Elementos do Grupo 2 - Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra

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Elementos do Grupo 2 – Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
Os elementos Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio são conhecidos como os metais alcalinos terrosos, mas o termo é frequentemente aplicado a todo o grupo. Todos os elementos são metais brancos prateados, mas alguns aspectos das propriedades químicas do Berílio são mais parecidos com as de um metaloide. Os elementos são mais duros, mais densos e menos reativos do que os elementos do Grupo 1, mas continuam sendo mais reativos do que muitos metais comuns. Os elementos formam um número limitado de complexos e compostos organometálicos. 
Os Elementos:
Os fatores que mais influenciam as propriedades químicas dos elementos do Grupo 2 são os seus raios atômicos e iônicos. A maior dureza mecânica dos elementos do Grupo 2 comparadas com as do Grupo 1 indica um aumento da força de ligação metálica do Grupo 1 para o Grupo 2, o que pode ser atribuído ao aumento do número de elétrons disponíveis. Os raios atômicos dos elementos do Grupo 2 são menores que os do Grupo 1. Esta redução dos raios atômicos entre os grupos é responsável pela maior densidade é responsável pela maior densidade e energia de ionização. As energias de ionização dos elementos diminuem descendo-se no grupo, enquanto os raios aumentam. Ao descermos no grupo, os elementos tornam-se mais reativos e mais eletropositivos, pois torna-se mais fácil formar os íons +2. Esta redução da energia de ionização se reflete na tendência dos potenciais padrão para os pares M2+/M. Uma vez que o potencial padrão se torna mais negativo quando se desce no grupo, os metais se oxidam mais facilmente. Assim, enquanto cálcio, estrôncio e bário reagem facilmente com a água fria, o magnésio só reage com água quente:
M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g)
Todos os elementos ocorrem em seus compostos como M(II), o que é consistente com as suas configurações eletrônicas de valência ns2. Os compostos são predominantemente iônicos, com a exceção daqueles de Berílio, que são predominantemente covalentes devido ao tamanho muito pequeno dos íons Be2+ e à correspondente elevada densidade de carga e poder polarizante. Existe uma forte relação diagonal entre o Berílio e o Alumínio:
Berílio e Alumínio formam hidretos, haletos e óxidos covalentes; os compostos análogos de magnésio são predominantemente iônicos.
Os óxidos de Berílio e de Alumínio são anfóteros; o óxido de magnésio é básico.
Na presença de excesso de íons OH-, Berílio e Alumínio formam [Be(OH)4]2- e [Al(OH)4]-, respectivamente; o magnésio não reage com íons OH-.
Berílio e Alumínio formam carbetos que contêm o íon C4- e produzem metano por reação com a água; os outros carbetos do Grupo 2 contêm o íon C22- e liberam etino (acetileno) por reação com água.
Ocorrência e Obtenção:
O magnésio é o único elemento do Grupo 2 obtido em escala industrial; Magnésio, Cálcio, Estrôncio e Bário podem ser obtidos a partir do cloreto fundido.
O Berílio ocorre naturalmente como mineral semiprecioso berilo, Be3Al2(SiO3)6, que deu origem ao seu nome. O Berílio é a base da pedra preciosa esmeralda, na qual uma pequena fração de Al3+ é substituída por Cr3+. O Berílio é obtido por aquecimento do berilo com hexafluorossilicato de sódio, Na2SiF6, para produzir BeF2, o qual é então reduzido ao elemento pelo Magnésio. O Magnésio é o oitavo elemento mais abundante na crosta terrestre. Ele ocorre na natureza sob a forma de vários minerais tais como a dolomita, CaCO3·MgCO3, a Magnesita, MgCO3, sendo ainda o terceiro elemento mais abundante na água do mar, de onde ele é obtido comercialmente. Um litro de água do mar contém mais do que 1g de íons magnésio. A obtenção a partir da água do mar se baseia no fato de que o hidróxido de magnésio é menos solúvel do que o hidróxido de cálcio, pois a solubilidade dos sais de ânions de carga unitária aumenta descendo-se no grupo. Para precipitar o Mg(OH)2, adiciona-se CaO (cal) ou Ca(OH)2 (cal apagada ou água de cal) à água do mar. O hidróxido é então convertido em cloreto por tratamento com ácido clorídrico:
CaO(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Mg2+(aq) + 2OH-(aq) Mg(OH)2(s)
Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + 2H2O(l)
O magnésio é então obtido por eletrólise do cloreto de magnésio fundido:
Catodo: Mg2+(aq) + 2e- Mg(s)
Anodo: 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e-
O magnésio também é obtido a partir da dolomita por aquecimento ao ar para formar os óxidos de cálcio e magnésio. Esta mistura é então aquecida com ferrossilício (FeSi), formando silicato de cálcio, CaSiO4, ferro e magnésio. Na alta temperatura usada no processo, o magnésio é um liquido e pode ser removido por destilação. O principal problema na produção do magnésio é a sua alta reatividade com o oxigênio e com a água. Geralmente, se usa nitrogênio para criar uma atmosfera inerte para a produção de muitos outros metais reativos, mas isto não pode ser usado com o magnésio, pois ele reage formando o nitreto, Mg3N2. Como alternativa, utiliza-se o hexafluoreto de enxofre ou o trióxido de enxofre, mas estes dão origem a problemas ambientais: o SiF6 é um gás de efeito estufa e o SO3 contribui para a chuva ácida. Embora o magnésio seja muito reativo com o oxigênio e com a água, o metal pode ser manuseado com segurança devido à presença de um filme de óxido passivante inerte na sua superfície. O cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre e ocorre principalmente como calcário, CaCO3. O nome cálcio vem do latim calx, cal. O elelemnto é o principal componente de biominerais como ossos, conchas e dentes, sendo central em processos de sinalização celular tais como a ativação hormonal ou elétrica das enzimas de organismos superiores. Um adulto médio contém aproximadamente 1Kg de cálcio. O cálcio é obtido por eletrólise do cloreto fundido, o qual por sua vez é obtido como um subproduto do processo Solvay para produção do carbonato de sódio. O estrôncio deve seu nome à vila escocesa de Strontian, de onde foi extraído o minério no qual ele foi encontrado pela primeira vez. Ele é obtido pela eletrólise do SrCl2 fundido ou pela redução do SrO com alumínio:
6SrO(s) + 2Al(s) 3Sr(s) + Sr3Al2O6(s)
O metal reage violentamente com a água e como um pó finamente dividido entra em ignição ao ar. O bário é obtido por eletrólise do cloreto fundido ou por redução do BaO com alumínio. Ele reage muito violentamente com a água e entra em ignição facilmente ao ar. Todos os isótopos do rádio são radioativos. Eles sofrem decaimento α, β e γ com meias-vidas que variam de 42 minutos a 1599 anos. O rádio foi descoberto por Pierre e Maria Curie em 1898, após elaborada extração a partir do minério de urânio pechblenda. A pechblenda é um mineral complexo contendo muitos elementos: ele contém aproximadamente 1g de rádio em 10 toneladas de minério, e os Curie levaram três anos para isolar 0,1s de RaCl2.
Usos:
O magnésio é muito importante para funções biológicas; suas maiores aplicações são pirotecnia, ligas e fármacos comuns. O berílio não reage em contato com o ar devido à presença da camada passivante de um filme de óxido inerte na sua superfície, o que torna o berílio muito resistente à corrosão. Esta resistência à corrosão e o fato de que ele é um dos metais mais leves, fazem com que ele seja usado em ligas para instrumentos de precisão, aeronaves e mísseis. O berílio também é usado como um moderador para reações nucleares, pois o núcleo do berílio tem alta seção de choque para captura de nêutron e o metal tem um alto ponto de fusão. Entretanto, o fato de que os sais solúveis de berílio são altamente tóxicos tem restringido suas aplicações industriais. O magnésio tem grande importância biológica. Ele não apenas é um dos componentes da clorofila mas também apresenta-se coordenado por muitos outros ligantes biologicamente importantes, incluindo o ATP (trisfofato de adenosina). Ele é essencial para a saúde humana, sendo responsável pela ativação de muitas enzimas. A dose recomendada para um humano adulto é de aproximadamente 0,3g por dia, sendo que um adulto típico contém aproximadamente 25g de magnésio. A maioria das aplicaçõesdo magnésio se relaciona a formação de ligas leves, especialmente com alumínio, as quais são muito usadas como materiais estruturais em aplicações onde o peso é importante, como nas aeronaves. Uma liga de alumínio e magnésio foi usada anteriormente em navios de guerra, mas descobriu-se que eram altamente inflamáveis quando sujeitas a ataques de mísseis. Alguns dos usos do magnésio são baseados no fato de que o metal queima ao ar com uma chama branca intensa, fazendo com que seja usado em fogos de artifício e sinalizadores. Outras aplicações são o “leite de magnésia”, Mg(OH)2, que é um remédio comum para indigestão, e o “sal de Epson”, MgSO4·7H2O, que é usado para vários tratamentos de saúde, incluindo tratamento para constipação, purgante e em compressas para luxações e hematomas. O óxido de magnésio, MgO, é usado como um revestimento refratário em fornos. Os compostos organomagnésio são muito usados em síntese orgânica como reagente de Gringnard. Os compostos de cálcio são muito mais úteis do que o elemento em si. O óxido de cálcio (cal) é o principal componente das argamassas e cimentos. Ele também é usado na fabricação do aço e do papel. O carbonato de cálcio é usado no processo Solvay para produção do carbonato de sódio (Exceto nos Estados Unidos, onde o carbonato de sódio é minerado como trona) e como matéria-prima para a produção do CaO. O fluoreto de cálcio é insolúvel e transparente numa grande faixa de comprimentos de onda. Ele é usado na fabricação de células e janelas para espectrômetros no infravermelho e ultravioleta. O estrôncio é usado em pirotecnia e nos vidros para tubos de televisão coloridos. Os compostos de bário, devido ao grande numero de elétrons deste elemento, são muito eficientes na absorção de raios X: eles são usados como “contrastes de bário” para investigar o trato intestinal. O bário é altamente toxico, por isso nesta aplicação se usa o sulfato, que é pouquíssimo solúvel. O carbonato de bário é usado na fabricação do vidro e como o fluxo para auxiliar no escoamento de vernizes e esmaltes. Ele também é usado como veneno de rato. O sulfeto é usado como depilatório para remover cabelos indesejáveis. Logo após a sua descoberta, o rádio foi usado para tratar tumores malignos. Já se usou tinta luminosa de rádio em mostradores de relógios de pulso e de parede, mas esse uso foi descontinuado, sendo substituído por compostos menos perigosos.
Compostos Simples:
Todos os elementos do Grupo 2 formam compostos simples com hidrogênio, oxigênio e halogênios e também formam vários oxossais. As propriedades dos compostos são predominantemente iônicas, com a exceção dos compostos de berílio, que são covalentes.
Hidretos:
Todos os elementos formam hidretos salinos, com a exceção do berílio, que forma compostos covalentes poliméricos. Assim como os elementos do Grupo 1, os elementos do Grupo 2, com a exceção do berílio, formam hidretos salinos iônicos que contêm o íon H-. Eles podem ser preparados pela reação direta entre o metal e o hidrogênio. O hidreto de berílio é covalente e tem que ser preparado a partir de um alquilberílio. Ele tem uma estrutura em cadeia com os átomos de hidrogênio em ponte. Não há densidade eletrônica suficiente para a formação de ligações 2c, 2e efetivas, e as ligações formadas são 3c, 2e, como indicado pelas longas ligações Be-H em ponte. Os hidretos iônicos dos elementos mais pesados reagem violentamente com a água, produzindo hidrogênio gasoso:
MgH2(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + 2H2(g)
Esta reação não é tão violenta quanto a dos elementos do Grupo 1, e os hidretos do Grupo 2 são usados como uma conveniente fonte de hidrogênio na pilha a combustível. 
Haletos:
Os haletos de berílio são covalentes; todos os fluoretos, exceto o BeF2, são solúveis em água; todos os outros haletos são solúveis. O fluoreto é um sólido vítro que se apresenta em várias fases dependentes da temperatura, semelhantes às do SiO2. Ele é solúvel em água, formando o hidrato [Be(OH2)4]2+. Ele é preparado pela decomposição térmica do (NH4)2BeF4. O cloreto de berílop, BeCl2, pode ser feito a partir do óxido:
BeO(s) + C(s) + Cl2(g) → BeCl2(s) + CO(g)
O cloreto, assim como o BeBr2 e o BeI2, pode ser preparado pela reação direta dos elementos a alta temperatura. A estrutura do BeCl2 sólido é uma cadeia polimérica. A estrutura local é quase um tetraedro regular em torno do átomo de Be, e a ligação pode ser considerada como baseada na hibridização sp3 do Be. A estrutura se assemelha à do BeH2, mas o cloreto tem densidade eletrônica suficiente para fazer ligação covalente 2c, 2e. O cloreto de berílio é um ácido de Lewis que forma adutos facilmente com doadores de pares de elétrons tais como o éter dietílico. Em fase de vapor, o composto tende a formar um dímero baseado na hibridização sp2, e em temperatura acima de 900°C se forma monômeros lineares, indicando hibridização SP. Os haletos anidros de magnésio são preparados pela combinação direta dos elementos, uma vez que a preparação a partir de soluções aquosas fornece os hidratos, os quais se hidrolisam parcialmente com aquecimento. Os haletos anidros dos elementos mais pesados do Grupo 2 podem ser preparados pela desidratação dos hidratos. Todos os fluoretos, exceto o BeF2, são pouco solúveis, embora a solubilidade aumente ligeiramente descendo-se no grupo. À medida que i raio do cátion aumenta do Be para o Ba, o numero de coordenação do cátion aumenta de 4 para 8, com CaF2, SrF2 e BaF2 adotando a estrutura da fluorita. Os outros haletos do Grupo 2 formam estruturas em camadas devido ao aumento da polarizabilidade dos íons haletos. O cloreto de magnésio adota a estrutura em camadas do cloreto de Cádmio, na qual as camadas se posicionam de forma que os íons cloreto estejam num empacotamento compacto cúbico. MgI2 e CaI2 adotam a estrutura assemelhada do iodeto de cádmio, na qual as camadas dos íons iodeto estão em empacotamento compacto hexagonal. O fluoreto mais importante dos elementos do Grupo 2 é o CaF2. A sua forma mineral, o espatoflúor, é a única fonte de flúor em larga escala. O fluoreto de hidrogênio anidro é preparado pela ação do ácido sulfúrico concentrado sobre o espatoflúor:
CaF2(s) + H2SO4(l) → CaSO4(s) + 2HF(l)
Todos os cloretos do Grupo 2 são deliquescentes e formam hidratos. Eles têm pontos de fusão menores do que os fluoretos. O cloreto de magnésio é o cloreto mais importante para a indústria. Ele é extraído da água do mar e então usado na produção do magnésio metálico. O cloreto de cálcio também é de grande importância, sendo produzido industrialmente em grande escala. Sua deliquescência leva ao seu uso generalizado como dessecante em laboratório. Ele também é usado para eliminar o gelo das rodovias, onde é mais eficiente do que o NaCl por duas razões. A primeira é que sua dissolução é muito exotérmica:
CaCl2(s) → Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) ∆solHᶱ = -82 Kj mol-1
O calor gerado ajuda a fundir o gelo. A segunda é que o ponto de congelamento da sua mistura com água é de -55°C, comparado com os -18°C para a mistura do NaCl com água. A dissolução exotérmica também leva a outra aplicação em preparados para aquecimento instantâneo e recipiente para bebidas que possuem auto-aquecimento. Soluções concentradas de CaCl2 têm uma consistência muito viscosa; por isso são espalhadas em rodovias em construção para minimizar a formação de poeira.
Óxidos e hidróxidos:
Os elementos do grupo 2 reagem com o oxigênio para formar óxidos. Todos os elementos, exceto o berílio, também formam peróxidos instáveis. Os óxidos reagem com a água para formar hidróxidos básicos.
Óxidos e compostos relacionados:
Todos os elementos formam óxidos normais com o oxigênio, exceto o bário, o qual forma peróxido; todos os peróxidos se decompõem em óxidos e suas estabilidades aumentam descendo-se no grupo. O óxido de berílio é obtido inflamando-se o metal em oxigênio. Ele é um sólido branco insolúvel com a estrutura da wurtzita. Seu alto ponto de fusão (2570°C) leva ao seu uso como material refratário. Os óxidos dos outros elementos do grupo 2 podemser obtidos por combinação direta dos elementos (exceto o bário, que forma o peróxido), mas eles são geralmente obtidos pela decomposição dos carbonatos:
MCO3(s) →∆ MO(s) + CO2(g) 
Todos os óxidos dos elementos do Mg ao Ba adotam a estrutura do sal-gema. Os seus pontos de fusão diminuem ao descermos no grupo à medida que as entalpias de rede diminuem com o aumento dos raios dos cátions, O óxido de magnésio é um sólido com alto ponto de fusão (assim como o BeO), sendo usado como revestimento refratário em fornos industriais. Tanto o BeO quanto o MgO têm condutividade térmica muito alta, com baixa condutividade elétrica. Esta combinação de propriedades os leva a serem usados nos elementos de aquecimento de eletrodomésticos. O óxido de cálcio (cal) é usado em grandes quantidades na industria do aço para remover fósforo, silício e enxofre. Quando aquecido, o CaO é termoluminescente e emite uma luz branca brilhante (chamada “luz de cal”). O óxido de cálcio também é usado como amaciante da água, removendo a dureza pela reação com carbonatos e hidrogenocarbonatos solúveis para formar o CaCO3 insolúvel. Ele reage com a água para formar o Ca(OH)2, algumas vezes chamado de cal apagada, e também é usado em jardinagem para neutralizar solos ácidos. Os peróxidos de magnésio, cálcio, estrôncio e bário existem e são preparados por várias rotas; somente o SrO2 e BaO2 podem ser feitos por reação direta dos elementos, embora a temperatura e pressão elevadas. Todos os peróxidos são fortes agentes oxidantes e se decompõem em óxido:
MO2(s) → MO(s) + ½ O2(g) 
A estabilidade dos peróxidos frente à decomposição térmica aumenta descendo-se no grupo à medida que o raio do cátion aumenta. Esta tendência é explicada considerando-se as entalpias de rede do peróxido e do óxido e suas dependências com os raios relativos dos cátions e ânions. Uma vez que o raio do O2- é menor do que o do O22-, a entalpia de rede do óxido é maior do que a do peróxido correspondente. A diferença entre as duas entalpias de rede diminui descendo-se no grupo, uma vez que os valores tornam-se menores com o aumento do raio do cátion. Portanto, a tendência à decomposição diminui. Consequentemente, o peróxido de magnésio, MgO2, é o peróxido menos estável, sendo usado como uma fonte de oxigênio in situ em várias aplicações, dentre elas a biorremediação para limpar cursos d’água poluídos. Os elementos do Grupo 2 também formam óxidos complexos tais como a perovsquita, CaTiO3, e o espinélio, MGAl2O4.
Hidretos:
A basicidade e a solubilidade dos hidróxidos aumentam descendo-se no grupo. Todos os hidróxidos são formados pelas reações dos óxidos com a água. Os hidróxidos tornam-se mais básicos descendo-se no grupo com o aumento do caráter metálico do elemento. O hidróxido de berílio, Be(OH)2, é anfótero. A solubilidade em água aumenta do Mg(OH)2 para o Ba(OH)2. O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é pouco solúvel e forma uma solução suavemente básica, uma vez que a sua solução saturada contém baixa concentração de íons OH-. A suspensão aquosa de hidróxido de magnésio é usada como um antiácido (“leite de magnésia”). O hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 é mais solúvel do que o Mg(OH)2, de forma que uma solução saturada contém uma maior concentração de íons hidróxido e a solução é descrita como sendo moderadamente básica. Uma solução saturada de Ca(OH)2, chamada de água de cal, é usada para testar a presença de CO2. Borbulhando-se o CO2 através da água de cal, forma-se um precipitado branco de CaCO3, o qual desaparece por reação adicional com o CO2 para formar o íon hidrogenocarbonato:
Ca(OH)2 + CO2(g) → CaCO3(s) + H2o(l)
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) → Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq)
O hidróxido de bário, Ba(OH)2, é solúvel e sua solução aquosa é descrita como fortemente básica.
Carbetos:
Todos os carbetos do grupo 2 reagem com água para produzir um hidrogenocarboneto gasoso. 
Sais derivados de oxoácidos:
Os oxocompostos mais importantes dos elementos do Grupo 2 são os carbonatos, hidrogenocarbonatos e sulfatos.
Carbonatos e Hidrogenocarbonatos:
Todos os carbonatos são pouco solúveis em água, com a exceção do BeCO3; os carbonatos mais acima no grupo se decompõem mais facilmente em óxido pelo aquecimento. Os hidrogenocarbonatos são mais solúveis do que os carbonatos; os hidrogenocarbonatos de magnésio e cálcio são responsáveis pela dureza temporária da água. 
Sulfatos:
O sulfato mais importante é o sulfato de cálcio, o qual ocorre na natureza como gipsita e alabastro; os sulfatos de cálcio e magnésio são responsáveis pela dureza permanente da água.
Solubilidade e Hidratação:
As grande energias de hidratação negativas dos saias dos íons mononegativos garantem que eles sejam solúveis. Para os sais de íons com dupla carga negativa, as entalpias de rede influem mais e os sais são insolúveis. Geralmente, os compostos dos elementos do Grupo 2 são muito menos solúveis em água do que aqueles dos elementos do Grupo 1, mesmo embora as entalpias de hidratação sejam mais negativas:
 Na+ K+ Mg2+ Ca2+
∆hidHᶱ/(kJ mol-1) -406 -322 -1920 -1650
Com exceção dos fluoretos, os sais de ânions mononegativos são geralmente solúveis em água e os de ânions com dupla carga negativa (tais como óxidos) são geralmente pouco solúveis. Para compostos de ânions com dupla carga negativa, tais como os carbonatos e sulfatos, o fator decisivo é a grande entalpia de rede que tem origem na maior carga do ânion, contrabalanceando a influencia da entalpia de hidratação. Esta insolubilidade é responsável pelos enormes depósitos de minerais contendo cálcio e magnésio, tais como o calcário, a gipsita e a dolomita, que são muito explorados. Os fluoretos são insolúveis em água devido ao pequeno tamanho do ânion fluoreto, o que leva a uma grande entalpia de rede. A exceção é o BeF2, que tem uma entalpia de hidratação muito grande devido à alta densidade de carga do cátion pequeno. Assim, a entalpia de hidratação, em vez da entalpia de rede, é o fator mais importante para o BeF2.
BeF2(s) → [Be(OH2)4]2+(aq) + 2F-(aq) 
∆rHᶱ = -2500 kJ mol-1
O cátion Be2+ hidratado, [Be(OH2)4]2+(aq), atua como um ácido em água.
[Be(OH2)4]2+(aq) + H2O(l) → [Be(OH2)3 (OH)]+(aq) + H3O+(aq)
Atribui-se a ocorrência desta reação ao grande poder polarizante do cátion pequeno com uma dupla carga positiva. As soluções dos sais hidratados dos elementos mais pesados são neutras.