O documento discute a tabela periódica, incluindo sua organização, propriedades periódicas dos elementos como tamanho atômico, e exemplos de previsão de comprimento de ligação química usando raios atômicos.

1. 29/03/2011
QUÍMICA PARA
ENGENHARIA
AULA 1:
• TABELA PERIÓDICA
Professor:
Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)
REVISÃO DA ÚLTIMA AULA
• Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo
• Estrutura atômica moderna
• Orbitais
• Distribuição eletrônica
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1

2. 29/03/2011
• Atualmente, há 118 elementos conhecidos
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
• Como organizar 118 elementos diferentes de forma que possamos fazer
previsões sobre elementos não descobertos?
3
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
Os elementos estão organizados de acordo com as suas
propriedades químicas.
• Um dos trabalhos iniciais foi de Dalton com a sua
teoria da estrutura atômica.
• Seu trabalho catalisou a investigação das
propriedades químicas e o descobrimento de
John Dalton novos elementos.
(1766 – 1844)
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3. 29/03/2011
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
• O resultado disso foi a primeira versão da Tabela
Periódica proposta por Mendeleev em 1869.
• Mendeleev ordenou os elementos conhecidos em função
Dimitri
Mendeleev das suas propriedades químicas
• Colocou um pouco de ordem no caos.
• Os elementos quando classificados de acordo com o seu peso atômico
apresentam uma periodicidade das suas propriedades.
• Elementos com propriedades químicas similares têm pesos atômicos
parecidos (Pt, Ir, Os) ou seus pesos aumentam de forma regular (K, Rb e
Cs).
• Os elementos mais comuns geralmente apresentam pesos atômicos
pequenos.
• A magnitude do peso atômico determina as propriedades dos elementos
• Devemos esperar o descobrimento de outros elementos para preencher
espaços na tabela. 5
Mendeleev deixou espaços para futuras descobertas – prevendo
propriedades como ponto de fusão/ebulição e densidade.
Por exemplo previu a descoberta do elemento “ekassilício” (do
sânscrito “eka”- um abaixo, “dvi”- dois abaixo e “tri”- três abaixo).
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4. 29/03/2011
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
A descoberta de ekassilício em 1886 é um dos melhores exemplos
das previsões de Mendeleev.
Ekassilício Germânio
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ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
• Os metais (a maioria dos elementos ) ocupam a parte central e esquerda da tabela
periódica;
• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica.
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5. 29/03/2011
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
• As colunas na tabela • Elementos do mesmo grupo
periódica chamam-se geralmente apresentam propriedades
grupos (numeradas similares e por isso ganharam
de 1A a 8A ou de 1 a nomes:
18). • Apresentam propriedades similares
devido ao fato que têm uma estrutura
eletrônica similar.
GRUPO NOME ELEMENTOS
1 Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2 Metais alcalinos Terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
6 Calcogênios O, S, Se, Te, Po
7 Halogênios F, Cl, Br, I, At
8 Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
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ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
• As linhas na tabela periódica
chamam-se períodos. Existem 7
períodos.
• Estes correspondem ao
número quântico principal.
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6. 29/03/2011
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações
eletrônicas.
• O número do periodo é o valor do número quantico, n, (1, 2 ...7)
• Os grupos (1 e 2) 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
• Os grupos (13 -18) 3A -8A têm o orbital p preenchido.
• Os grupos (3 -12) 3B -2B têm o orbital d preenchido.
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
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TABELA PERIÓDICA
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7. 29/03/2011
13
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
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8. 29/03/2011
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E POSIÇÃO NA TABELA
• A configuração eletrônica dos orbitais contribui para a localização da
família do elemento químico;
• Na prática, basta somar a quantidade dos elétrons nos orbitais s, p e d
Por exemplo: Enxofre (S)
S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
• Total dos elétrons: 16 - Grupo 16
• Últimos orbitais preenchidos 6 – Grupo VIA
• n = 3 – período 3.
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EXERCÍCIO
Por meio da configuração eletrônica, represente os elementos 11Na, 13 Aℓ, 18Ar
e 19K na tabela a seguir.
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9. 29/03/2011
Configurações eletrônicas anômalas
Proximidade entre as energias dos
orbitais 3d e 4s.
[Ar]3d4 4s2
[Ar]3d5 4s2 [Ar]3d10 4s1
[Ar]3d9 4s2
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS
ELEMENTOS
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10. 29/03/2011
A TABELA PERIÓDICA
• A tabela periódica é utilizada para organizar os elementos
• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas
à tabela periódica.
Para iniciar esta discussão temos que olhar algumas propriedades
básicas do átomo:
1. Carga nuclear efetiva;
2. Raio atômico dos átomos e íons.
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CARGA NUCLEAR EFETIVA
• As propriedades dos átomos não são somente oriundas da estrutura
eletrônica, mas também a força de atração entre o núcleo e os elétrons
externos.
• Essa atração é dada pela lei de coulomb e depende da distância do elétron
do núcleo e a carga do núcleo.
• Também existe uma repulsão entre os elétrons, mas podemos pensar no
ambiente médio produzido pelos elétrons e o núcleo.
• podemos pensar em termos da carga nuclear efetiva, Zef:
Z = Número de prótons no núcleo;
Z ef = Z − S S = Número médio de elétrons entre o núcleo e
o elétron em questão
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11. 29/03/2011
CARGA NUCLEAR EFETIVA
• Pode-se estimar a Zef usando a carga nuclear e o número de elétrons
internos ;
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear
efetiva (Zeff) diminui.
• Por exemplo: Mg tem 12 elétrons e número atômico 12: 1s2 2s2 2p6 3s2
• Z = 12 e S = 10, portanto 12-10 = +2
• O valor verdadeiro é +3,3 – por que?
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CARGA NUCLEAR EFETIVA
Devemos lembrar
• Todos os orbitais s têm a mesma
forma, mas tamanhos diferentes.
• Considere:
• He: 1s2,
• Ne: 1s2 2s22p6 e
• Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6.
• A densidade eletrônica radial é a
probabilidade de se encontrar um
elétron a uma determinada
distância.
• O elétron no orbital 3s pode ser
encontrado perto do núcleo.
• Desta forma, os elétrons internos
não conseguem impedir sua
interação com o núcleo.
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12. 29/03/2011
TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS
• A definição moderna do átomo supõe que os elétrons estão distribuídos
de acordo com a probabilidade de os encontrar em volta do núcleo;
• O ponto em que essa probabilidade é zero não existe;
• Assim, as bordas dos átomos são bastante vagas;
1.
• Imagine-se o Argônio na fase gasosa;
• Dois átomos colidem e as nuvens
eletrônicas encontram-se e as forças
repulsivas impede que juntam mais;
• Isso é chamado de raio aparente ou raio
não-covalente
23
TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS
2.
• Considere uma molécula diatômica
simples (p.ex. Cl2);
• A distância entre os dois núcleos é
denominada distância de ligação.
• Se os dois átomos que formam a
molécula são os mesmos, metade da
distância de ligação é denominada raio
covalente do átomo.
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13. 29/03/2011
TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS
Os raios atômicos nós dão uma ferramenta para prever o comprimento de
ligações entre átomos diferentes.
• Para o Cl2 (Cl-Cl) o diâmetro atômico é 1,99 Å, portanto o raio é 0,99 Å.
Para o Carbono o raio é 0,77 Å.
• No composto CCl4, a ligação C-Cl tem um valor observado de 1,77, o qual
é muito próximo à soma de 0,99 e 0,77.
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TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS RAIOS ATÔMICOS
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades
dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam de tamanho.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.
• Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• A carga nuclear efetiva, Zef.
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14. 29/03/2011
27
TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS RAIOS ATÔMICOS
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a
distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico
aumenta.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-
se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a
atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio
atômico diminua.
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15. 29/03/2011
EXERCÍCIO
O gás natural usado em aquecimentos e fogões residenciais não tem cheiro.
Sendo que o vazamento de gás natural apresenta perigo de explosão e sufocação,
várias substâncias de cheiro desagradável lhe são adicionadas para permitir a
detecção de um vazamento. Uma dessas substâncias é a metilmercaptana,
CH3SH. Utilize a figura contendo os raios atômicos para prever os comprimentos
das ligações C-S, C-H e S-H nessa molécula.
EXERCÍCIO: RESPOSTA
Utilizando os raios para C, S e H, supõe-se que:
• Comprimento da ligação C-S = raio C + raio S = 0,77 Å + 1,02 Å = 1,79 Å;
• Comprimento da ligação C-H = raio C + raio H = 0,77 Å + 0,37 Å = 1,14 Å;
• Comprimento da ligação S-H = raio S + raio S = 1,02 Å + 0,37 Å = 1,39 Å;
Os comprimentos de ligação, determinados experimentalmente, na
metilmercaptana são:
C-S = 1,82 Å;
C-H = 1,10 Å;
S-H = 1,33 Å;
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16. 29/03/2011
EXERCÍCIO
Utilizando a tabela periódica, organize os seguintes átomos em ordem
crescente de tamanho: 15P, 16S, 33As, 34Se.
Dicas:
1- observar o período em que os átomos estão na tabela periódica;
2- observar como espera-se que seja o raio dos átomos, comparando-os;
1 2
3
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EXERCÍCIO: RESPOSTA
Observações:
1- P e S estão no mesmo período da tabela periódica, sendo P à esquerda e S à direita;
2- Como S está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de P;
2- As e Se estão no mesmo período da tabela periódica, sendo As à esquerda e Se à
direita ;
3- Como Se está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de As;
4- Como As está abaixo de P, seu raio é maior que o raio de P;
5- Como Se está abaixo de S, seu raio é maior que o raio de S.
1 2
3
15P 16S
33As 34Se
32
16

17. 29/03/2011
IONS
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RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS
ÍONS
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e
dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os
átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que
os átomos que lhe dão origem.
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17

18. 29/03/2011
35
RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS
ÍONS
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos
em um grupo na tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de
elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se
menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
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18

19. 29/03/2011
EXERCÍCIO
Escreva a configuração eletrônica dos átomos neutros e dos íons e ordene-os
em ordem crescente de tamanho: 12Mg, Mg2+, 20Ca, Ca2+, 17Cl, Cl-, 8O, O2-.
FAZER EM CASA
37
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para
remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) → Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um
elétron de um íon gasoso:
Na+(g) → Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o
elétron.
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20. 29/03/2011
VARIAÇÃO NAS ENERGIAS DE
IONIZAÇÃO SUCESSIVAS
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais
interno é removido.
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TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo.
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao
descermos em um grupo.
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do
orbital mais volumoso.
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
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21. 29/03/2011
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS
PRIMEIRAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Consequentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão
elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante
é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição
na energia de ionização.
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42
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22. 29/03/2011
43
EXERCÍCIO
Utilizando a tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente
da primeira energia de ionização: Ne, Na, P, Ar e K.
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23. 29/03/2011
EXERCÍCIO: RESPOSTA
A energia de ionização cresce da esquerda para a direita em um período e
diminui quando descemos em um período.
• Uma vez que Na, P e Ar estão no mesmo período:
Na < P < Ar
•Como Ne está acima de Ar no grupo 8 A: Ar < Ne;
• Da mesma forma, K está abaixo do Na no grupo 1 A e portanto K < Na
Assim sendo, a ordem total é:
K < Na < P < Ar < Ne
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EXERCÍCIO
Três elementos estão indicados na tabela periódica. Baseado em suas
localizações, determine qual terá a segunda energia de ionização maior.
46
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24. 29/03/2011
EXERCÍCIO: RESPOSTA
Podemos através da localização dos elementos na tabela periódica determinar
as configurações eletrônicas dos elementos.
1 2 Elemento com número atômico 11
3
Elemento com número atômico 20
Elemento com número atômico 16
O elemento em vermelho, encontra-se no grupo 1A da tabela e portanto apresenta
1 elétron na última camada. O elemento em azul encontra-se no grupo 2A da
tabela periódica e portanto apresenta 2 elétrons na camada mais externa. Já o
elemento em verde encontra-se no grupo 6A da tabela e portanto apresenta 6
elétrons na camada mais externa. Assim sendo, o elemento que terá a segunda
energia de ionização maior será o elemento em vermelho, pois o segundo elétron
a ser retirado será de outro orbital e esse está completo, portanto a energia
necessária para se retirar esse elétron será maior.
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DE ÍONS
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número
quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2)
Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5)
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6)
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25. 29/03/2011
AFINIDADES ELETRÔNICAS
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha
um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- Cl-(g)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto
endotérmica:
Ar(g) + e- Ar-(g)
• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é
positiva ou negativa.
• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia
significativamente maior do que a energia do orbital 3p.
49
AFINIDADES ELETRÔNICAS
50
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26. 29/03/2011
METAIS, NÃO-METAIS
E METALÓIDES
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METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso,
maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar
cátions em solução aquosa).
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
• O caráter metálico diminui ao longo do período.
• Os metais têm energias de ionização baixas.
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
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27. 29/03/2011
METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES
53
METAIS
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions
característicos.
• Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
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28. 29/03/2011
METAIS E NÃO METAIS
• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água → hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar
elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
55
Tendências de grupo para os
metais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
• Todos os metais alcalinos são macios.
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M → M+ + e-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)
56
28

29. 29/03/2011
Tendências de grupo para os
metais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:
4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) KO2(s) (superóxido)
• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma
chama à alta temperatura.
• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado
fundamental.
57
Tendências de grupo para os
metais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:
4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) KO2(s) (superóxido)
• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma
chama à alta temperatura.
• O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado
fundamental.
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29

30. 29/03/2011
Tendências de grupo para os
metais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
Lítio Sódio Potássio
59
Grupo 1A: os metais alcalinos
60
30

31. 29/03/2011
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
61
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais
alcalinos.
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca
em diante:
Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)
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31

32. 29/03/2011
Tendências de grupo para
alguns não- metais
não-
Hidrogênio
• O hidrogênio é um elemento singular.
• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.
• Ele pode tanto ganhar um elétron para formar o íon hidreto, H , como perder seu
elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
• O H+ é um próton.
• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
63
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
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32

33. 29/03/2011
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um
metalóide, o Po é um metal).
• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser
preparado a partir do oxigênio:
3O2(g) 2O3(g) ∆H = 284,6 kJ.
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
65
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o
íon O2- tem uma configuração de gás nobre.
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H2O) e 1-
(por exemplo, H2O2).
• O enxofre é outro importante membro desse grupo.
• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
66
33

34. 29/03/2011
Grupo 7A: os halogênios
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Grupo 7A: os halogênios
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de elétrons para formar um
ânion:
X2 + 2e- 2X-.
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:
2F2(g) + 2H2O(l) 4HF(aq) + O2(g) ∆H = -758,9 kJ.
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
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35. 29/03/2011
Grupo 7A: os halogênios
• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela
eletrólise do sal grosso (NaCl):
2NaCl(aq) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a
água de piscina:
Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HOCl(aq).
• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com
exceção do HF.
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Grupo 8A: os gases nobres
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35

36. 29/03/2011
Grupo 8A: os gases nobres
• Todos esses são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p
completamente preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e
XeF6.
• Outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF.
71
36