trabalho de inorganica

trabalho de inorganica

(Parte 1 de 2)

Universidade Estadual do Maranhão-UEMA

Centro de Estudos Superiores de Imperatriz-CESI

Departamento de Ciências

Curso de Biologia

Elementos da Família 2 A

(Relatório da Aula Pratica)

Imperatriz

2008

Paulo Roberto Meneses Garcia 0766203

Elementos da Família 2 A

(Relatório da Aula Pratica)

Trabalho apresentado à disciplina de Química Inorgânica,

Como requisito dentre outras coisas,

para obtenção de conhecimento

Orientado pelo Professor

Jorge Diniz.

Imperatriz

2008

Introdução

O presente Relatório, tem por finalidade demonstrar em breves linhas e tornar mais claro o observado na Aula Pratica de Química Inorgânica em que na ocasião o professor Frazão explicou sobre os elementos da família 2 A, Foi Utilizada a Lupa Para a Analise de Duas Pedras: A Barita e a Rocha Mista.

Desde já entende-se os metais alcalinos terrosos:

Be (Berílio), Mg (Magnésio),Ca (Cálcio), Sr (Estrôncio), Ba (Bário), Ra (Rádio)

são reativos e assim como os metais alcalinos, são de grande importância para a vida do ser humano.

Vale ressaltar também que Os metais alcalino-terrosos apresentam configuração eletrônica terminada em ns2, ou seja, possuem dois elétrons na camada de valência.

Com tudo como antes dito, é de base simplória o desenvolvimento deste, pois o ramo estudado mostra-se de fato muito mais complexo, apurado e abrangente. Entre tanto, o conteúdo deste relatório procura atender as especificações solicitadas previamente, no sentido de fidelidade ao tema.

Parte Experimental

Com o intuito de observar os elementos químicos da família IIA (Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário, Rádio), Observamos no laboratório juntamente com o professor Frazão que estava nos orientando, estes elementos na sua forma natural ou seja em forma de minério foram utilizadas duas rochas a Barita e a Rocha Mista, para a visualização foi necessária a utilização de lupa.

Constatamos que no mineral cada elemento possui uma característica Morfofisiológica diferente, só não chegamos a oservar o Rádio pois esta por ser radioativo é prejudicial a saúde.

Quanto a cor e a forma foi observado o seguinte:

Be- Verde( Espinhoso) forma linear isolada.

Mg- Branco-(Esponjoso)

Ca- Cristal;( Forma cristalina); Na Posição Horizontal Apresenta Brilho;

Sr- Prateada forma Plana de( Lamina);

Ba- Cinza; (Na Posição Vertical)

Radio-Não pode ser Observado.

Em uma Amostra do minério por se tratar de uma pedra mista continha ouro.

BERÍLIO ( Be )

         HISTÓRICO:  O berílio foi descoberto em 1828, por Wöhler e Bussy.

          OCORRÊNCIA NATURAL:  O berílio é encontrado primcipalmente 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 imediatamanete, podendo mesmo aparecer anos depois.

          Em água, os sais de berílio sofrem extensa hidrólise, com a formação de uma série de hidroxo-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 consrtução 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.

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