7 Aula3ProcessosIndustriaisIntroduçãoMetaisAcalinosTerrosos

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Metais Alcalinos Terrosos
A Química dos Sulfatos (SO4
2-) e Carbonatos (CO3
2-)
Estrutura Eletrônica
Be – 1 s2, 2s2
Mg – 1s2, 2s2, 2p6 3s2
Ca- 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6 4s2 
Sr - 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
Ba - 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 6s2
X
X
X
X
Mesma tendência dos gases 
nobres
Diferentes 
propriedades
Importante: Compostos de Be e Ba normalmente são muito 
tóxicos
Comportamento Anômalo do Berílio
• Átomo menor tamanho;
• Elevada eletronegatividade;
• Orbitais p livres;
Formação de 
compostos 
covalentes
2
S p
Estado 
fundamental
2
S p
Estado excitado
Ocorrência e Abundância
• Be – pouco comum, baixa abundância (presente em 
pequenas quantidades em silicatos);
• Mg – 6º elemento mais abundante
• Ca- 5° elemento mais abundante;
• Ba – Barita BaSO4;
• SrSO4 e SrCO3;
• Ra - Radioativo
Água do mar (0,13% MgCl2);
Dolomita (MgCO3.CaCO3)
Magnesita (MgCO3)
Epsomita (MgSO4 . 7H2O)
Carnalita ( KCl. MgCl2. 6H2O)
Etc.
Calcário (CaCO3)
Aragonita e calcita
Baixa 
abundância
Obtenção – Forma metálica
Semelhante aos metais alcalinos
Eletrólise ígnea do sal do metal em questão (geralmente cloreto do 
metal alcalino terroso)
Semi-reação Eo (V)
Ba2+(aq) + 2e- --> Ba(s) -2,90
Sr2+(aq) + 2e- --> Sr(s) -2,89
Ca2+(aq) + 2e- --> Ca(s) -2,87
Mg2+(aq) + 2e- --> Mg(s) -2.37
2H2O + 2e
- --> H2(g) + 2OH
-(aq) -0,83
O2(g) + 2H2O + 4e
- --> 4OH- (aq) +0,40
O2(g) + 2H
+(aq) + 2e- --> H2O2(aq) +0,68
2H+(aq) + 2e- --> H2 0,00
Jamais em 
meio aquoso
Obtenção-Mg
Único que se tem o interesse de se produzir na forma 
metálica em larga escala
Ligas metálicas
Compostos de Grignard
Obtenção via MgO (método antigo)
MgO + C = Mg + CO (T= 2000°C)
• Processos mais usados recentemente
1. Processo Pidgeon (a partir da dolomita)
[CaCO3 . MgCO3] + calor → CaO . MgO + CO2
CaO . MgO + Fe/Si →Mg
2. Eletrólise do MgCl2
Mg2+ + 2e = Mg
2Cl- = Cl2 + 2e
_______________________
Mg2+ + 2 Cl- = Mg + Cl2
Obtenção-Mg
Processo Dow de extração da água do mar
Água do mar contém 0,13% de Mg2+
A extração do Mg2+ da água do mar é possível pelo fato de
Ca(OH)2 ser mais solúvel do que o Mg(OH)2.
Ca(OH)2(aq) + MgCl2(aq) →Mg(OH)2 (s)+ CaCl2(aq)
Filtração
Mg(OH)2 (s) +2 HCl (aq) →MgCl2 (aq) + 2 H2O(l)
Eletrólise
Vaporização
Obtenção de Ca
• Eletrólise ígnea do CaCl2 obtido no 
processo Solvay;
NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3
NaCl + NH4HCO3→ NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O (150°C)
CaCO3 + aquecimento → CaO + CO2 (1100°C)
CaO + H2O → Ca(OH)2
2 NH4Cl + Ca(OH)2 → 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O
Reação com Água
Formação de hidrogênio e do respectivo hidróxido
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Mg(s) + 2 H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g)
Be não reage com água 
Alguns estudos revelam que a água em temperatura crítica poderia reagir 
Hidróxidos – Bases
Base forte: praticamente 100% de dissociação em meio 
aquoso
Toda base de metal alcalino é uma base forte:
LiOH(aq) → Li
+
(aq) + OH
-
(aq)
NaOH(aq) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq)
KOH(aq) → K
+
(aq) + OH 
–
(aq)
Esse mesmo comportamento 
é observado com as bases de 
metais alcalinos terrosos?
Porção não dissociada 
(sólido/precipitado)
Porção dissociada (dissolvida 
em meio aquoso)
Se uma base se mantém na forma 
não dissociada, significa dizer que as 
interações entre as partículas 
(cátion e ânion) são fortes, não 
permitindo a dissociação.
Base fraca
Se uma base se mantém na forma 
dissociada, significa dizer que as 
interações entre as partículas 
(cátion e ânion) são fracas, 
permitindo a dissociação, ou seja, as 
interações entre cátion/ânions e as 
moléculas de água são 
predominante. 
Base forte
Bases de metais alcalinos terrosos – X(OH)2
Onde X = Mg, Ca, Sr, Ba
Como varia a força das bases de metais alcalinos 
terrosos? 
Mg
Ca
Sr
Ba
A solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos em água aumenta do
magnésio para o bário, enquanto a ordem de solubilidade é inversa para os
sulfatos desses metais.
A solubilidade de sais inorgânicos está diretamente relacionada à relação entre os
raios dos seus íons (cátions e ânions). Quando os raios iônicos são muito
próximos à energia de rede cristalina, ∆U, é favorecida em relação à energia de
solvatação (energia de hidratação no caso da água como solvente, ∆HHID).
Quando os raios dos íons são diferentes, a energia de hidratação é favorecida em
relação à energia de rede cristalina. Dessa forma, no caso dos metais alcalinos
terrosos, quando reagidos com o íon hidróxido, que é um íon pequeno, a
solubilidade aumenta à medida que se desce no grupo, já que a diferença entre
os raios dos íons aumenta.
Quando reagidos com íons sulfato, que são íons grandes, o comportamento é
inverso ao apresentado pelos hidróxidos, com a solubilidade aumentando à
medida que se sobe no grupo dos metais alcalinos terrosos.
Energias de hidratação
• As energias de hidratação dos elementos do grupo 2 são de 4 a 5 vezes maiores
que as dos correspondentes do grupo 1.
• Menor tamanho e menor carga que os metais alcalinos
Equação de Born-Landé: 
Energias de hidratação
• As energias de hidratação dos elementos do grupo 2 são tão
grandes que compostos cristalinos possuem moléculas de “água de
cristalização”
• NaCl e KCl são anidros (não contém água);
• MgCl2, CaCl2, SrCl2 e BaCl2 são hidratados:
• MgCl2∙ 6H2O
• CaCl2∙ 6H2O
• SrCl2∙ 6H2O
• BaCl2∙ 2H2O
Solubilidade e energia reticular
A solubilidade da maioria dos sais diminui com o aumento do número atômico.
A solubilidade depende da energia reticular do sólido e da energia de hidratação
dos íons.
As energias reticulares dos compostos acima (kJ mol-1) são muito maiores que a dos
correspondentes compostos do grupo 1, devido ao aumento da carga. A energia reticular
diminui com o aumento do metal.
Solubilidade e energia reticular
A energia de hidratação também diminui a medida que os íons metálicos se
tornam maiores:
Para uma substância ser solúvel a energia de hidratação deve ser maior que a energia
reticular;
• Um decréscimo da energia reticular favorece a solubilidade
• Um decréscimo da energia de hidratação desfavorece a solubilidade
Solubilidade e energia reticular 
• Um decréscimo da energia reticular favorece a solubilidade;
• Um decréscimo da energia de hidratação desfavorece a solubilidade;
• O efeito global depende de qual dos dois apresenta uma variação relativa
maior:
• Na maioria das vezes a energia de hidratação decresce mais rapidamente que a
energia reticular – a solubilidade diminui com o aumento do tamanho do metal,
de cima para baixo no grupo 2;
• No caso de fluoretos e hidróxidos de metais alcalinos terrosos a energia
reticular diminui mais rapidamente que a energia de hidratação – a solubilidade
aumenta de cima para baixo no grupo 2.
Água de Barita e Água de Cal
Ca(OH)2 e Ba(OH)2
Utilizados na 
determinação de CO2 e 
CO3
2-
Solução de 
Carbonato
Solução água 
de barita ou 
água de cal
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 (s) + H2O(l)
Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 + H2O(l)
Dureza da Água
• Água rica em íons de cálcio e/ou magnésio;
Dificulta a formação de espumas ao se utilizar 
sabões.
Reage com moléculas do surfactante, 
formando precipitados.
Pode trazer problemas tanto à saúde como em processos 
industriais. 
Dureza da Água
Uma água que contém mais de 500 mg de sais calcários por litro, não mata a sede,
dificulta a digestão e não pode ser utilizada para alguns fins domésticos, como a
lavagem de roupa e o cozimento de legumes.
Tais águas, denominadas salobras, pesadas ou duras, recebem mais particularmente o
nome de selenitosas, quando possuem sulfato de cálcio (CaSO4) em grande
quantidade.
Estas águas, podem ser melhoradas, adicionando-se carbonato de potássio (K2CO3),
pois, da dupla decomposição entre este sal e o sulfato de cálcio, resultam em
carbonato de cálcio, que se deposita e pode ser separado, e sulfato de potássio
(K2SO4), que faz com que a água sirva para muitosusos como domésticos como
industriais:
Dureza da Água
CaSO4 + K2CO3 → CaCO3(s) + K2SO4
A água dura não produz espuma com o sabão, porque os sais reagem com o sabão dando 
um precipitado insolúvel. Os sais mais frequentes nas águas duras são os de cálcio e 
magnésio:
2 C15H31COONa + Ca(HCO3)2(s) → (C15H31COO)2Ca(s) + 2 NaHCO3(aq)
PALMITATO DE SÓDIO BICARBONATO DE CÁLCIO PALMITATO DE CÁLCIO BICARBONATO DE SÓDIO
SABÃO (ÁGUA-DURA) (INSOLÚVEL)
Os inconvenientes das águas duras são várias, dentre eles podemos citar: as incrustações
nas caldeiras que pode provocar uma explosão, uma distribuição heterogênea do calor que
pode provocar o fenômeno de calefação, um maior consumo de sabão nas lavagens e na
formação de uma crosta branca no fundo das panelas.
Por que ocorre o aumento da concentração de Ca2+ e/ou 
Mg 2+ na água?
Dureza da Água
Depósitos subterrâneos de calcário (CaCO3) e dolomita (MgCO3 . 
CaCO3)
Agua dura = concentração de Mg2+ e Ca2+ ≥ 150 mg/L
Quando há um aumento da concentração de CO2 na água, o 
meio torna-se ácido, possibilitando a solubilização dos 
carbonatos. 
Carbonatos de metais 
alcalinos terrosos são 
poucos solúveis em água
CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq) → H
+
(aq) + HCO3
-
(aq)
Dureza da Água
Regiões mais críticas quanto a presença de água dura
Nordeste
Centro-Oeste
EUA
Europa
Dureza da água depende da composição dos solos.
Dureza da Água
Problemas relacionados à dureza da água
Saúde 
Precipitação de compostos de Ca2+ e Mg2+ 
(oxalatos, carbonatos, fosfatos, etc.)
Formação de cálculos renais 
Água potável
Ministério da saúde – 500 
mg/L
Recomendável – 50 mg/L
Efeito laxativo (Mg2+ );
Água com sabor salobro, não 
elimina a sede. 
Dureza da Água
Problemas relacionados à dureza da água
Abastecimento 
doméstico 
Eficiência de limpeza de detergentes
Aumento do consumo de detergentes
Abastecimento 
industrial 
Precipitação de carbonatos em tubulações, 
causando entupimento, o que tem como 
consequência o aumento da manutenção, 
diminuição da eficiência de produção, podendo 
até mesmo causar acidentes (explosões). 
Dureza da Água
Tratamento – Abrandamento 
(há dois tipos de tratamento) 
1. Precipitação Química – Adição Na2CO3
Precipitação na forma de carbonatos ou hidróxidos
Carbonato de sódio sofre hidrólise em meio aquoso
2Na+ (aq) CO3
2-(aq) + 2 H2O (l) = 2 Na
+ (aq) + 2 OH- (aq) + H2O (l) + CO2(g)
Ca 2+ (aq) + CO3
2- (aq) → CaCO3 (s)
Mg 2+ (aq) + 2 OH –(aq) →Mg(OH)2 (s) 
pH deve estar alto para 
que ocorra a 
precipitação
Em meio ácido, ocorre a 
dissolução dos carbonatosÉ necessário corrigir o pH do 
fluído após a remoção do 
precipitado
2. Troca catiônica – Utilização de uma resina catiônica
R-(SO3Na)2 + Ca
2+
→ R-(SO3)2Ca + 2 Na
+
R-(SO3Na)2 + Mg
2+ 
→ R-(SO3)2Mg + 2 Na
+
Dureza da Água
Tratamento – Abrandamento 
(há dois tipos de tratamento) 
Substitui os íons Ca2+ e/ou Mg2+ por Na+, que forma compostos solúveis em água e não 
prejudiciais aos seres humanos. 
Regeneração da coluna de troca iônica / quando ocorre a 
saturação
Adição de uma solução de NaCl
R-(SO3)2Ca + 2 Na
+
→ R-(SO3Na)2 + Ca
2+
R-(SO3)2Mg + 2 Na
+ 
→ R-(SO3Na)2 + Mg
2+ 
Dureza da Água
Tratamento – Adição de fosfatos em detergentes
Fosfatos complexam os íons Mg2+ e Ca2+, evitando que os mesmos precipitem 
com a molécula surfatante. 
Em alguns países essa ação já é 
proibida. 
Problemas ambientais 
Carga negativa 
Zeólitas são mais 
recomendadas
Ba- Toxicidade
Ba2+ é tóxico para o organismo humano em baixa 
concentrações, podendo levar à morte (substitui o Ca)
Caso Real: Contaminação em contraste radiológico/Caso 
CELOBAR
BaSO4 – Utilizado em contraste radiológico
BaSO4 contaminado com BaCO3
Produção de Sulfato de Bário
BaCO3(s) + H2SO4 (aq)→ BaSO4(s) + H2O (l) + CO2 (g)
Se não for utilizado excesso de ácido 
sulfúrico, permanecerão resíduos de 
carbonato de bário
Por que BaCO3 é tóxico para o organismo e 
BaSO4 não é?
Se o contraste radiológico for ingerido, será direcionado 
ao estômago. 
- Que substância química há no estômago?
- Qual o pH do estômago?
Apenas carbonatos se dissolvem em meio ácido. A 
solubilização dos sulfatos não acontecem. Por quê?
É necessário estudar o equilíbrio de solubilidade destes 
compostos
BaSO4(s) = Ba
2+
(aq) + SO4
2-
(aq) Kps= 1,0 x 10 
-10
BaCO3(s) = Ba
2+ 
(aq) + CO3
2-
(aq) Kps= 8,1 x 10 
-9
Ba- Toxicidade