A SOLUBILIDADE E ENERGIA RETICULAR

As propriedade químicas de um elemento são na maioria determinadas pelo número de elétrons existentes no nível mais externo e sua distribuição nos orbitais. Se os elementos químicos forem dispostos em grupos com a mesma distribuição eletrônica no nível mais externo, então tais elementos devem apresentar propriedades químicas e físicas semelhantes. A grande vantagem que advém disso é o fato de não ser necessário estudar o comportamento de cada um dos elementos, mas os que apresentam comportamento anômalo.

Alcalinos Terrosos – esses elementos formam uma serie bem comportada de metais altamente reativos, mas menos reativos que os metais da família dos alcalinos (grupo1), apresentam as mesmas tendências nas propriedades que são observadas na família dos alcalinos com algumas diferenças.

                 Algumas propriedades dentro deste grupo

SOLUBILIDADE E ENERGIA RETICULAR :

- A solubilidade na maioria dos sais diminui com o aumento do peso atômico.

- Observa-se a tendência inversa no caso dos fluoretos e hidróxidos deste grupo.

- A solubilidade depende da energia reticular do sólido e da energia de hidratação dos íons.

Considerando-se um íon negativo qualquer, a energia reticular decresce á medida que aumenta o tamanho do metal.

- A energia de Hidratação também diminui á medida que os íons metálicos se tornam maiores.

- A solubilidade depende da energia reticular do sódio e da energia de hidratação dos íons.

- Descendo pelo grupo os íons se tornam maiores, de modo que tanto a energia de hidratação como a energia reticular se torna cada vez menores.

- Na maioria dos casos, a energia de hidratação decresce mais rapidamente que a energia reticular, assim os compostos se tornam menos solúveis á medida em que o metal aumenta de tamanho. Ou seja, a energia de hidratação diminui a medida que os íons metálicos se tornam maiores, ou quer dizer, de cima para baixo na família. E também considerando um íon negativo qualquer, a energia reticular decresce a medida que aumenta o tamanho do metal. Então descendo pelo grupo os íons metálicos se tornam maiores, de modo que tanto a energia de hidratação quanto a energia reticular favorecem uma diminuição de solubilidade.

TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS :

-A retirada de dois elétrons, como na família do grupo 2, aumenta ainda mais a carga nuclear afetiva, pois a carga adicional do núcleo faz com que esta atraia mais fortemente os elétrons. Logo esses elementos possuem densidade maior que as do grupo um. Os metais alcalinos terrosos são mais duros, suas energias de ligação são maiores, pontos de fusão e de ebulição são mais elevados que os dos metais do grupo 1.

-Os metais alcalinos terrosos têm a cor branca prateada, eles possuem dois elétrons na camada de valência. Segundo Linus Pauling o segundo nível cabem no máximo 2 elétrons, e o segundo nível é constituído de um subnível s, no qual cabem 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons, podendo ser a sua estrutura eletrônica ->2s², 3s², 4s², 5s², 6s²,7s².

 ENERGIA DE IONIZAÇÃO :

-A terceira energia de ionização é tão elevada que os íons M³+ nunca são formados.

- A energia de ionização do Be é alta, sendo seus compostos tipicamente covalentes.

- Os compostos formados pelo Mg, Ca, Sr e Ba são predominantemente iônicos.

- Como os átomos são menores que os do grupo um, os elétrons estão mais fortemente ligados, de modo que a energia necessária para remover o primeiro elétron é menor que dos elementos do grupo 1.

ELETRONEGATIVIDADE:

-Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 2 são baixos, mas maiores que os do grupo 1.

-A eletronegatividade do Be é maior que dos demais elementos do grupo. O BeF2 exibe a maior diferença de eletronegatividade de todos os compostos de berílio.

 ENERGIA DE HIDRATAÇÃO

- A energia de hidratação dos íons do grupo 2 são de 4 a 5 vezes maiores que as de seus correspondentes no grupo 1.Isso se deve ao seu menor tamanho e sua maior carga.

- Os compostos cristalinos do grupo 2 contém mais moléculas de água de cristalização que os correspondentes compostos do grupo 1.

- Os valores de delta h (variação de hidratação) aumentam de cima para baixo dentro do grupo, á medida que tamanho do íon aumenta.

- O número de cristalização diminui à medida que os íons se tornam maiores.

- Todos os compostos são diamagnéticos (capacidade dos materiais serem repelidos na presença de campo magnético forte) e incolores, a não ser que o ânion seja colorido.

           A exceção dos metais alcalinos terrosos é o Berílio

COMPORTAMENTO ANÔMALO DO BERÍLIO

- O berílio é um íon pequeno, leve, de densidade 1,87. Tende a formar compostos covalentes (capacidade de compartilhar elétrons).                          

- Possui uma eletronegatividade maior e diferente dos demais elementos.

-Os orbitais disponíveis para ligações são o orbital 2s e os três 2p. Assim o Be pode formar no máximo 4 ligações. A diferença é que os metais mais pesados podem ter mais de 8 elétrons na camada de valência, podendo alcançar o número de coordenação 6 por meio da utilização do orbital s, três orbitais p e dois orbitais d para formar as ligações. Assim espera-se que o Be forme principalmente compostos covalentes, o Be pode formar no máximo quatro ligações.

- Os sais de berílio sofrem extensa hidrólise em água, formando uma série de hidroxo-complexos de estrutura desconhecida.

- Os sais de berílio são ácidos quando dissolvidos em água pura, por causa da hidrólise dos íons hidratados, dando origem a íons H3O+. Os outros sais dos elementos do grupo 2 não interagem tão fortemente com a água e não se hidrolisam significativamente.

- Sais de berílio raramente tem mais que quatro moléculas de água de cristalização associadas ao íon metálico. Entretanto o Mg pode ter número de coordenação 6, pois é capaz de usar, além dos orbitais 3s e 3p, alguns orbitais 3d para formar ligações.