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UFRRJ – Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
ICE – Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
IC397 – Química Inorgânica I
Prof.: Geovan da Silva Souza
Ana Gabriele Santos Albuquerque 200602003-8
André Luiz Torres Rosas 200602004-6
Luis Augusto Avellar Martins 200602023-2
HIDROGÊNIO
I) Introdução
 O hidrogênio (do grego υδρώ, água e γένος-ου, gerar ) é um elemento químico de símbolo H, número atômico 1 (1 próton e 1 elétron) e de massa atómica 1 (1 u). Na temperatura ambiente é um gás diatômico (H2) inflamável, incolor, inodoro, insípido e insolúvel em água, pertencente ao grupo (ou família) 1 (antiga coluna 1A). É o elemento químico mais abundante do Universo, existente em grande quantidade nas estrelas no estado de plasma. Aparece também em milhões de substâncias, como por exemplo na água e nos compostos denominados orgânicos, e é capaz de reagir com a maioria dos elementos. O núcleo do isótopo mais abundante é formado por um único próton e nenhum nêutron. Entretanto, existem outros dois isótopos: o deutério, que tem apenas um nêutron e o trítio que tem dois nêutrons. Em 2001 foi criado em laborário o isótopo 4H e, a partir de 2003, foram sintetizados os isótopos 5H até 7H [1] [2].
 Em laboratório é obtido pela reação de ácidos com metais, tais como o zinco. Industrialmente é obtido pela eletrólise da água. O hidrogênio é empregado na produção industrial do amoníaco e pode ser utilizado como combustível.
 É o elemento químico de menor densidade, possuindo o seu isótopo mais abundante um único par próton-eletron. Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) forma um gás diatómico, de fórmula molecular H2, com ponto de ebulição de 20,27 K ( -252,88 °C ) e de fusão 14,02 K ( -259,13 °C). Submetidas a alta pressão, tal como ocorre no núcleo das estrelas gigantes gasosas, as moléculas mudam sua natureza e o hidrogênio se torna um líquido metálico. Quando submetido a pressão muito baixa, como no espaço, o hidrogênio tende a existir na forma de átomos individuais, simplesmente porque é muito pequena a probabilidade de se combinarem, entretanto, quando isso acontece, podem formar nuvens de H2 que se associam para a criação das estrelas.
 Esse elemento tem uma função fundamental no universo, já que através da fusão nuclear (combinação de átomos de hidrogênio resultando átomos de hélio ) ocorre liberação de uma imensa quantidade de energia.
	Z
	Nome
	Símbolo
	Massa Molar (g/mol)
	Abundância( %)
	P.F(ºC)
	P.E.(C)
	Densidade ( g/L )
	1
	hidrogênio
	H
	1,008
	99,98
	-259
	-253
	0,089
	1
	deutério
	2H ou D
	2,014
	0,02
	-254
	-249
	0,18
	1
	trítio
	3H ou T
	3,016
	radioativo
	-252
	-248
	0,27
 
O Hidrogênio queima com uma chama branca
	Geral
	Nome, símbolo, número
	Hidrogênio, H, 1
	Série química
	Não-metal
	Grupo, período, bloco
	1 ( IA ), 1 , s
	Densidade, dureza
	0,0899 kg/m3, não apresenta
	Cor e aparência
	incolor
��
	Propriedades atômicas
	Massa atômica
	1,00794(7) u
	Raio atômico ( calculado )
	25(53) pm
	Raio covalente
	37 pm
	Raio de Van der Waals
	120 pm
	Configuração electrônica
	1s1
	Elétrons por nível de energia
	1
	Estado de oxidação (óxido)
	1 (anfótero)
	Estrutura cristalina
	hexagonal
	Propriedades físicas
	Estado da matéria
	gasoso
	Ponto de fusão
	14,025 K (-259,2 °C)
	Ponto de ebulição
	20,268 K (-252,8 °C)
	Volume molar
	11,42 ×10-6
m3/mol
	Entalpia de vaporização
	0,44936 kJ/mol
	Entalpia de fusão
	0,05868 kJ/mol
	Pressão de vapor
	209 Pa a 23 K
	Velocidade do som
	1270 m/s a 298,15 K
	
	Eletronegatividade
	2,2 (Escala de Pauling)
	Calor específico
	14304 J/(kg*K)
	Condutividade elétrica
	__ 106/m ohm
	Condutividade térmica
	0,1815 W/(m*K)
	Potencial de ionização
	1312 kJ/mol
 
 Industrialmente são necessárias grandes quantidades de hidrogênio, principalmente no processo de Haber para a obtenção de amoníaco, na hidrogenação de graxas e azeites e na obtenção de metanol. Outros usos que podem-se citar são:
Produção de ácido clorídrico, combustível para foguetes, e redução de minerais metálicos. 
O hidrogênio líquido apresenta aplicações criogênicas, incluindo a investigação da supercondutividade. 
Devido à sua leveza era usado como gás de enchimento de balões e dirigíveis; após o desastre do dirigível Hindenburg abandonou-se em parte seu uso devido à sua grande inflamabilidade, mas continua a ser usado em lançamento de balões meteorológicos estratosféricos. 
O trítio é produzido nas reações nucleares e é empregado na construção de bombas de hidrogênio. Também se utiliza como fonte de radiação em pinturas luminosas e como marcador nas ciências biológicas. 
O deutério possui aplicações nucleares como moderador, como constituinte da água pesada. 
O hidrogênio pode ser usado em motores de combustão interna. Uma frota de automóveis com motores deste tipo é mantida na atualidade pela Chrysler-BMW®. As células de combustível em desenvolvimento poderão ser capazes de oferecer uma alternativa limpa e econômica aos motores de combustão interna.
* História
 O hidrogênio ( do francês Hydrogène, do grego hydros, água e gennein, gerar ) foi reconhecido como um elemento químico em 1766 por Henry Cavendish; mais tarde Antoine Lavoisier daria o nome pelo qual o conhecemos.
* Abundância e Obtenção
 O hidrogênio é o elemento mais abundante, constituindo 75% da massa e 90% dos átomos do universo. Encontra-se em abundância nas estrelas e nos planetas gigantes gasosos, entretanto, na atmosfera terrestre é encontrado numa quantidade pequena, aproximadamente de 1 ppm em volume.
 Uma fonte comum de hidrogênio é a água, composta por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), porem a fonte mais importante são as substâncias formadas principalmente de carbono e hidrogênio que são os compostos orgânicos, incluindo todas as formas de vida conhecidas, os combustíveis fósseis e o gás natural. O metano, produto da decomposição orgânica, está adquirindo uma crescente importância como fonte de hidrogênio.
O hidrogênio pode ser obtido de várias formas:
Eletrólise da água; atualmente se investiga a fotólise da água (4% da produção mundial). 
Reação de hidrocarbonetos com vapor de água (96% da produção mundial). 
Ataque de metais com hidróxido de sódio, potássio. 
Ataque de metais (Zn e Al) com ácidos sulfúrico ou clorídrico. 
* Compostos
 O hidrogênio tem uma eletronegatividade intermediária (2,2) podendo formar compostos com elementos de maior ou menor caráter metálico. Tanto com os elementos metálicos dos grupos 1|1 ( 1ª ) e 2|2 ( 2ª ) como com os elementos ametálicos dos grupos 15|15 ( 5ª ), 16|16 ( 6ª ) e 17|17 ( 7ª ) forma hidretos. Nos hidretos metálicos está presente na forma de H- e nos ametálicos está presente como íon H+, por que estes últimos tem caráter ácido.
 Alguns compostos binários do hidrogênio são amoníaco ( NH3 ), hidrazina ( N2H4 ), água ( H2O ), água oxigenada ( H2O2 ), sulfeto de hidrogénio ( H2S ), etc.
 Com o carbono ( elemento do grupo 14 ( 4ª ) ) forma uma imensa quantidade de compostos, os hidrocarbonetos e derivados que são o objeto de estudo da química orgânica.
* Formas
 Nas CNTP, o gás hidrogênio é uma mistura de dois tipos diferentes em função da direção do spin de seus elétrons e núcleos. Estas formas são conhecidas como orto- e para-hidrogênio. O hidrogênio normal é composto por 25% da forma para- e 75% da forma orto-. Ambas as formas têm energias ligeiramente diferentes, o que provoca propriedades físicas não idênticas; como por exemplo, a forma para- tem pontos defusão e ebulição 0,1 K mais baixas que a forma orto-.
* Isótopos
 O isótopo mais comum do hidrogênio não possui nêutrons, existindo outros dois, o deutério (D) com um e o trítio (T), radioativo com dois. O deutério tem uma abundância natural compreendida entre 0,0184 e 0,0082% (IUPAC).
 O hidrogênio é o único elemento químico que tem nomes e símbolos químicos distintos para seus diferentes isótopos.
* Precauções
 O hidrogênio é um dos gáses menos densos que o ar e foi muito usado em balões e dirigiveis no inicio do século passado, porém por ser altamente inflamável seu uso ficou limitado apenas em balões. Reage violentamente com o flúor e cloro, especialmente com o primeiro, com o qual a reação é tão rápida e imprevisível que não se pode controlar. Também é perigosa sua despressurização rápida, já que diferentemente dos outros gases, a sua expansão acima de -40 °C ocorre com aquecimento, podendo inflamar-se.
 O hidrogênio é extremamente inflamável no ar (essa probabilidade de se inflamar situa-se entre 4% e 75% por volume de ar). A energia necessária para inflamá-lo é muito pequena e, em algumas condições, pode ocorrer auto-inflamação.
 O hidrogênio se queima no ar com uma chama muito quente e quase invisível. Sua chama emite uma luz pouco radiante na faixa do espectro visível, e por isso, não é possível perceber sua existência facilmente.
 O hidrogênio pode se difundir rapidamente através de materiais e sistemas que estejam presentes no ar ou em outros gases comuns. Com alguns materiais, a difusão é mais pronunciada com temperaturas muito altas.
 A energia necessária para a ignição de uma mistura hidrogênio-ar de apenas 0,04 mJ, contra 0,25 mJ dos hidrocarbonetos.
	Explosão do hidrogênio no vôo inaugural do Hindenburg
II ) 1 )Preparação
Reação com água
Em um tubo de ensaio, contendo água, foi colocado um pequeno pedaço de Cálcio. Logo após, foi repetido o experiemnto com Magnésio.
Ca(s) + 2H2O(l) ( Ca(OH)2(aq) + H2(g) H = -1002,82 kJ/mol
	Mg(s) + 2H2O(l) ( Mg(OH)2(aq) + H2(g) H = -924,54 kJ/mol	
 
 As duas reações apresentam pouca mudança de temperatura, com liberação de gás ( H2 ). As duas são exotérmicas; a reação com o Cálcio ocorreu com mais intensidade.
Reação com solução alcalina
Em um tubo de ensaio, foram adicionados grânulos de alumínio com solução 6 M de hidróxido de sódio.
Al(s) + NaOH(aq) + 3H2O(l) ( NaAl(OH)4(aq) + 3/2 H2(g) H = Negativo
 A reação e bem exotérmica e ocorre violentamente produzindo o gás Hidrogênio; o produto tem coloração límpida.
c) Reação com ácido
 Em um Erlenmeyer do gerador de gás, foram adicionados 10 g de Zn(s) e 20 mL de água. Usando um funil, aos poucos, um solução diluída H2SO4 3M.
Zn2+(aq) + 2e- ( Zn(s) E0 = -0,763 V
2H++ 2e- ( H2(g) E0 = 0,000 V
2H++ 2e- ( H2(g) ( Semi-Reação de Redução )
Zn(s) ( Zn2+(aq) + 2e- ( Semi-Reação de Oxidação )______________
Zn(s) + 2H+ ( Zn2+(aq) + H2(g) ( Equação Iônica Essencial ) ddp = +0,763 V
 A reação é bem espontânea ( ddp=+0,763 V( >0) ) e há grande liberação de H2(g).
 
2) Propriedades redutoras
 A 2 mL de Ácido sulfúrico diluído (3 M ), foi adicionado gotas de solução de Permanganato de Potássio. A solução foi agitatda e dividida em três tubos de 
ensaio. O primeiro foi reservado. Ao segundo, adicionado um grânulo de Zinco e, ao terceiro, borbulhado Hidrogênio ( preparado no item II – 1c ) por alguns minutos.
No 1º tubo
Sulfato não descora a mistura oxidante ( Permanganato de potássio( cor violeta )),ou seja, ao adicionar H2SO4 ao KMnO4, este permanece com sua coloração original (violeta).
No 2º tubo ( v1 )
MnO4- + 8H+ + 5e- ( Mn2++ 4H2O E0 = +1,51 V
Zn2+(aq) + 2e- ( Zn(s) E0 = -0,763 V
 
MnO4- + 8H+ + 5e- ( Mn2++ 4H2O (x2) ( Semi-Reação de Redução )
(5Zn(s) + 10H+ ( 5Zn2+(aq) + 10H0) ( (x5)
10H0 ( 10H+ + 10 e- ( Semi-Reação de Oxidação )
2MnO4- + 6H+ + 10H0 ( 2Mn2++ 8H2O ( Equação Iônica Essencial ) ddp +2,263 V
Reação mais rápida.
No 3º Tubo ( v2 )
MnO4- + 8H+ + 5e- ( Mn2++ 4H2O E0 = +1,51 V
2H++ 2e- ( H2(g) E0 = 0,000 V
MnO4- + 8H+ + 5e- ( Mn2++ 4H2O (x2) ( Semi-Reação de Redução )
H2(g) ( 2H++ 2e- (x5) ( Semi-Reação de Oxidação )
2MnO4- + 6H+ + 5H2(g) ( 2Mn2++ 8H2O ( Equação Iônica Essencial ) ddp =+1,51 V
Reação mais lenta.
 O tubo com Zn apresenta uma velocidade maior, pois o hidrogênio disponível ( que entra na reação ) é o nascente; já o tubo com Hidrogênio é mais lento, pois o que reage é o Hidrogênio Molecular.
Hidrogênio Nascente ( H0 ) : uma forma de hidrogênio reativa gerada na reação de algumas misturas (ex. por reação de ácido sobre o zinco). O hidrogênio nascente (H) pode reduzir elementos e compostos que não reagem prontamente com hidrogênio normal (H2).. Provavelmente as moléculas de hidrogênio formam-se num estado excitado antes de irem para o estado elementar (fundamental).
Hidrogênio Molecular ( H2 ): o hidrogênio é o gás mais leve conhecido, e, por causa de sua baixa densidade, é utilizado no lugar do hélio para preenchimento de balões metereológicos. É incolor, inodoro e quase insolúvel na água. O hidrogênio forma moléculas diatômicas, estando os dois átomos unidos por uma ligação covalente muito forte. Em condições normais, o hidrogênio não é muito reativo. Pode ser usado em maçaricos oxigênio-hidrogênio para soldar ou cortar metais, na produção do gás amônia, hidrogenação de óleos vegetais, como combustível.
Conclusão: H0 ( nascente ) é mais reativo do que o H2 ( molecular ). Pois a Energia de dissociação para quebrar a ligação sigma na molécula de H2 é muito alta, logo este será menos reativo. Então, v1 >> v2.
METAIS ALCALINOS
1- Introdução
 Os membros do Grupo I são chamados de metais alcalinos. Uma das características marcantes do grupo é a semelhança das propriedades químicas dos seus elementos. Não obstante, existem diferenças, e a sutileza de algumas dessas diferenças é a base da propriedade mais sutil da matéria: a consciência. Nosso pensamento, que se baseia na transmissão de sinais pelos neurônios, é produzido pela ação combinada de íons sódio e potássio e a sua migração cuidadosamente regulada através das membranas. Dessa forma, até para aprender sobre o sódio e o potássio precisamos usá-lo em nosso cérebro.
II) Informações Gerais
	Z
	Nome
	Símbolo
	Massa Molar (g.mol-1)
	P.F.(ºC)
	P.E.(C)
	Densidade(g/cm3)
	3
	Lítio
	Li
	6,94
	181
	1347
	0,53
	11
	Sódio
	Na
	22,99
	98
	883
	0,97
	19
	Potássio
	K
	39,10
	64
	774
	0,86
	37
	Rubídio
	Rb
	85,47
	39
	688
	1,53
	55
	Césio
	Cs
	132,91
	28
	678
	1,87
	87
	Frâncio
	Fr
	(223)
	27
	677
	-
1- Configuração eletrônica
           Os metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns1. O único elétron existente na camada de valência está relativamente afastado do núcleo, e protegido pela camada interna preenchida. Por isso esse elétron pode ser removido com facilidade. Em contraste, os elétrons internos estão próximos ao núcleo, mais firmemente ligados. 
2- Tamanho dos átomos e íons            
           Os elementos do grupo 1 são os maiores nos seus períodos na tabela periódica. Quando o elétron externo é removido para formar o respectivo cátion, o tamanho diminuiconsideravelmente, pois além da camada externa ter sido completamente eliminada, a remoção de um elétron permite que a carga positiva nuclear exerça maior força de atração sobre os elétrons restantes, reduzindo mais ainda o raio do cátion. O tamanho dos íons aumenta do Li+ para o Fr+, pois o número de camadas eletrônicas aumenta neste sentido. Porém, a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo.
3- Energias de ionização
           A primeira energia de ionização dos metais alcalinos é muito baixa (são os valores mais baixos da tabela), ou seja, é fácil retirar o elétron de valência de um átomo alcalino neutro – os átomos são muito grandes e o elétron externo é fracamente atraído pelo núcleo. Do Li para o Fr o tamanho dos átomos aumenta, o elétron externo fica mais afastado ainda do núcleo e a energia de ionização diminui.
           Por outro lado, a segunda energia de ionização é muito alta, porque envolve a remoção de um elétron de um íon positivo menor, cujos elétrons estão mais fortemente atraídos pelo núcleo. Além disso, a diferença entre a primeira e a segunda energias de ionização de um metal alcalino é mais acentuada porque além dos fatores citados ela implica na remoção de um elétron de um nível eletrônico completo. Por exemplo, para o sódio, a primeira energia de ionização é de 5,14 eV e a segunda é de 47,3 eV. Em condições normais não é possível remover um segundo elétron, porque a energia necessária é maior do que aquela necessária par ionizar os gases nobres. Os elementos do grupo IA, portanto, formam geralmente íons +1. Os metais alcalinos, quando em estado de vapor, existem sob a forma de moléculas diatômicas. Isso é possível porque os elementos do grupo IA possuem o último orbital s com um elétron desemparelhado, permitindo a ligação covalente sigma s-s.
4- Estrutura cristalina
           À temperaturas normais, os metais do grupo IA adotam um tipo de retículo cristalino cúbico de corpo centrado, com número de coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma uma estrutura hexagonal de empacotamento denso com número de coordenação 12. Os metais são muito moles e podem ser cortados com uma faca. O lítio é o de maior dureza entre eles.
           Os metais alcalinos possuem somente um elétron de valência que pode participar das ligações, e esse fato, associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do elétron externo, tem como seqüência�ia o caráter mole dos metais alcalinos, sua baixa energia de coesão (força que mantém os átomos unidos no sólido) e a fraqueza das ligações. A ligação efetuada entre os átomos de um metal alcalino, portanto, é do tipo sigma s-s, onde há pequena interpenetração de orbitais, sendo pouco eficiente. Os átomos se tornam maiores do Li para o Cs, as ligações se tornam mais fracas, as energias de coesão diminuem e os metais se tornam mais moles.
5- Densidade, Ponto de fusão e Ponto de ebulição
          Os metais alcalinos são extremamente leves. Como seus átomos são grandes, apresentam densidades muito baixas, sendo inferiores ou pouco maiores que a densidade da água. Os valores geralmente baixos de energia de coesão se refletem nos valores muito baixos para os pontos de fusão e ebulição dos elementos do grupo. Do Li para o Cs as energias de coesão decrescem; logo, os valores de PF e PE acompanham esse decréscimo.
6- Eletronegatividade e tipos de ligação
           Os valores das eletronegatividades dos metais alcalinos são muito pequenos. De fato são os menores valores encontrados na tabela. Assim, quando esses elementos se combinam com outros elementos para formarem compostos, é provável uma grande diferença de eletronegatividades dos átomos envolvidos, com a formação de ligações iônicas.
7- Entalpias de formação dos compostos iônicos
           Com os halogênios menores, o lítio é o mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior.
8- Cores das chamas e espectros
           Como resultado da baixa energia de ionização, quando os elementos do grupo são irradiados com luz, a energia luminosa absorvida pode ser suficiente para fazer o átomo perder o elétron externo. Os elétrons emitidos dessa maneira são chamados de fotoelétrons. 
           Os elétrons também podem ser excitados facilmente a um nível energético mais elevado, por exemplo, no teste da chama: uma amostra de um sal do metal mergulhado em HCl concentrado, é aquecido sobre um fio de platina ou de níquel-cromo na chama de um bico de Bunsen. O calor da chama excita um elétron externo a um nível energético mais alto. Quando o elétron retorna ao seu nível energético original, a energia absorvida é liberada em determinado comprimento de onda. Para os metais alcalinos essa energia aparece como luz visível, provocando a cor característica da chama. 
9- Cor dos compostos
           A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da região da luz visível. Todos os íons dos metais do grupo 1 apresentam configuração eletrônica de gás nobre, no qual todos os elétrons estão emparelhados. Assim, a promoção de um elétron requer uma certa energia para desemparelhar os elétrons, uma certa quantidade de para romper um nível preenchido de elétrons e outra quantidade de energia para levar o elétron a um nível mais alto de energia. A quantidade total de energia é grande. Assim, não há transições eletrônicas adequadas: os compostos são tipicamente brancos.
           Qualquer transição que porventura ocorra será de elevada energia e aparecerá na região do ultravioleta e não da luz visível, e será, portanto, invisível ao olho humano. Compostos de metais do grupo 1 são brancos, exceto aqueles em que o ânion é colorido. Por exemplo, o cromato de sódio (amarelo), o dicromato de potássio (alaranjado) e o permanganato de potássio (violeta). Nesses casos a cor é devida aos ânions e não aos metais alcalinos.
10- Solubilidade e Hidratação
           Todos os sais simples dos metais alcalinos se dissolvem em água, liberando íons e formando soluções que são fortes eletrólitos. Como os íons Li+ são muito pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de condutividade em soluções aquosas mostram uma �eqüência oposta: Cs+ > Rb+ > K+ > Na+ > Li+ .
           A causa dessa aparente anomalia um campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água. O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar. Já o Cs hidratado, e o raio do césio hidratado é menor do que o do lítio hidratado. Logo, o Cs+ é menos hidratado move-se mais rapidamente e conduz melhor a eletricidade.
           O tamanho dos íons hidratados é importante fator que afeta a passagem desses íons através das membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses íons em colunas de troca iônica, em que o Li+ se liga menos fortemente, sendo eluído primeiro. O decréscimo da hidratação do ao Li+ ao Cs+ também se verifica nos sais cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados, geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não formam sais hidratados.
           Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis em água. Quando um sal é insolúvel, significaque sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo IA diminui do Li para o Cs. Para que uma substância dissolva-se, a energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino (energia reticular). A energia reticular dos metais alcalinos diminui ligeiramente de cima para baixo no grupo, ao passo que a energia de hidratação varia mais acentuadamente – por causa disso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do Li para o Cs. Os fluoretos e carbonatos do grupo IA são exceções, pois suas solubilidades aumentam rapidamente de cima para baixo no grupo. Isso porque a energia reticular apresenta maior variação quando comparada à energia de hidratação.
LÍTIO ( Li )
            
 HISTÓRICO:  O lítio foi descoberto em 1817, por Arfevdson.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Os principais minerais onde o lítio se encontra são:
Lepidolita ou Mica litífera: K2Li3(Si4O10)2 (F,OH)4 
Petalita: LiNaAlSi4O11 
Trifilita: (Li,Na) (Fe, Mn) PO4 
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O Li+ é muito menor que os outros íons do grupo IA e, por causa disso, só se mistura com o sódio acima de 380o C, e é imiscível com os metais K, Rb e Cs, mesmo quando fundidos. O lítio também não forma ligas por substituição com esses metais. Já os demais metais alcalinos são miscíveis uns com os outros em todas as proporções.
          Em solução, o lítio é o mais forte redutor conhecido e possui alto poder de corrosão. Reage com a água, liberando gás hidrogênio. Queimando no ar, sua chama tem uma coloração vermelha, e, em atmosfera rica em oxigênio, forma-se o óxido de lítio (Li2O), que, reagido com a água, forma o hidróxido de lítio. Reage facilmente com ácidos e halogênios, formando os respectivos sais.
          UTILIZAÇÃO:  É usado na gaseificação do cobre e suas ligas e o endurecimento de ligas à base de chumbo e cálcio. Na medicina o lítio é empregado sob a forma de bicarbonato, utilizado no combate à uremia - excesso de ácido úrico no sangue - pela sua facilidade de formar sais solúveis com este ácido. O hidreto (LiH) e o hidreto misto de lítio-alumínio (LiAlH4) são empregados na química orgânica como fornecedores de íons hidreto (redutores enérgicos) e o LiOH para absorver CO2.
          O cloreto, o sulfato e o nitrato são altamente deliquescentes, isto é, possuem uma forte tendência a absorver água e a se liquefazerem. Por isso estes sais são utilizados em sistemas de condicionamento de ar, participando da confecção de elementos higroscópicos. Também utiliza-se o carbonato de lítio para endurecer vidros e espelhos.
          O estearato de lítio (C17H35COOLi) é usado na fabricação de graxas lubrificantes para automóveis. O lítio encontra ainda emprego na fabricação de células eletroquímicas (baterias primárias e secundárias).
SÓDIO ( Na )
 
           HISTÓRICO:  O sódio foi isolado em 1790 pelo químico inglês Humphry Davy.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Extremamente reativo, o sódio não ocorre naturalmente no estado elementar. Entre os seus compostos naturais são particularmente importantes o cloreto, o nitrato, o carbonato e o sulfato. O cloreto de sódio é uma das substâncias mais abundantes na natureza, encontrando-se principalmente nos mares e lagos. O cloreto de sódio é extraído diretamente das salinas por evaporação da água do mar. Como sal-gema o cloreto é encontrado em jazidas que ocupam vastas superfícies.
          OBTENÇÃO E EXTRAÇÃO: O sódio no estado elementar é obtido, atualmente, pela eletrólise do coreto de sódio fundido (método de Downs). É o método mais eficaz e menos dispendioso até o momento.
PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Com água, o sódio reage fortemente, produzindo o hidróxido (NaOH). Com amônia, produz o amideto de sódio:  2 Na + 2 NH3  2 NaNH2 + H2
Quando atacado por um álcool dá origem a um alcoolato: 2 Na + 2 ROH   2 RONa + H2
           Em liga com o chumbo (hidrona), o sódio ataca o cloroetano, dando origem ao chumbo tetraetila - Pb(C2H5)4, muito utilizado como antidetonante da gasolina, embora a tendência seja substituí-lo por outras substâncias que liberem menores quantidades de produtos tóxicos:
4 NaPb + 4 C2H5Cl  Pb(C2H5)4 + 4 NaCl + 3 Pb
          UTILIZAÇÃO:  O cloreto de sódio é largamente utilizado na alimentação, além de servir para conservar carnes, para se obter misturas refrigerantes e para a preparação de outros sais de sódio. O nitrato é usado como fertilizante, no tratamento de minérios de níquel, na preparação de vidros e como integrante de misturas explosivas (a própria pólvora tem como um de seus componentes o nitrato de sódio, conhecido como salitre do Chile). 
           O carbonato de sódio é utilizado principalmente na indústria do vidro e na fabricação de sabões. O sulfato de sódio é encontrado principalmente na tenardita (Na2SO4) e na mirabilita (Na2SO4 hidratado), também conhecida como sal de Glauber. Outro mineral de sódio importante para a indústria é a criolita (Na3AlF6), usada na fabricação do vidro e na metalurgia do alumínio. O hipoclorito de sódio (NaOCl) é usado como agente alvejante e como desinfetante. O bicarbonato (NaHCO3) é usado como fermento químico.
           Sob a forma de vapor, o sódio é usado nas lâmpadas que iluminam os túneis e nas lâmpadas de rua. É também utilizado no interior de válvulas de admissão de combustíveis e nos cilindros de combustão dos aviões, impedindo que, durante a combustão, as válvulas fiquem submetidas a temperaturas muito elevadas, o que provocaria o desgaste excessivo. Também o hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica, é largamente utilizado na fabricação de sabões e na refinação do petróleo e de um grande número de óleos vegetais, na indústria do papel e do raiom e na regeneração da borracha velha.
POTÁSSIO ( K )
 
          HISTÓRICO:  O potássio foi descoberto em 1807, por Sir Humphry Davy.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Muito abundante na natureza, o potássio pode ser encontrado em jazidas primárias, sob a forma de silicatos:
Leucita: K2AlSi2O6 
Ortoclásio: KAlSi3O8 
Filipsita: KCaAl3Si5O16 
          Mas também aparece em outros minerais, sob diversas formas:
Silvita: KCl 
Carnalita: MgCl2.KCl.6 H2O 
Cainita: MgSO4.KCl .3 H2O 
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Reage violentamente com a água, inflamando-se e liberando gás hidrogênio. Queimando no ar, sua chama tem uma coloração violeta e, em atmosfera rica em oxigênio, forma-se o superóxido (K2O4). O óxido de potássio (K2O) reage com a água, formando hidróxido de potássio. Reage facilmente com ácidos e halogênios, formando os respectivos sais.
           UTILIZAÇÃO:  O potássio metálico apresenta pouco interesse industrial, mas combinado com o sódio, na proporção de 70% do total, ele forma uma liga de grande aplicação, servindo como veículo de condução de calor em máquinas térmicas, devido ao alto calor específico dessa mistura. Encontra enorme importância no campo dos fertilizantes, especialmente como cloreto e como sulfato. 
           Nos processos químicos os sais de potássio são preferidos aos de sódio, por possuírem maior solubilidade e melhor cristalização. Na indústria de vidros e sabões é importante o carbonato de potássio (K2CO3) e, na preparação da pólvora, o nitrato (KNO3). O superóxido de potássio é empregado em aparelhos de respiração e em submarinos, e o KBr encontra uso na fotografia.
RUBÍDIO ( Rb )
 
          HISTÓRICO:  O rubídio foi descoberto em 1861 por Bunsen e Kirchhoff.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Um dos isótopos naturais desse elemento, o rubídio-87, é fracamente radiativo, e se transforma lentamente em estrôncio (para que uma quantidade de rubídio-87 se reduza à metade, transformando-se em estrôncio, são necessárioscerca de 60 milhões de anos (meia-vida do rubídio).
          UTILIZAÇÃO:  Juntamente com o césio, é utilizado em masers - aparelhos usados para amplificação de microondas por meio de emissão estimulada de radiação. Os masers são gerados de microondas dotados de frequência rigorosamente constante. Dentre seus usos, um dos mais importantes é servir de padrão de tempo para relógios de extrema precisão. Também a relação entre rubídio e estrôncio numa rocha permite-nos conhecer sua idade.
CÉSIO ( Cs )
 
          HISTÓRICO:  O césio foi descoberto em 1860 por Bunsen e Kirchhoff.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O césio é um metal líquido a 28o C e extremamente reativo.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  O césio encontrado na natureza tem massa atômica 133, e é um núcleo estável. Artificialmente foram obtidos isótopos radioativos deste elemento, sendo o mais importante deles o de massa 137, que se desintegra emitindo radiação gama de energia.
          UTILIZAÇÃO:  O césio-137 é empregado na terapia de tumores, em um aparelho chamado "bomba de césio". Tendo forte afinidade com o oxigênio, o césio elementar pode ser utilizado para absorver resíduos desse gás quando se exige o alto-vácuo, como acontece nas válvulas termoiônicas. O metal é feito evaporar no interior da válvula, revestindo-lhe internamente as paredes; o eventual oxigênio ainda existente vai depositar-se nas paredes, aumentando o vácuo. O césio é também utilizado em células fotoelétricas, por ser muito sensível ao efeito fotoelétrico.
FRÂNCIO ( Fr )
 
          HISTÓRICO:  O frâncio foi descoberto em 1939 por Marguerite Perey.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O frâncio é um elemento instável e radiativo que aparece no desenvolvimento de uma série radioativa (a série do actínio), mas se desintegra tão rapidamente como se forma. Por isso, o frâncio não pode ser visto; 
          UTILIZAÇÃO:  É utilizado em reatores nucleares.
III) 1) Preparação
 a)Reação com água
 Foram colocados pedaços de sódio num becher com água e gotas de fenolftaleína.
Na(s) + H2O(l) ( NaOH(aq) + ½ H2(g) H = -469,6 kJ/mol
 A solução fica rosa ( fenolftaleína em pH > 8,2, fica rosa )
 
Esta reação libera muito calor ( reação exotérmica ) com liberação do gás hidrogênio; há explosões pois o gás é incendiado durante a reação ( com a liberação de epequenas faíscas )
H2 + ½ O2 ( H2O H = -68,5 kcal/mol
b) Reação com álcool
 Foram colocados pedaços de sódio num tubo de ensaio (seco), contendo 5 mL Etanol anidro. Após isso, foi adicionado gotas de água.E gotas de fenolftaleína, deixando a solução rosa.
Na(s) + CH3CH2OH ( CH3CH2O-Na+ + ½ H2(g) H = –140.8 kJ mol-1
Após adicionar gotas de água
 
A reação é exotérmica, mas não violenta.
Esta reação pode ser usada para verificar se o álcool anidro está mesmo sem água.
( Se a solução com fenolftaléina ficar rosa antes da adição de água, significa dizer que já havia água no Etanol e este não seria anidro.
2) Preparação da amálgama
 Pegou-se um pequeno pedaço de sódio, secou-se e retirou a camada de óxido. Foi colocado em um tubo de ensaio e foi adicionado gotas de mercúrio. Adicionou-se após isso, 2 mL de água.
Na(s) + Hg(l) ( HgNa
HgNa + H2O(l) ( Hg + NaOH(aq) + ½ H2(g) H =Negativo(Menor que -469,6 kJ/mol)
 
A solução fica rosa ( fenolftaleína em pH > 8,2, fica rosa )
Esta reação acontece bem mais lentamente do que a reação do item II-1a ( Devido À diferença do raio metálico do Na e do Hg ).
3) Solubilidade de alguns sais
a) Em tubo de ensaio, contendo 3 mL de solução saturada de cloreto de lítio, e foi adicionado gotas de solução saturada de carbonato de sódio.
2LiCl + Na2CO3 ( 2NaCl + Li2CO3(pp)
 Li2CO3(pp) ( 2Li+ + 2CO32- Kps= 2,5 x 10-2
O Li2CO3(pp) tem menor solubilidade, nesta reação é apresentado com um sólido ‘leitoso’ e branco. 
b) Em dois tubos de ensaio, foi testada a solubilidade em água do cloreto de lítio e do fluoreto de potássio. Logo após, foram misturadas as duas soluções.
 LiCl + KF ( LiF(pp)+ KCl
 LiF(pp) ( Li+ + F- Kps= 1,7 x 10-3
 Ao misturar as duas soluções, há formação de um sólido branco, por causa da baixa solubilidade do LiF em relação aos outros sais presentes na solução.
 Os metais alcalinos são guradados em soluções que não tenham um hidrogênio ácido com hidrocarbonetos ( querosene ) e Derivados halogenados como CCl4, compostos apolares em geral, pois metais alcalinos reagem com a água do ar (polar) nesta camada de hidrocarbonetos , por exemplo, este não reagiria.
METAIS ALCALINOS TERROSOS
I) Introdução
 Todos os elementos do Grupo 2 são muito reativos e não encontradoslivres na natureza. Eles são, geralmente, encontrados como cátions de carga dupla em compostos. O elemento berílio ocorre como berilo, 3BeO.Al2O3.6SiO2, algumas vezes em cristais tão grandes que pesam algumas toneladas. A pedra preciosa esmeralda é uma forma de berilo. A cor verde característica é devida a íons Cr3+ presentes como impurezas. O Magnésio ocorre na água do mar e como o mineral dolomita, CaCO3.MgCO3. O Cálcio também ocorre como CaCO3 em depósitos comprimidos das conchas de organismos marinhos antigos e exoesqueletos de organismos unicelulares minúsculos.
II) Informações Gerais
	Z
	Nome
	Símbolo
	Massa Molar (g.mol-1)
	P.F.(ºC)
	P.E.(C)
	Densidade(g/cm3)
	4
	Berílio
	Be
	9,01
	1285
	2470
	1,85
	12
	Magnésio
	Mg
	24,31
	650
	1100
	1,74
	20
	Cálcio
	Ca
	40,08
	840
	1490
	1,53
	38
	Estrôncio
	Sr
	87,62
	770
	1380
	2,58
	56
	Bário
	Ba
	137,33
	710
	1640
	3,59
	88
	Rádio
	Ra
	(226)
	700
	1500
	5,00
1- Configuração eletrônica
           Os metais alcalino-terrosos apresentam configuração eletrônica terminada em ns2, ou seja, possuem dois elétrons na camada de valência.
2- Tamanho dos átomos e íons            
           Os elementos do grupo 2 são grandes, mas menores que os correspondentes elementos do grupo 1, pois a carga adicional no núcleo atrai mais fortemente os elétrons. Analogamente também os íons são grandes, mas são menores que os do grupo 1, especialmente porque a remoção de dois elétrons aumenta a carga efetiva. O raio atômico aumenta ao descer no grupo e os pontos de fusão e ebulição diminuem. O aumento do número atômico é diretamente proporcional ao tamanho dos átomos (maior raio) e a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo (no estado neutro). 
3- Energias de ionização
           A energia de ionização para o Be2+ é alta, e seus compostos são tipicamente covalentes. O Mg também forma alguns compostos covalentes. Contudo, os compostos formados por Mg, Ca, Sr e Ba são predominantemente divalentes e iônicos. Como os átomos são menores que os do grupo 1, os elétrons são ligados mais firmemente ao núcleo, e a energia necessária para remover o primeiro elétron (primeira energia de ionização) é maior que no grupo 1. A segunda energia de ionização, em relação à primeira, é quase o dobro do seu valor, porque com um elétron a menos, a carga efetiva do núcleo aumenta. No entanto, o fato de se formarem compostos iônicos mostra que a energia liberada quando se forma o retículo cristalino compensa a energia gasta para produzir os íons M2+. 
           Os metais alcalino-terrosos, quando em estado de vapor, permanecem sob a forma de átomos, e não de moléculasdiatômicas, como ocorre nos metais alcalinos. Isso acontece porque os elementos do grupo 2 possuem o último orbital s completo com dois elétrons, o que não permite a formação de uma ligação covalente. Seria necessário promover um desses elétrons para um orbital p, de modo que se pudesse estabelecer as duas ligações - uma sigma e uma pi. No entanto, a energia gasta nesse processo seria mais elevada do que a energia liberada na formação das ligações. Por isso os elétrons permanecem emparelhados.
4- Estrutura cristalina
           Os metais alcalino-terrosos têm cor branco prateada. Eles possuem dois elétrons de valência que podem participar das ligações, o que leva a uma maior eficiência da ligação e, consequentemente, uma maior dureza do metal e uma maior energia de coesão. Além disso, o menor tamanho dos átomos gera uma ligação mais curta, e, por isso, mais forte. Mas apesar disso, os metais do grupo 2 ainda são relativamente moles.
           5- Densidade, Ponto de fusão e Ponto de ebulição
          Como os átomos dos metais alcalino-terrosos (2) possuem maior massa atômica e são menores que os dos metais alcalinos (1), os elementos do grupo 2 têm densidades maiores que os do grupo 1.
          A energia de coesão dos átomos dos metais alcalino-terrosos é maior que a dos metais do grupo 1, fazendo com que os valores dos pontos de fusão e ebulição sejam maiores do que os destes últimos. O ponto de fusão varia dentro do grupo de modo irregular, devido às diferenças entre as estruturas cristalinas que cada metal assume:
            Be e Mg - hexagonal compacta
            Ca e Sr - cúbica de face centrada
            Ba - cúbica de corpo centrado         
6- Eletronegatividade e tipos de ligação
           Os valores das eletronegatividades dos metais do grupo 2 são pequenos, porém, maiores que os do grupo 1. O valor para o Be é o mais elevado do grupo.O composto BeF2 apresenta a maior diferença de eletronegatividade de todos os compostos do berílio, e é o composto de berílio com maior caráter iônico. Porém, sua condutividade quando fundido é muito baixa e esse composto é encarado como covalente.
7- Entalpias de formação dos compostos iônicos
           Com os halogênios menores, o lítio é o mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior.      
8- Cor dos compostos
           Assim como os íons dos metais alcalinos, os íons dos metais alcalino-terrosos apresentam configuração eletrônica de gás nobre, e é muito difícil promover transições eletrônicas nesse estado. Por isso, a todos os compostos de do grupo 2 são incolores, a não ser que o ânion seja colorido.
9- Energias de hidratação
            As energias de hidratação dos íons do grupo IIA são cerca de quatro vezes maior que as dos íons do grupo 1. Isso se deve ao menor tamanho e à maior carga, e o valor de Hhidr decresce de cima para baixo no grupo, à medida que aumenta o tamanho dos íons. Como são cátions menores e de maior carga, geram um campo elétrico maior, que envolve maior quantidade de moléculas de água.
10- Solubilidade e Energia reticular
            A solubilidade da maioria dos sais decresce com o aumento da massa atômica do elemento, embora se observe uma tendência inversa com os fluoretos e hidróxidos deste grupo. As energias reticulares são muito maiores que os valores dos correspondentes do grupo 1, por causa do efeito do aumento da carga.
BERÍLIO ( Be )
 
          HISTÓRICO:  O berílio foi descoberto em 1828, por Wöhler e Bussy.
          CORRÊNCIA NATURAL:  O berílio é encontrado principalmente sob a forma de um mineral chamado berilo - Be3Al2(Si6O18). O tipo mais comum de berilo - a água marinha - é encontrada principalmente no Brasil.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O berílio é um metal tão duro que corta o vidro. É um elemento muito tóxico - o óxido liberado na sua combustão, se respirado, pode produzir, mesmo em quantidades inferiores a um miligrama, um envenenamento mortal - a berilose. Esta não se manifesta imediatamente, podendo mesmo aparecer anos depois.
          Em água, os sais de berílio sofrem extensa hidrólise, com a formação de uma série de hidroxi-complexos de estrutura ainda desconhecida. Adicionando uma base a essas soluções, os complexos se rompem e dão origem ao íon berilato - Be(OH)42-. Muitos sais de berílio contêm o íon hidratado Be(H2O)42+ em vez de Be2+, sendo o íon hidratado um complexo tetraédrico.A formação de um complexo hidratado aumenta o tamanho efetivo do berílio, distribuindo assim a carga sobre uma área maior. São conhecidos compostos iônicos estáveis como Be(H2O)4SO4, Be(H2O)4(NO3)2 e Be(H2O)4Cl2.
          Os sais de berílio são ácido quando dissolvidos em água pura, por causa da hidrólise dos íons hidratados, que originam prótons em solução:
H2O + Be(H2O)42+ [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O+
           UTILIZAÇÃO:  Em liga com o cobre, é usado na fabricação de molas de grande resistência, como os geofones para o estudo dos terremotos artificiais. Por ser muito leve, é excelente para a construção de mísseis e outros objetos espaciais. Também é utilizado na fabricação de reatores nucleares pela propriedade que seu núcleo tem de não absorver nêutrons. 
MAGNÉSIO ( Mg )
 
          HISTÓRICO:  O magnésio foi isolado em 1808 por Humphry Davy.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  O magnésio é encontrados na natureza como cloreto (na água do mar) e em diversos minerais:
Magnesita: MgCO3 
Dolomita: MgCO3.CaCO3 
Carnalita: MgCl2 .KCl.6 H2O 
Brucita: Mg(OH)2 
          EXTRAÇÃO E OBTENÇÃO:  A extração do magnésio da água do mar responde pela maior parte de sua produção industrial. nesse processo, o magnésio é precipitado como hidróxido - Mg(OH)2 - pela adição de óxido de cálcio (CaO). Em seguida o hidróxido é filtrado e tratado com ácido clorídrico, produzindo o cloreto de magnésio (MgCl2). Este, depois de seco e misturado com outros sais (para que seu ponto de fusão abaixe) é fundido e submetido a uma redução eletrolítica. 
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Quando exposto ao ar, o magnésio oxida-se facilmente e, em estado finamente dividido, queima no ar com uma chama intensa, rica em raios ultravioleta. O magnésio é um grande agente redutor e reage com vários ácidos, produzindo hidrogênio. Não é atacado por bases e só a quente desloca o hidrogênio da água. 
          UTILIZAÇÃO:  Entre os sais de magnésio, os mais usados são o sulfato, o cloreto e o carbonato. O primeiro, conhecido como sal de Epson, é utilizado na agricultura, como fertilizante. Diferentemente dos outros sulfatos de metais alcalino-terrosos, o MgSO4 dissolve-se facilmente na água. O cloreto de magnésio, misturado com igual quantidade de óxido de magnésio, fornece uma pasta bastante dura, usada na preparação do cimento Portland. Quando as partes misturadas estão na proporção de 5 para 1 (5 MgO / 1 MgCl2) a pasta conduz a um outro tipo de cimento - o chamado cimento Sorel. 
          O carbonato de magnésio produz, por calcinação o óxido - MgO - um pó branco de elevado ponto de fusão (3000o C) usado como laxativo e na preparaçao de revestimentos refratários. Outra classe de compostos importantes de magnésio são as séries organo-metálicas, de fórmula geral RMgX, onde R é um grupo alquil ou aril e X é um halogênio. Tais compostos são usados na preparação de siliconas (compostos orgânicos de silício), na obtenção de aldeídos, ácidos carboxílicos e outras substâncias orgânicas.
CÁLCIO ( Ca )HISTÓRICO:  O cálcio elementar foi obtido em 1808 por Davy e Berzelius.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  O cálcio ocorre na natureza sob diversas formas minerais:
Calcita e Aragonita: CaCO3 
Dolomita: MgCO3 . CaCO3 
Gipsita: CaSO4 . 2 H2O 
Fosforita: Ca3(PO4)2 
Fluorita: CaF2 
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Queima no ar com uma chama de coloração avermelhada, todavia, bastam impurezas de sódio, estrôncio e bário para mascarar essa cor. Combina-se com o oxigênio do ar para formar o óxido (CaO). Também pode-se obter o óxido de cálcio a partir da decomposição térmica do carbonato:  CaCO3  CaO + CO2
          O óxido, reagindo com água, produz o hidróxido:  CaO + H2O Ca(OH)2
O hidróxido pode reagir com CO2, produzindo o carbonato: Ca(OH)2 + CO2    CaCO3 + H2O
 Da eletrólise do óxido de cálcio resulta o carbeto (CaC2), conhecido como carbureto, e este, reagindo com a água, produz o acetileno:  
CaC2 + H2O     C2H2 + Ca(OH)2
           Insolúvel em água, o carbonato dissolve-se desde que esta contenha dióxido de carbono. Como na atmosfera existe aproximadamente 0,04% de CO2, praticamente todas as águas superficiais são soluções de gás carbônico. Consequentemente, todas essas águas estão em condições de dissolver o calcário: 
CaCO3 + CO2 + H2O Ca2+ + 2 HCO3-
         Na água utilizada industrialmente, a presença de íons cálcio e magnésio provoca incrustações em caldeiras e tubulações e, em consequência, a sua rápida deterioração. É muito importante conhecer o teor desses íons na água: quando em quantidades acima de certos valores, fazem com que a água seja classificada como dura. Alguns dos inconvenientes de uma água dura podem ser constatados na experiência diária. Por exemplo, a emulsão de sabões nessa água forma pouca espuma. É que a presença de sais de cálcio e magnésio provoca reações entre o sabão e os íons, produzindo sais orgânicos (os sabões geralmente são sais alcalinos de ácidos graxos, especialmente o estearato e o palmitato de sódio).
           Evitar esse fenômeno é especialmente importante para as indústrias que fazem uso de sabão, seja como detergente, seja como reagente. A perda de sabão nas reações com os íons Ca2+ e Mg2+ acaba onerando o custo industrial a um ponto quase intolerável. Além disso, os sais insolúveis formados nessas reações depositam-se sobre as paredes das caldeiras, reduzindo seu tempo de vida útil. Com esses exemplos, podemos compreender a necessidade de um controle preciso em relação à dureza da água. 
           O mais rápido método de determinação da dureza baseia-se no emprego do sal sódico do ácido etileno diaminotetracético (EDTA), que dá complexos solúveis com os íons Ca2+ e Mg2+. Usando indicadores adequados, pode-se titular as quantidades desses íons presentes na água. A água é tamponada com cloreto de amônio e hidróxido de amônio, até atingir um pH = 10. A seguir adiciona-se o indicador negro de eriocrome T, que, nesse pH, tem coloração azul. Em presença de íons cálcio e magnésio, dá uma coloração vermelho-vinho, em virtude da formação de complexos. Adiciona-se então a solução de sal de EDTA, que se combina com os íons cálcio e magnésio presentes, destruindo os sais formados pelo indicador com os metais. O indicador readquire, assim, sua coloração azul, que corresponde à sua forma livre.
 O sulfato de cálcio é encontrado sob a forma de gipsita (CaSO4 . 2 H2O), mineral muito comum originado, na maior parte dos casos, de camadas de calcário que sofreram a ação de ácido sulfúrico proveniente da oxidação de minerais de sulfetos. Quando parcialmente desidratado, o sulfato forma o gesso:   
CaSO4 . 2 H2O    CaSO4 . 1/2 O2 + 3/2 H2O
           Como a reação é reversível, o gesso passa a gipsita ao adquirir água, com expansão de volume, e sendo por isso empregado em moldagens. 
           UTILIZAÇÃO:  O fosfato de cálcio é usado como fertilizante e o sulfeto como depilatório na preparação de couros e na fabricação de lintas luminosas. O fluoreto (CaF2) é largamente usado na indústria metalúrgica, na preparação de escórias de baixo ponto de fusão. A cal apagada (hidróxido de cálcio) é utilizada na preparação de argamassas em construção civil.
ESTRÔNCIO ( Sr )
 
            HISTÓRICO:  O estrôncio foi descoberto em 1808 por Crawford e Davy.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Analogamente ao bário, o estrôncio é encontrado na natureza sob a forma de carbonatos e sulfatos:
Estroncianita: SrCO3 
Celestina: SrSO4 
           EXTRAÇÃO E OBTENÇÃO:  Os métodos de obtenção são semelhantes aos do bário.
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Muitos de seus compostos assemelham-se aos compostos de bário e alguns distinguem-se pela diferença de solubilidade em água. O estrôncio oxida-se facilmente, queimando no ar com chama vermelha intensa.
           UTILIZAÇÃO:  Alguns sais de estrôncio são usados pelos seus poderes diurético, analgésico e sedativo.
BÁRIO ( Ba )
          HISTÓRICO:  O bário foi descoberto em 1770 por Wilhelm Scheele.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  As principais fontes de bário são os minerais:
Witherita: BaCO3 
Barita ou Baritina: BaSO4 (As principais reservas de barita estão nos EUA, Alemanha Ocidental, México e Canadá, mas também ocorrem na Itália e no Brasil) 
           EXTRAÇÃO E OBTENÇÃO:  A preparação do bário metálico pode ser feita por eletrólise do cloreto de bário fundido ou pela redução do óxido, usando-se como redutor o alumínio ou o silício:
3 BaO + 2 Al   3 Ba + Al2O3
3 BaO + Si   2 Ba + BaSiO3
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: No ar, o bário arde com chama verde-esmeralda. Dissolve-se em água, gerando o hidróxido - Ba(OH)2 - de forte ação alcalina. Por aquecimento em corrente de oxigênio, a temperaturas elevadas, o bário forma o peróxido - BaO2.
          UTILIZAÇÃO:  As aplicações dos compostos de bário são bastante restritas. O sulfato de bário, por ser opaco aos raios X, é usado em exames radiológicos do tubo digestivo. Misturado com o sulfeto de zinco, o sulfeto de bário é usado como pigmento branco. O fluorsilicato de bário (BaSiF6) é usado como inseticida e o titanato de bário é empregado em agulhas fonográficas e condensadores. Todos os sais de bário são tóxicos.
RÁDIO ( Ra )
	
          HISTÓRICO:  O rádio foi descoberto em 1898 pelo casal Pièrre e Marie Curie.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Na natureza o rádio ocorre em muitos minerais, porém, sempre em quantidades mínimas. Suas principais fontes são minérios de urânio, ainda que os mais ricos entre eles jamais contenham quantidades superiores a 0,2 g de rádio por tonelada.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O rádio é um elemento radiativo, de massa atômica 226. Ao emitir partícular alfa e radiações gama, converte-se em uma substância gasosa, o radônio, de massa atômica 222. O radônio tem uma vida bastante curta (3,85 dias) e, por emissão de partículas alfa, converte-se em rádio-A (de massa 218). Este, por sua vez, dá origem, por sucessivos decaimentos alfa, beta e gama, a novos elementos radiativos: rádio-B e rádio-C e assim por diante. O último termo dessa série radiativa é o rádio-G, um elemento estável e de propriedades químicas idênticas às do isótopo 207 do chumbo. Assim como todos os metais alcalino-terrosos, seus sais geralmente são pouco solúveis. O cloreto de rádio (RaCl2) é uma excessão. 
          UTILIZAÇÃO:  Como elemento emissor de partículas alfa, beta e gama, o rádio é usado em medicina, principalmente em oncologia, pela sua ação sobre as células cancerosas.
III) Prepração
1) Reação com ácido
 Foram colocados em dois béqueres, 3 mL de solução diluída (3 M) de ácido sulfúrico. Foram adicionados ao primeiro um pedaço de magnésio e ao segundo um de cálcio. A experiência foi repetida substituindo o ácido sulfúrico por ácido acético.
Parte 1
Mg(s) + H2SO4(l) ( MgSO4 + H2(g) H = -1278,2 kJ/molCa(s) + H2SO4(l) ( CaSO4 + H2(g) H = -1434,52 kJ/mol
Reações poucos violentas com efervescência;acontece mais rapidamente.
Parte 2
Mg(s) + 2CH3COOH(l) ( Mg(CH3COO)2 + H2(g) H = -952,86 kJ/mol
Ca(s) + 2CH3COOH(l) ( Ca(CH3COO)2 + H2(g) H = -1028,84 kJ/mol
Reações muito pouco violentas, apresentam efervescência.Mais lentas.
2) Solubilidade dos sulfatos
 Foram colocados em 3 tubos de ensaio 2 mL de solução 1 M de sais solúveis de Cálcio,Estrôncio e Bário. A cada um deles foram adicionados 1 mL de solução diluída (3 M) de ácido sulfúrico.
1ºtubo - CaCl2 + H2SO4 ( CaSO4(pp) + 2HCl Kps = 2,4 x 10-5
2ºtubo - SrCl2 + H2SO4 ( SrSO4(pp) + 2HCl Kps = 3,2 x 10-7
3ºtubo - BaCl2 + H2SO4 ( BaSO4(pp) + 2HCl Kps = 8,0 x 10-7
 Nos três tubos foram formados precipitados de coloração branca, O Ba precipita mais rápido que o Sr, e este por sua vez, mais rápido que o Ca.( a solução suporta um menor quantidade de BaSO4, suporta mais um pouco o SrSO4 e suporta mais o CaSO4 ).
Ordem de velocidade de precipitação : Ba > Sr> Ca.
3) Estabilidade Térmica de alguns nitratos
 Foi aquecido diretamente na chama de um bico de Bunsen, um tubo de ensaio contendo uma pequena quantidade de nitrato de magnésio. Foi repetido o procedimento com Nitrato de Cálcio. Após ser esfriado, foi adicionado água e gotas de fenolftaleína.
Mg(NO3)2 + calor ( MgO(s) +2NO2(g) + ½ O2 H = -601,70 kJ/mol
Ca(NO3)2 + calor ( CaO(s) +2NO2(g) + ½ O2 H = -635,09 kJ/mol
NO2 -> Gás castanho
Após a adição de água
MgO + H2O ( Mg(OH)2 H = -926,83 kJ/mol
CaO + H2O ( Ca(OH)2 H = -1002,81 kJ/mol
Após adicionar gotas de fenoltaleína,
A solução fica rosa ( fenolftaleína em pH > 8,2, fica rosa )
 
	
Quando o sal de Nitrato foi aquecido houve liberação de um gás castanho e formação do seu óxido. Após adicionar água ao óxido ocorre reação de desidratação formando uma base.
A Óxido de Cálcio é mais básico que o óxido de Magnésio.
QUESTIONÁRIO
2 – O Ca é mais reativo que o Mg. Ambos possuem propriedades similares, entretanto o caráter metálico é mais acentuado no Ca;
3 - A reação do Zn com o KMnO4, em meio ácido, forma o hidrogênio nascente, mais reativo que o Hidrogênio molecular;
4 – A amálgama é uma liga de Hg com outro metal;
6 – Sendo o ácido sulfúrico mais forte, há maior desprendimento de íons H+ em realção à quantidade liberada pelo ácido acético.
7 – Analisando o Grupo 2, vemos que a solubilidade diminui com o aumento do nº atômico. Sendo assim, podemos afirmar que o Sulfato de bário é mais insolúvel que o de Estrôncio, que ainda é mais que o de Ca.
O Diagrama de Pourbaix acima desconsiderou formação de complexos ou precipitados, portanto possui erros.
Bibliografia
Gurov YB, Aleshkin DV, Berh MN, Lapushkin SV, Morokhov PV, Pechkurov VA, Poroshin NO, Sandukovsky VG, Tel'kushev MV, Chernyshev BA, Tschurenkova TD. (2004). Spectroscopy of superheavy hydrogen isotopes in stopped-pion absorption by nuclei. Physics of Atomic Nuclei 68(3):491-497;
Korsheninnikov AA. et al. (2003). Experimental Evidence for the Existence of 7H and for a Specific Structure of 8He. Phys Rev Lett 90, 082501;
3. http://www.geocities.com/Vienna/Choir/9201/grupo_IA.htm;
4 .http://pt.wikipedia.org;
5. ATKINS,Peter,JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3. ed. – Porto Alegre : BookMan, 2006.