ELEMENTOS DO GRUPO 1 e 2

ELEMENTOS DO GRUPO 1 e 2

Apresenta-se em condições normais de temperatura e pressão (25ºC/1atm) como metais leves de coloração cinza-prateados

  • Apresenta-se em condições normais de temperatura e pressão (25ºC/1atm) como metais leves de coloração cinza-prateados

  • Configuração eletrônica ns¹

  • Raio atômico aumenta do lítio ao césio x diminuição da energia de ionização

  • Metais leves e moles

  • Baixos Ponto de Fusão (sólidos a temperatura ambiente)

  • Bons condutores de eletricidade e calor

  • (Cs+ > Rb + > K + > Na + > Li +)

  • Baixa eletronegatividade

Sódio e Potássio mais abundantes na natureza

  • Sódio e Potássio mais abundantes na natureza

  • (NaCl – sal-gema e KOH – potassa)

  • O rubídio não possui nenhuma fonte para sua obtenção de modo conveniente e há somente uma para o césio. Esses elementos são obtidos como subprodutos do processamento do lítio.

  • Batéria de Lítio

  • Sabão, fertlizantes, fogos de artifício – Potássio

  • Sal de cozinha, bicarbonato de sódio, soda cáustica – Sódio

  • Celulas fotoelétricas, aplicação na industria de telecomunicações – Rubídio e Césio

  • Reatores Nucleares – Frâncio (baixo t1/2)

Hidretos

  • Hidretos

  • Os metais formam hidretos salinos iônicos com estrutura da sal-gema, um arranjo ECC de ânions volumosos com cátions nos sítios octaédricos e número de coordenação (6,6).

  • Reagem com água e são úteis como base não nucleofílicos e como redutores (oxidação +1)

  • Os hidretos metálicos reagem com água de modo violento, liberando gás hidrogênio H2(g) e formando uma base do metal.

  • Ex: 1KH + 1H2O  1KOH + 1H2

Haletos

  • Haletos

  • Estrutura do sal-gema, com exceção dos haletos de césio com coordenação (8,8) do tipo CsCl.

  • A entalpia de formação torna-se menos negativa para formação dos fluoretos e mais negativa para a formação de cloretos, brometos e iodetos ao descer o grupo, devido a variação de entalpia do ciclo de Born-Harber.

  • Óxidos

  • Reação dos elementos do grupo com o Oxigênio do ar:

  • Lítio forma óxidos, o sódio forma peróxidos e os outros elementos superóxidos.

  • Hidróxidos

  • São fontes disponíveis de íons OH-

  • Mais importantes: KOH, NaOH.

Carbonatos – são solúveis em água e formam óxidos (Ex: Na2CO3; Li2CO3)

  • Carbonatos – são solúveis em água e formam óxidos (Ex: Na2CO3; Li2CO3)

  • Hidrogenocarbonatos – libera CO2 quando aquecido.

  • Outros Oxossais – os nitratos do grupo I são utilizados como fertilizantes e explosivos.

  • OBS: Somente o Lítio forma Nitreto reagindo com o Nitrogênio diretamente.

Os metais do grupo I formam complexos estáveis com ligantes polidentados.

  • Os metais do grupo I formam complexos estáveis com ligantes polidentados.

Nomenclatura do grupo 2

  • Nomenclatura do grupo 2

  • O cálcio, o estrôncio e o bário são chamados de alcalino-terrosos, porque sua terras (óxidos) são básicas (alcalinas).

  • O magnésio e o cálcio são os membros mais importantes do grupo

  • O Ra é um composto radioativo

  • Be apresenta tendência para o caráter de ametal e é muito tóxico

  • Bons condutores de calor e eletricidade

Configuração de elétrons: ns²

  • Configuração de elétrons: ns²

  • Número de oxidação +2

  • Apresenta-se em condições normais de temperatura e pressão (25ºC/1atm) como metais moles de coloração cinza-prateados

  • São reativos

  • Não são encontrados livres na natureza, são encontrados como carbonatos, silicatos, fosfatos e sulfatos

  • Reações com oxigênio e água tornam-se mais vigorosas de cima para baixo no grupo

  • Apresentam ligações metálicas mais fortes que os elementos do grupo 1 pois possuem dois elétrons de valência que podem participar destas ligações

Os átomos e os íons dos elementos são grandes, mas menores que os elementos do grupo 1.

  • Os átomos e os íons dos elementos são grandes, mas menores que os elementos do grupo 1.

  • Visto que os átomos são menores que o grupo 1, os elétrons estão mais fortemente ligados.

  • São mais duros, suas energias de ligação são maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são muito mais elevados que os dos metais do grupo 1

  • A terceira energia de ionização é tão alta que os íons 3+ nunca são formados.

  • A eletronegatividade é baixa, mas maior que os elementos do grupo 1. O Be possui a maior eletronegatividade do grupo.

Berílio - Os principais o berilo (Be3Al2(Si6O18)), bertrandita (Be4Si2O7(OH)2), crisoberilo (BeAl2O4) e fenaquita (Be2SiO4). O tipo mais comum de berilo é a água marinha.

  • Berílio - Os principais o berilo (Be3Al2(Si6O18)), bertrandita (Be4Si2O7(OH)2), crisoberilo (BeAl2O4) e fenaquita (Be2SiO4). O tipo mais comum de berilo é a água marinha.

  • Magnésio – Extração do magnésio da água do mar.

  • Cálcio – As grandes fontes de cálcio são os minerais constituídos por CaCO3.

  • Bário - eletrólise do cloreto fundido, ou por redução de seu óxido com alumínio.

  • Estrôncio - eletrólise do cloreto fundido misturado com cloreto de potássio

  • Rádio - processamento de minério de urânio aproximadamente 0,2g por tonelada de minério.

Solubilidade

  • Solubilidade

  • A solubilidade da maioria dos sais diminui com o aumento do peso atômico, embora se observe a tendência inversa no caso dos fluoretos e hidróxidos.

  • Comportamento anômalo do Be :

  • É extremamente pequeno

  • Eletronegatividade elevada

  • Forma principalmente compostos covalentes com número de coordenação 4 (estrutura de blenda)

Berílio - Em liga com cobre; construção de mísseis e outros objetos espaciais; fabricação de reatores nucleares.

  • Berílio - Em liga com cobre; construção de mísseis e outros objetos espaciais; fabricação de reatores nucleares.

  • Magnésio – Fertilizante (sal de Epson); preparação de cimentos; bulbos fotográficos; preparação de siliconas.

  • Cálcio – Fertilizante; preparação de couros; fabricação de tintas luminosas; preparação de argamassas.

  • Estrôncio – diurético, sedativo e analgésico; fabricação de cerâmica; ligas metálicas

  • Bário – Exames radiológicos do tubo digestivo; inseticidas; pigmento branco

  • Rádio - É usado em medicina, principalmente em oncologia, pela sua ação sobre as células cancerosas.

Haletos:

  • Haletos:

  • Os haletos, podem ser obtidos aquecendo-se os metais com halogênios.

  • Nos haletos existem átomos de halogênios em ponte.

  • Os haletos de berílio são covalentes e fumegam quando expostos ao ar.

  • Todos os fluoretos, exceto o BeF2, são insolúveis em água, todos os outros haletos são solúveis.

  • OBS: O cloreto de berílio, pode ser feito a partir do óxido abaixo.

  • Ex: BeO + C + Cl2 calor BeCl2 +CO

Hidretos:

  • Hidretos:

  • Todos os elementos da família 2A formam hidretos salinos iônicos, com exceção do berílio.

  • O hidreto de berílio é difícil de se preparar e instável é covalente e polimérico assim com MgH2.

  • Os sólidos podem existir na forma cristalina ou amorfa.

  • Todos os hidretos são agentes redutores e são hidrolisados por água e ácidos diluídos com liberação de hidrogênio.

  • Ex: CaH2 + 2H20 Ca(OH)2 + 2H2

Óxidos:

  • Óxidos:

  • Os elementos do grupo 2 reagem com o oxigênio para formar óxidos, exceto o bário o qual forma peróxido.

  • O óxido de berílio (BeO) é anfótero, sendo obtido inflamando o metal em oxigênio é covalente e possui estrutura do sulfeto de zinco (4:4)

  • Os óxidos geralmente são preparados pela decomposição térmica de carbonatos, nitratos ou hidróxidos.

  • O cal (CaO) é um óxido que pode ser obtido pelo aquecimento do CaCO3.

  • CaCO3 calor CaO + CO2

Hidróxidos:

  • Hidróxidos:

  • A força da base aumenta do Mg ao Ba,de modo que o grupo 2 aumenta a basicidade de cima para baixo.

  • O Be(OH)2 é anfótero.

  • Os hidróxidos de Mg, Ca, Sr e Ba são básicos.

  • As soluções aquosas de Ca(OH)2 e de Ba(OH)2 são chamadas de água de cal e água de barita. E são utilizadas para detectar a presença de CO2.

Química Inorgânica: Não Tão Concisa - John David Lee

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