Tabela Periodica

Tabela Periodica

(Parte 2 de 3)

Propriedades características dos metais e dos não-metais Metais Não-metais

Têm brilho; várias cores, embora a maioria seja prateada. Os sólidos são maleáveis e dúcteis.

Não têm brilho; várias cores. Sólidos são geralmente quebradiços, alguns são duros e outros macios.

Bons condutores de calor e eletricidade. Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos.

Pobres condutores de calor e eletricidade. Muitos óxidos não metálicos são substâncias moleculares que formam soluções ácidas.

Tendem a formar cátions em soluções aquosas Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas

Os metais tendem a ter baixas energias de ionização e, portanto, tendem a formar íons positivos com relativa facilidade. Como resultado, os metais são oxidados (perdem elétrons) quando sofrem reações químicas. As cargas dos metais alcalinos são sempre +1 e dos metais alcalinos terrosos, sempre +2 em seus compostos. Para cada um desses grupos, os elétrons s mais externos são facilmente perdidos, gerando a configuração de um gás nobre. As cargas dos íons dos metais de transição não seguem um padrão óbvio. Muitos íons de metais de transição têm cargas +2, mas +1 e +3 também são encontradas. Os compostos formados por metais e não-metais tendem a ser

substâncias iônicas. Ex.: 2Ni(s) + O2(g)2NiO(s)

Muitos óxidos metálicos são básicos. Já os óxidos não-metálicos são ácidos, dissolvendo-se em água para formar soluções ácidas e reagindo com bases para formar sais.

Não-metais

Os não-metais variam muito na aparência. Cinco deles são gases (H2, N2, O2, F2 e Cl2), um é líquido

(Br2) e um é sólido volátil (I2). Os outros não-metais são sólidos que podem ser duros como o diamante ou maleáveis como o enxofre. Por causa de suas afinidades eletrônicas, os não-metais tendem a ganhar elétrons quando reagem com os metais.

2Al(s) + 3Br2(l)2AlBr3 (s)

Normalmente um não-metal irá ganhar elétrons suficientes para preencher seu subnível p mais externo, fornecendo a configuração eletrônica de um gás nobre.

Br ([Ar]4s23d104p5)Br- ([Ar]4s23d104p6)

Os compostos constituídos unicamente de não-metais são substâncias moleculares. Ex.: óxidos, haletos e hidretos de não-metais são substâncias moleculares que tendem a ser gases, líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão à temperatura ambiente. Muitos óxidos não-metálicos são ácidos, os que se dissolvem em água reagem para formar ácidos.

As cargas dos íons comuns encontrados em compostos iônicos são divididos pela escada dos compostos metalóides. À esquerda encontram-se os cátions e à direita estão os ânions (ver tabela 7.4, p. 233).

Metalóides

Os metalóides têm propriedades intermediárias entre as dos metais e as dos não-metais. O silício elementar é um metalóide. Apesar da aparência de metal, o silício é quebradiço e não é bom condutor térmico ou elétrico comparado aos metais.

Seção 7.7 Tendências de grupo para os metais ativos As propriedades periódicas dos elementos podem ajudar-nos a entender as propriedades dos grupos dos elementos representativos. Os metais alcalinos (grupo 1A) são metais maleáveis com densidades baixas e também baixos pontos de fusão. Eles têm as mais baixas energias de ionização de todos os elementos. Como resultado, são muito reativos diante de não-metais, perdendo facilmente seus elétrons s mais externos para formar íons 1+. Os metais alcalinos terrosos (grupo 2A) são mais duros e mais densos e têm pontos de fusão maiores que os dos metais alcalinos. Eles também são muito reativos mediante não-metais, apesar de não serem tão reativos quanto os metais alcalinos. Os metais alcalinos terrosos perdem facilmente seus dois elétrons s mais externos para formar íons 2+. Tanto os metais alcalinos quanto os alcalinos terrosos reagem com o hidrogênio para formar substâncias iônicas que contêm o íon hidreto, H-.

Grupo 1A: os metais alcalinos

Os metais alcalinos são sólidos metálicos maleáveis. Todos têm propriedades metálicas características, como brilho metálico prateado e altas condutividades térmicas e elétricas. O nome alcalino deriva de uma palavra árabe que significa ‘cinzas’.

Propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos. Esses elementos têm baixas densidades e baixos pontos de fusão. Para cada período da Tabela Periódica, os metais alcalinos têm menor valor de I1, que reflete a relativa facilidade com a qual seus elétrons s mais externos podem ser removidos.

Como resultado os metais alcalinos são todos muito reativos, perdendo rapidamente um elétron para formar íons com carga +1.

Algumas propriedades do metais alcalinos

Elemento Configuração

Eletrônica

Ponto de Fusão (oC)

Densidade (g/cm3)

Raio Atômico (A) I1 (kJ/mol)

Os metais alcalinos reagem violentamente com água, produzindo gás hidrogênio e soluções de hidróxidos de metais alcalinos:

2M(s) + 2H2O(l)2MOH(aq) + H2(g)

Essas reações são muito exotérmicas. Em muitos casos geram calor suficiente para incendiar o H2, produzindo fogo ou explosão. Essa reação é muito mais violenta para os membros mais pesados do grupo, estando de acordo com as menores capacidades em manter o único elétron de valência.

As reações entre os metais alcalinos e o oxigênio são complexas.

Óxidos (O-2).: 4 Li(s) + O2(g)2Li2O(s)
-2).: 2 Na(s) + O2(g)Na2O2(s)
Superóxidos (O2-).: K(s) + O2(g)KO2(s)

Peróxidos (O2 Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos

Os elementos do grupo 2A são todos sólidos com propriedades metálicas típicas. Comparados com os metais alcalinos, os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos, fundindo-se a temperaturas mais altas. As primeiras energias de ionização dos metais alcalinos terrosos são baixas, mas não tão baixas como as dos metais alcalinos. Conseqüentemente, os metais alcalinos terrosos são menos reativos que seus vizinhos.

Algumas propriedades do metais alcalinos terrosos

Elemento Configuração

Eletrônica

Ponto de Fusão (oC)

Densidade (g/cm3)

Raio Atômico (A) I1 (kJ/mol)

Seção 7.8 Tendências de grupo para alguns não metais O hidrogênio é um não-metal com propriedades distintas das de qualquer outro grupo da tabela periódica. Ele forma compostos moleculares com outros não-metais, com o oxigênio e com os halogênios. O oxigênio e o enxofre são os mais importantes elementos do grupo 6A. O oxigênio é normalmente encontrado como uma molécula diatômica. O ozônio, O3, é um importante alótropo do oxigênio. O oxigênio tem forte tendência para ganhar elétrons de outros elementos, assim oxidando-os. Na combinação com os metais, o oxigênio é normalmente encontrado como o íon óxido, O-2, apesar de sais do íon peróxido,

O2 -2, e do íon superóxido, O2-, serem algumas vezes formados. O enxofre elementar é mais comumente encontrado como moléculas de S8. Na combinação com os metais, ele é mais freqüentemente achado como o íon sulfeto, S-2.

Os halogênios (grupo 7A) são não-metais que existem como moléculas diatômicas. Os halogênios têm as afinidades eletrônicas mais negativas de todos os elementos. Portanto, sua química é dominada pela tendência em formar íons -1, especialmente em reações com metais.

Os gases nobres (grupo 8A) são não-metais que existem como gases monoatômicos. Eles são nãoreativos porque têm seus subníveis s e p totalmente preenchidos. Apenas os gases nobres mais pesados são conhecidos por formar compostos e formar apenas com os não-metais mais ativos, como flúor.

Hidrogênio tem configuração eletrônica 1s1. Diferentemente dos metais alcalinos, o hidrogênio é um não-metal encontrado na natureza como um gás diatômico incolor, H2(g). Também pode ser encontrado na forma metálica sob pressões extremamente altas. Acredita-se que os interiores dos planetas Júpiter e Saturno consistam de um cerne rochoso rodeado por uma grossa camada de hidrogênio metálico.

Devido à ausência de blindagem nuclear do seu único elétron, a energia de ionização do hidrogênio, 1312kJ/mol, é marcadamente mais alta que as dos metais alcalinos. Na realidade, é comparável aos valores de I1 de outros não-metais, como o oxigênio e o cloro. Como resultado, o hidrogênio tem menos tendência a perder elétron que os metais alcalinos. O hidrogênio compartilha seu elétron com não-metais, formando compostos moleculares.

2H2(g) + O2(g)2H2O(l) ∆Ho = -571,7kJ

O hidrogênio reage com metais ativos para formar hidretos metálicos sólidos, que contêm o íon hidreto, H-, o que sugere uma pequena semelhança entre o hidrogênio e os halogênios.

Apesar da tendência do hidrogênio em formar ligações covalentes e de sua habilidade em ganhar elétrons, o hidrogênio pode perder elétrons para formar um cátion. Na verdade, a química em solução aquosa é dominada pelo íon H+(aq).

Grupo 6A: o grupo do oxigênio

À proporção que descemos no grupo 6A, existe uma mudança de caráter não-metálico para metálico. O oxigênio, o enxofre e o selênio são não-metais típicos. O telúrio é um metalóide e o polônio, radioativo, é um metal. O oxigênio é um gás incolor à temperatura ambiente; todos os outros são sólidos. Os alótropos do oxigênio são o dioxigênio (O2) e o ozônio (O3). A reação de formação do ozônio é endotérmica de forma que O3 é menos estável que o O2. O apresenta grande tendência de atrair elétrons de outros elementos para oxidá-los. Na forma O-2, a mais comum, esse íon tem configuração de gás nobre e é particularmente estável. A formação de óxidos não-metálicos é também muito freqüentemente exotérmica e, portanto, energeticamente favorável. Apresenta-se na forma de peróxido (O2 -2) e superóxido (O2-). Depois do oxigênio o elemento mais importante é o enxofre. Também tem várias formas alotrópicas, sendo a mais comum a ortorrômbica S8 (sólido amarelo). O enxofre tem tendência em ganhar elétrons de outros elementos para formar sulfetos, os quais contêm íons S-2. Na realidade a maior parte do enxofre na natureza é encontrado na forma de sulfetos metálicos. Uma vez que o enxofre está abaixo do oxigênio na tabela periódica, a tendência para formar ânions sulfetos não é tão grande quanto à tendência do oxigênio em formar íons óxido.

S(s) + O2(g)SO2(g) poluente importante

Algumas propriedades dos Calcogênios

Elemento Configuração

(Parte 2 de 3)

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