aula1b_metais_alc_alcterr_QID_2014

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Metais Alcalinos e 
Alcalinos Terrosos 
Aula 2 
Bloco 1 - 2 
Metais Alcalinos e 
 
 
 
Alcalinos Terrosos 
 
Metais alcalinos 
Metais alcalinos: Abundânica 
Grupo 1: Abundância dos elementos 
 Na e K são 
os mais 
abundantes, 
mas não ocorre 
naturalmente 
no estado 
elementar. 
 
Na e K -Ocorrência 
NaCl - sal-gema 
 
Na2CO3 - minerais 
 
KCl –silvita 
 
KCl.MgCl2.6H2O -Karnalita 
 
NaCl-KCl- silvinita 
Principais produtores: USA, Rússia, China, Alemanha e 
Canadá 
 
5 
Li -Ocorrência 
Espodumênio LiAl(SiO3)2 
Lepidolita 
K2(Li,Al)5-6Si6-7Al2-1O20(OH,F)4 
Principais produtores: Austrália, 
Rússia, China, Chile e Canadá 
Maiores depósitos: USA, Canadá, 
Brazil, Argentina, Rússia, 
Espanha, China , Zimbabwe e 
Congo. 
Propriedades 
Teste de chama - identificação 
As tendências nas propriedades dos metais alcalinos podem ser explicadas em termos de 
tendências dos seus raios atômicos. 
Metais alcalinos (Grupo I) – 
periodicidade das propriedades 
Propriedades periódicas 
São moles 
Raio atômico (grande) 
Fraca ligação metálica, 
Baixa densidade 
Baixo ponto de fusão 
Fortes agentes redutores 
Formam compostos iônicos 
 
9 
Produção: Os elementos do grupo 1 podem ser obtidos por 
eletrólise 
2 NaCl(l) → 2 Na(l) + Cl2(g) Eletrólise ígnea: 
Célula de Dows 
 
10 
 Na (l) + KCl (l)→ NaCl (l) + K (g) Redução: 
Compostos de Na- a partir de NaCl 
 
11 
Produção 
 
 
12 
Reações típicas dos metais alcalinos 
Com halogênio 
 
 
 
Com hidrogênio 
 
 
 
Com oxigênio 
 
 
 
 
 
 
Com água 
 
 
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Reações típicas dos metais alcalinos 
Haletos de metais alcalinos 
Reação com H2O: Hidróxidos 
Reações altamente exotérmicas 
 
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2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g) 
2K(s) + 2H2O(l)  2KOH(aq) + H2(g) 
2Li(s) + 2H2O(l)  2LiOH(aq) + H2(g) 
Óxidos e hidróxidos 
• Reação com O2 
 
 
 
– Em baixa concentração de O2 
• M2O 
 
– Excesso de O2 
• Li e Na formam peróxido, M2O2. 
• K, Rb e Cs formam superóxido MO2. 
 
Complexos restritos a ligantes polidentados: 
 
 -Éteres-coroa 
 -Criptatos 
 -EDTA e estruturas relacionadas 
 
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Ionóforos 
Transporte através de paredes celulares 
Hidrofóbicas 
Éter coroa 
Criptato 
Aplicações 
 Li: graxa (sabões); 
 LiAlH4: redutor; 
 Li2CO3: antidepressivo; 
 NaOH: indústria química, polpa, papel, rayon, extração de alumínio, remoção de 
S do petróleo, sabões, detergentes, processamento de alimentos, etc.; 
 Na2CO3: indústria química, vidro, detergentes e limpadores, tratamento de 
água, papel e celulose; 
 NaHCO3: alimentos, industria química, extintores; 
 Na2O2: branqueadores, conservantes; 
 Na2SO4: papel, vidro; 
 KOH: K2CO3, sabões, detergentes, fertilizantes; 
 K2CO3: indústria química, vidro, cerâmica, corantes e pigmentos; 
 KNO3: pólvora, fósforos; 
 KCl: fertilizantes. 
Aplicações 
Baterias de lítio 
 E°(negativo) 
 Baixa densidade 
Anodos em baterias íon-Li 
Baterias recarregáveis – LiCoO2 (anodo) e grafite (catodo) 
Balanço de carga (Co(III) Co(IV) 
 
LiCoO2(s) Li1-xCoO2 + xLi
+
(solvente) + xe
- 
 
Li+ são intercalados no grafite e retornam ao eletrodo de LiCoO2 quando a 
bateria é descarregada. Ela é considerada recarregável porque ambos, anodo e 
catodo, podem atuar como hospedeiros de Li+ e que podem se mover do anodo 
para o catodo quando da descarga e carga ocorrem, respectivamente. 
Outros exemplos são baterias não carregáveis onde utiliza-se SOCl2 e SO2 
2Li(s)+ 3SOCl2(l) LiCl(s) + S(s) + SO2(l) 
2Li(s)+ 2SO2(l) Li2S2O4(s) 
Indústria Cloro-álcali: Processo 
Solvay –Na2CO3 
CaCO3(s) + 2NaCl(s) → Na2CO3(s) + CaCl2(s) 
 
Como produzir carbonato de sódio a partir de NaCl e CaCO3? 
Utiliza como insumos salmoura e carbonato de cálcio. 
Utiliza também amônia, que é reciclada durante o 
processo.
Na primeira etapa a salmoura é saturada de 
NH3, de forma a, além dos íons sódio e cloreto, gerar em 
solução amônio e hidroxila 
Processo Solvay 
Indústria Cloro-álcali: Processo Solvay –Na2CO3 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
2NaCl → 2Na+(aq) + 2Cl
-
(aq) 
2NH3 + 2CO2(g) + 2H2O(l) → 2NH4
+ + 2HCO3
-
 (s) 
2HCO3
-
(aq) + 2Na
+
(aq) → 2NaHCO3(s) 
CaO + H2O → Ca
2+
(aq) + 2OH
-
(aq) 
2NH4
+ + 2OH-(aq) → 2NH3(g) + 2H2O 
2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(vap) 
CaCO3(s) + 2NaCl(s) → Na2CO3(s) + CaCl2(s) (reação global) 
 
Sulfato de sódio 
H2SO4(conc. aq) + NaCl(s) → NaHSO4(s) + HCl(g) 
NaHSO4(s) + NaCl(s) → Na2SO4(s) + HCl(g) 
Usado no processo Kraft de fabricação de papel: 
Na2SO4(s) + 4 C(s) → Na2S(s) + 4 CO(g) 
 
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Licor branco : contem os produtos químicos ativos de cozimento, 
hidróxido de sódio (NaOH) e sulfeto de sódio (Na2S), é usado para 
cozimento dos cavacos. Deslignificação de cavacos de madeira. 
Detergente e Sabão 
 
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Metais alcalinos terrosos 
Metais alcalinos terrosos: abundância 
Grupo 2: Abundância dos elementos 
 
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Esmeralda: Mineral de berílio 
3BeO·Al2O3 ·6SiO2 
Ocorrência 
Ocorrência 
• Berílio: silicatos (berílio = aluminossilicato de berílio); 
• Magnésio: água do mar, magnesita (MgCO3), dolomita 
[(MgCa(CO3)2], hieserita (MgSO4.H2O); 
• Cálcio: calcita (CaCO3), calcário, mármore, corais, 
conchas, gesso(CaSO4), fluorita (CaF2), apatita 
(Ca5(PO4)3F); 
• Estrôncio: celestita (SrSO4) e estroncianita, (SrCO3); 
• Bário: barita (BaSO4); 
• Rádio: ocorre em associação com urânio (1mg/3Kg). 
 
 
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Magnesita- MgCO3 
Dolomita-MgCa(CO3)2 
calcita-CaCO3 
fluorita-CaF2 
Apatita-(Ca5(PO4)3F) 
Metais alcalinos terrosos: Propriedades 
Propriedades físicas 
• Pontos de fusão e ebulição maiores que seus correspondentes alcalinos. 
• Berílio: 
– alta seção de choque para nêutrons, sendo por isso utilizado em 
blindagem de reatores nucleares. 
– Relativamente transparente aos raios-x = janelas. 
– Produção de ferramentas que não liberam faíscas 
– Endurecedor de ligas 
• Magnésio: 
– Metal estrutural em aviação 
– Ferramentaria 
– Bicicletas de corrida, rodas,etc.; 
• Bário: capturador em tubos de TV e câmaras de alto-vácuo. 
• Os metais alcalino-terrosos são mais duros e densos que seus 
correspondentes metais alcalinos. 
 
Aplicações. 
• MgO: refratário, isolante, manufatura de papel, alimento animal, 
floculante, antiácido; 
• MgSO4.7H2O: curtimento de couros, tratamento de efluentes, 
medicina; 
• CaO, Ca(OH)2: metalurgia, cimento, construção, papel, 
branqueador, controle de poluição, tratamento de água, industria 
do vidro; 
• CaHPO4 e Ca(H2PO4)2: fertilizantes; 
• CaSO4.2H2O: paredes secas, artes plásticas; Silicatos de cálcio: 
vidro, cimento portland, cerâmica; 
• BaTiO3: sonar e eletrônica. 
 
Be: O mineral (3 BeO·Al2O3·6 SiO2) é convertido em BeF2 e 
este reduzido em Be usando o Mg como agente redutor 
Ca: Obtido pela eletrólise do CaCl2 fundido 
Sr and Ba: obtido pela eletrólise ou redução dos óxidos a alta 
temperatura usando Al como agente redutor 
Mg: é obtido pela eletrólise do MgCl2 fundido no processo 
chamado de Dow Process 
 
 
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Obtenção/Extração 
Obtenção/Extração 
Dos metais do grupo 2 somente é fabricado em grande escala o Mg. 
Dolomita é termicamente decomposta para uma mistura de MgO e 
CaO, depois MgO é reduzido por FeSi em recipiente de Ni, Mg é 
removido por destilação a vácuo.Também é extraído da água do mar por eletrólise de MgCl2 
 
Importância de compostos de Mg 
 
 
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Processo Down 
 
37 
Uso de Mg em 2001 nos US 
Boa parte de Mg é consumido na foram de liga 
Mg/Al 
Reciclagem 
Reações típicas de compostos metais alcalino-terrosos. 
 
1°- Decomposição térmica de hidróxidos e carbonatos: 
– M(OH)2(s) MO(s) +H2O(g) 
M (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) 
– MCO3(s) MO(s) + CO2(g) 
 
 M: Mg (400°C), Ca (900°C), Sr(1175°C), Ba (1500°C) 
 
 
 
 
2°- Reação de óxidos com ácidos: 
– MO(s) + 2H
+ M2+ + H2O 
– BeO(s) + 2OH
- + H2O [Be(OH)4]
2- 
• Só o berílio é anfótero. 
 
 
40 
Reações típicas de compostos metais alcalino-terrosos. 
 
 
3°- Precipitação com OH-, CO3
2-, SO4
2-
 
– M2+ + 2OH- M(OH)2 M: Mg, Ca, Sr, Ba 
– M2+ + CO3
2- MCO3 M: Mg, Ca, Sr, Ba 
– M2+ + SO4
2- MSO4 M: Ca, Sr, Ba 
 
• Solubilidade de hidróxidos: 
 
Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2; 
 
– Aumento do raio do cátion = diminui atração pelo íon hidróxido. 
 
 
 
 
41 
Reações típicas de compostos metais alcalino-terrosos. 
 
 
 
4°- Hidrólise: 
– Devido ao seu elevado potencial iônico, o berílio é extensivamente 
hidrolisado em solução aquosa: 
– Be2+ + H2O(l) BeOH
+ + H+; 
– Be2+ + 4H2O [Be(H2O)4]
2+; 
– [Be(H2O)4]
2+ + H2O [Be(OH)(H2O)3]
+ + H3O
+ 
 
• - Conseqüência: 
– Soluções de berílio são ácidas. 
 
5°- Compostos organometálicos: 
– Magnésio: reagentes de Grignard = Mg + RBr RMgBr. 
 
 
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Íons em água: água dura 
• Água da chuva: não é pura quimicamente 
 
– Contém gases dissolvidos 
 
– Se a água contém íons capazes de formar 
precipitados ela é chamada de “água dura” 
 
• A dureza pode ser permanente ou temporária 
Água dura temporária 
• Contém HCO3
- 
– Quando aquecida gera CO3
2-, 
CO2 and H2O. 
– CO3
2- reage com metais 
alcalinos terrosos e forma 
precipitados (CaCO3, MgCO3) 
 
Ca(HCO3)2 ------- CaCO3 + CO2 + H2O 
• Contém outros ânions 
– SO4
2-, HSO4
-, Cl- 
– CaSO4, MgSO4 
 
Água dura permanente 
Estalactites e Estalagmites 
CO2 + H2O → H3O
+ + HCO3
- 
 
HCO3
- + H2O → H3O
+ + CO3
2- 
 
Ca2+ + 2HCO3
- → CaCO3(s)+ CO2 + H2 
Troca iônica 
• Troca de Mg2+ Ca2+ e Fe3+ 
por Na+. 
– Resinas ou zeólitas 
(aluminossilicatos) 
Importância na indústria 
Deionização 
• Troca dos cátions por H+ 
• Os ânions são trocados por OH- 
 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
Importância biológica 
Mg: forma complexo com ATP—fazem parte 
da reação de liberação de energia 
Ca: ossos e dentes 
Ca3(PO4)2 – apatita 
3(Ca3(PO4)2) CaF2 – esmalte do dente 
 
Ba2+ é tóxico