relatório inorgânica I SOLUBILIDADE E REAÇÕES DE HIDRÓXIDOS DE METAIS ALCALINOS TERROSOS

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA DA BAHIA 
CAMPUS VITÓRIA DA CONQUISTA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GRUPO C 
 
AMANDA SOUZA ALVES 
DANILO RAFAEL SILVA SANTOS 
IRANILDO ARAUJO OLIVEIRA 
LIDIANE DUTRA BRITO 
 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUBILIDADE E REAÇÕES DOS HIDRÓXIDOS DE METAIS 
ALCALINOS TERROSOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA DA CONQUISTA 
JUNHO/2018 
AMANDA SOUZA ALVES 
DANILO RAFAEL SILVA SANTOS 
IRANILDO ARAUJO OLIVEIRA 
LIDIANE DUTRA BRITO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUBILIDADE E REAÇÕES DOS HIDRÓXIDOS DE METAIS 
ALCALINOS TERROSOS 
 
 
 
 
Relatório apresentado ao componente 
curricular Química Inorgânica Experimental I, 
no curso de Licenciatura em Química, do 
Instituto Federal da Bahia – IFBA, campus de 
Vitória da Conquista, ministrado pela docente 
Bruna Figueredo Lopes, para fins avaliativos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA DA CONQUISTA 
JUNHO/2018 
RESUMO 
 
O presente relatório apresenta os resultados de experimentos realizados em 
laboratório, onde verificou-se a solubilidade e reações de metais alcalinos terrosos, 
observando as reações apresentadas. Percebeu-se que alguns hidróxidos de metais 
alcalinos possuem baixa solubilidade, e, por meio da fenolftaleína e do papel indicador 
de pH, comprovou-se a basicidade das soluções. Utilizando algumas soluções de sais 
desses metais alcalinos terrosos, pode-se observar, em um primeiro momento com 
adição de ácido sulfúrico, e em um segundo momento com adição de cromato de 
potássio, como essas soluções se comportaram, se houve formação de precipitado e 
qual os produtos formados com suas respectivas características e propriedades. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Os metais alcalinos terrosos são metais encontrados no grupo 2 da tabela 
periódica. São eles o berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio. As 
solubilidades dos metais são influenciadas pela energia reticular e a energia de 
hidratação, de modo que as energia reticulares decrescem ao passo que se aumenta 
o tamanho do metal, e a solubilidade na maioria dos sais diminuem com o aumento 
do peso do átomo, embora nos hidróxidos é o inverso, quando uma substância é 
solúvel, a energia de hidratação deve ser maior do que a energia reticular. Logo os 
compostos se tornam menos solúveis a medida que o metal aumenta de tamanho. O 
hidróxido magnésio é pouco dissociado na água, sendo uma base a qual é pouco 
solúvel em água, formando uma suspensão coloidal branca. De modo geral, os 
hidróxidos possuem caráter básico pois liberam íons OH- quando dissolvidos em água. 
Hidróxidos são solúveis de modo que a solubilidade aumenta ao descer pelo grupo. 
Os alcalinos terrosos são reativos, seus cátions monovalentes são bons condutores 
de eletricidade, as bases variam seu pH e perde sua capacidade de ação no meio, 
sendo uma reação de neutralização dos óxidos de metais alcalinos terrosos, estes 
que reagem com água e formam-se bases. As solubilidades desses sais inorgânicos 
estão relacionadas com os raios de seus íons (cátions e ânions). Quando os raios 
iônicos são muito próximos, a energia de rede cristalina é favorecida em relação à 
energia de solvatação, e a energia de hidratação, no caso da água como solvente, 
quando os raios dos íons são diferentes, é favorecida em relação à energia da rede 
cristalina. 
 
 
 
 
 
 
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OBJETIVOS 
 
• Identificar as propriedades dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos; 
• Observar a solubilidade dos sais de metais alcalinos terrosos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTOS 
 
MATERIAIS E REAGENTES: 
• 12 Tubos de ensaio; 
• Vidros de relógio; 
• Pipetas de 5ml; 
• 2 Béquer de 50 mL; 
• 1 Proveta de 25 mL; 
• 2 funil; 
• Bastão de vidro; 
• 2 Erlenmeyer de 250 mL; 
• Estantes para tubos de ensaio; 
• Papel de filtro; 
• MgO e CaO PA.; 
• Solução de fenolfteína 1%; 
• Solução de MgCl2 1M; 
• Solução de CaCl2 1M; 
• Solução de BaCl2 1M; 
• Solução de H2SO4 1M; 
• Solução de K2CrO4 1M. 
 
PARTE EXPERIMENTAL: 
 Parte I 
1. Preparou-se soluções saturadas de óxido de magnésio e óxido de cálcio; 
2. Adicionou-se ao béquer de 100 mL, 25 mL de água destilada e 1,0 g de óxido de 
magnésio e agitou-se bem; 
3. Filtrou-se a mistura tantas vezes quantas foram necessárias, até obter um filtrado 
límpido e transparente. Repetiu-se os procedimentos 2 e 3 usando o óxido de cálcio; 
4. Em 2 tubos de ensaio adicionou-se: 
 Tubo 1: 2 mL de solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína; 
 Tubo 2: 2 mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína. 
5. Observou-se e anotou-se o ocorrido; 
6. Em um vidro de relógio colocou-se 2 mL de cada solução e determinou-se o pH. 
 Parte II 
1. Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de água de cal a 7 mL de água destilada 
(Solução saturada de hidróxido de cálcio) e 2 gotas de fenolftaleína. Em seguida 
adicionou-se CO2 com o auxílio de uma pipeta soprando a solução e observou-se o 
ocorrido; 
2. Colocou-se 4 tubos de ensaio de 5 mL das soluções diluídas a 5% de MgCl2, CaCl2 
e BaCl2. Adicionou-se 2 mL de H2SO4 (1M) aos tubos de ensaio. Repetiu-se o item 
anterior, trocando a adição de H2SO4 por adição de K2CrO4. 
 
 
 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Parte I 
Ao preparar as soluções dos óxidos, percebeu-se que estes não tiveram boa 
solubilidade. O óxido de magnésio (MgO) ou água de cal é uma base fraca que por 
ser formada de uma reação com um metal alcalino terroso que possui um baixo caráter 
iônico, tem baixa solubilidade em água. Formou-se assim o hidróxido de magnésio de 
acordo com a equação (1.1). O óxido de cálcio ao reagir com a água também se 
mostrou ser pouco solúvel, porém se mostrou mais solúvel que o MgO. Formou-se 
assim o hidróxido de cálcio de acordo com a equação (1.2) 
 
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq) (1.1) 
 CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) (1.2) 
Após filtrar as soluções e distribuir 2 ml de cada solução a um tubo de ensaio 
e adicionar 2 gotas de fenolftaleína, comprovou-se o caráter básico das soluções com 
a coloração rosa, pois soluções com fenolftaleína ficam com essa cor em meio básico. 
 
 
Figura 1: basicidade comprovada pela coloração rosa 
Ao medir o pH Com o papel indicador, encontrou-se os resultados a seguir que 
também comprovaram a basicidade das soluções: 
Solução pH 
Mg(OH)2 9 
Ca(OH)2 13 
 
 
Parte II 
Ao colocar as gotas de fenolftaleína na solução saturada de Hidróxido de cálcio 
verificou-se que está ficou com coloração rosa, comprovando assim o caráter básico 
da solução, pois a fenolftaleína possui essa propriedade. Ao assoprar a solução, 
inserindo CO2, a mesma não mudou de coloração, prevalecendo assim a basicidade. 
Isso pode ser explicado pelo motivo de que o CO2 é um anidrido ácido que, 
reagindo com a água, forma o ácido carbônico. Este, por sua, vez, reagindo com o 
hidróxido (uma base), forma sal + água como estabelecido na equação 2.1. Como o 
CaCO3 é proveniente de base forte, prevalece o caráter básico da solução. 
 
 Ca(OH)2(aq) + CO2(g) ➔ CaCO3(aq) + H2O(l) (2.1) 
 
 
Figura 2: Experimento após inserir gás carbônico 
 
Ao colocar ácido sulfúrico nos tubos contendo MgCl2, CaCl2 e BaCl2, obteve-se 
os seguintes resultados: 
Solução Resultado 
MgCl2 Continuou incolor 
CaCl2 Esbranquiçado com precipitadoBaCl2 Solução branca, turva com precipitado 
 
 
A solução de cloreto de bário, ficou turva com formação de precipitado porque 
com a adição do ácido sulfúrico, formou-se o sulfato de bário, que é insolúvel em água 
mais soluvel em meio ácido concentrado. Como a solução de ácido sulfúrico não teve 
concentração o suficiente para solubilizar o sulfato de bário formado, o precipitado foi 
formado de acordo com a equação (2.2): 
BaCl2(s) + H2SO4(aq) ➔ BaSO4(s) + 2HCl(aq) (2.2) 
A solução de cloreto de cálcio, ficou esbranquiçada com um pouco de 
precipitado porque com a adição de ácido sulfúrico, formou-se o sulfato de cálcio, que 
possui baixa solubilidade em meio ácido, comprovando com o precipitado formado no 
tubo de ensaio. Essa reação está apresentada na equação (2.3): 
CaCl2(aq) + H2SO4(aq) ➔ CaSO4(s) + 2HCl(aq) (2.3) 
A solução de cloreto de magnésio, continuou incolor porque o composto 
formado com a adição de ácido sulfúrico foi o sulfato de magnésio, este que tem boa 
solubilidade em meio ácido de acordo com a equação (2.4): 
MgCl2(aq) + H2SO4(aq) ➔ 2HCl(aq) + MgSO4(aq) (2.4) 
 
 
Figura 3: soluções após adicionar ácido sulfúrico 
 
Ao refazer os procedimentos anteriores, só que agora com adição de cromato 
de potássio no lugar do ácido sulfúrico, obteve-se os seguintes resultados: 
Solução Resultado 
MgCl2 Solução amarela transparente 
CaCl2 Solução amarela transparente 
BaCl2 Solução amarela turva com precipitado 
 
A solução de cloreto de magnésio, continuou incolor, só que agora com 
coloração amarela, porque através de uma reação de dupla troca com a adição do 
cromato de potássio, foram formados os compostos cromato de magnésio e cloreto 
de potássio, estes que tem boa solubilidade de acordo com a equação (2.5): 
MgCl2(aq) + K2CrO4(aq) ➔ MgCrO4(aq) + 2 KCl(aq) (2.5) 
A solução de cloreto de cálcio, ficou amarela transparente porque em uma 
reação de dupla troca com adição de cromato de potássio, formou-se o cloreto de 
potássio e o cromato de cálcio, que possuem boa solubilidade. Essa reação está 
apresentada na equação (2.6): 
K2CrO4(aq) + CaCl2(aq) ➔ 2KCl(aq) + CaCrO4(aq) (2.6) 
A solução de cloreto de bário, ficou turva amarelada com formação de 
precipitado porque em uma reação de dupla troca com a adição do cromato de 
potássio, formou-se o cromato de bário e o cloreto de potássio. O cloreto de potássio 
possui boa solubilidade, já o cromato de bário tem baixa solubilidade, o que justifica a 
formação do precipitado de acordo com a equação (2.7): 
 BaCl2(aq) + K2CrO4(aq) ➔ 2KCl(aq) + BaCrO4(s) (2,7) 
 
Figura 4: Resultado do experimento após adicionar cromato de potássio 
 
Dentre as soluções estudadas, a que apresenta o maior caráter básico é o 
hidróxido de Cálcio com o valor 13. O óxido magnésio (MgOH2) apresentou pH igual 
a 9. O óxido de magnésio ,popularmente conhecido como leite de magnésio, é um 
medicamento amplamente empregado como antiácido, isto é, para aliviar a acidez no 
estômago e como laxante, principalmente antes de uma intervenção cirúrgica para um 
rápido esvaziamento intestinal. 
A solubilidade de sais inorgânicos está diretamente relacionada a relação entre 
os raios dos seus íons (cátions e ânions). Quando os raios iônicos são muito próximos 
a energia de rede cristalina, U, é favorecida em relação à energia de solvatação 
(energia de hidratação no caso da água como solvente). Quando os raios dos íons 
são diferentes, a energia de hidratação é favorecida em relação a energia de rede 
cristalina. Dessa forma, no caso dos metais alcalinos terrosos, quando reagidos com 
íon hidróxido, que é um íon pequeno, a solubilidade aumenta à medida que desce no 
grupo, já que as diferenças entre os raios aumentam. 
 
Tabela 1: Solubilidade dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos na ordem crescente 
Reagente Solubilidade 
Be(OH)2 Boa solubilidade 
Mg(OH)2 Boa Solubilidade 
Ca(OH)2 Pouco solúvel 
Sr(OH)2 Pouco solúvel 
Ba(OH)2 Pouco solúvel 
Ra(OH)2 Pouco solúvel 
 
 
 
 
 
CONCLUSÕES 
 A partir das constatações e das discussões propostas, podemos concluir que 
os metais alcalinos terrosos na forma de óxidos em ambiente aquoso são pouco 
solúveis em água e ainda possuem caráter básico formando hidróxidos do metal 
tornando o meio básico. A inserção de CO2 (dióxido de carbono) em meio à solução, 
reage com a água e forma o ácido carbônico que em seguida reage com o hidróxido 
do metal alcalino terroso, produzindo água e sal. 
 Em correspondência também pode-se conferir que a complementação de 
ácido sulfúrico aos cloretos dos metais alcalinos terrosos pode modificar a solubilidade 
dos cloretos, e que alguns podem ser solúveis ou insolúveis, e/ou formar precipitados 
ao meio ácido. Os cloretos de metais alcalinos terrosos em solução de cromato de 
Potássio realizam reações de dupla troca, formando cromato do metal alcalino terroso 
e cloreto de potássio, e adquire tom amarelo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
BROWN, Theodore L., H Eugene LeMay, Jr., Bruce E. Bursten. Química, a ciência 
central. 9ª ed. – São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p.