pode-se, portanto, reescrever-se a reação geral de um ácido (com alto grau de ionização) com carbonato de cálcio da seguinte forma:
	CaCO3(s) + 2 H+(aq) Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g)
	O CO2 liberado nessa reação foi borbulhado, por meio de uma mangueira, num tubo de ensaio contendo água de cal, solução saturada de Ca(OH)2. O CO2, ao entrar em contato com a água de cal, reage, de acordo com a seguinte equação:
	Ca(OH)2(aq) + CO2(g) ⇌ CaCO3(s) + H2O(l)
	O CaCO3 formado, como já visto antes, é pouco solúvel em H2O, logo, após dado tempo, ocorre a formação de um precipitado branco no tubo. (ATKINS 2006). Entretanto, decorrido mais algum tempo, nota-se que o precipitado se dissolve. Isso pode ser explicado pela reação que ocorre com o excesso de CO2 no sistema. Há de se notar que o borbulhamento de CO2 não cessou após a formação do precipitado branco. 
	CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ⇌ Ca(HCO3)2(aq)
	Entretanto, como pôde-se notar no experimento, o Ca(HCO3)2(aq) formado tem alta solubilidade em água, se dissociando em íons Ca2+(aq) e HCO3-(aq) e tornando a deixar a solução incolor.
c) Solubilidade dos sulfatos de cálcio, magnésio e bário
Colocou-se em três tubos de ensaio, 1mL de solução 1mol/L de cloreto de cálcio (CaCl2), de cloreto de magnésio (MgCl2) e de cloreto de bário (BaCl2). Adicionou-se ao tudo contendo o sal de bário uma gota de ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol/L e observou-se a formação de precipitado e colou-se a mesma quantidade nos outros dois tubos. 
Em seguida, repetiu-se o procedimento, utilizando ácido sulfúrico concentrado 18mol/L. 
	Metal/Concentração H2SO4
	1 mol/L
	18 mol/L
	Mg
	Não Precipitou 
	Não Precipitou
	Ca
	Não precipitou 
	Precipitou
	Ba
	Precipitou
	Precipitou 
Através deste experimento podemos comparar a solubilidade dos três sulfatos, sendo o produto de solubilidade definido como: Kps: [Metal][SO42-]
Verificou-se que o Kps do sulfato de magnésio é o maior, até com a alta concentração dos íons não formou precipitado. E que o Kps do sulfato de bário é o menor, pois mesmo com a baixa concentração dos íons houve formação de precipitado.
O Kps pode ser explicado pela relação entre os tamanhos dos íons, e suas propriedades adjuntas. O Ba2+ é o maior entre os íons considerados. O Ca2+ tem tamanho intermediário e o Mg2+ é o menor dos íons. Contudo, ao se ligar com o íon sulfato, SO42-, que é um ânion pequeno, o Mg é quem produz um retículo mais estável, uma vez que quanto menor a distância entre os íons que formam um sólido cristalino, maior a estabilidade e maior a energia de rede do mesmo. 
Entretanto, o MgSO4 possui maior energia de hidratação, quando comparado aos outros sulfatos, pelo fato de o Mg2+ ter uma relação carga/raio maior que a dos outros sulfatos, assim trazendo mais moléculas de água para suas adjacências, e aumentando a força da interação entre o cátion e a água.
Em relação aos outros sulfatos, ocorre uma diminuição nas energias reticulares dos mesmos, quando comparados com MgSO4, diminuição causada pelo aumento da distância entre os íons ao considerarmos o sulfato de cálcio e o sulfato de bário. Isso nos leva a pensar que os mesmos seriam mais solúveis do que o sulfato de magnésio. Entretanto, a maior influência sobre a solubilidade dos sulfatos da família 2A se dá pela questão da energia de hidratação, uma vez que, por ter um produto de cargas igual a 4, (equação de Born-Landé) as energias reticulares se mantém altas mesmo com o decréscimo da distância entre os íons.
Equação de Born-Landé:
 (Joules/mol)
Onde:
 = número de Avogadro
 = constante de Madelung, relacionada com a geometria do cristal.
 = carga do cátion em unidade eletrostática
 = carga do ânion em unidade eletrostática
 = carga elementar, 1,6022×10−19 C
 = permissividade do espaço livre,  = 1,112×10−10 C²/(J m)
 = distância do íon mais próximo em metros
 = expoente de Born, um número entre 5 e 12, determinado experimentalmente pela medida de compressibilidade do sólido ou derivado teoricamente.
Logo, o que realmente influencia na solubilidade dos compostos analisados é um decréscimo substancial nas energias de hidratação, causado pelo grande aumento do raio do cátion, e, consequentemente, da relação carga/raio. Desta forma, torna-se mais difícil para os íons Ba2+ e Ca2+ trazerem moléculas de água para perto de si (quando comparados com o magnésio), sendo que o Ca2+ leva vantagem sobre o íon de bário nessa vertente, de modo que, apenas com a adição de maior quantidade de íons SO42-, o CaSO42- precipite.