Este documento discute elementos químicos, substâncias elementares, metais, não metais e semi-metais. Define elementos como substâncias que não podem ser decompostas quimicamente, e substâncias elementares como constituídas por átomos do mesmo elemento. Descreve propriedades de metais, não metais e semi-metais, e apresenta experimentos demonstrando a condutibilidade e reatividade de vários metais.

1. Elemento: é uma substância que por meios químicos não pode ser decomposta em substâncias mais simples, com propriedades distintas da substância original. Ou seja é uma substância constituída por um só tipo químico de átomos, entenda-se tipo químico como átomos com o mesmo número atómico, podendo ter massas diferentes. Elemento Propriedades do elemento: - número atómico, massa atómica relativa, energia de ionização, o raio atómico, a configuração electrónica

2. Substância elementar Substância elementar: é constituída por dois ou mais átomos do mesmo elemento, e possui propriedades próprias. Propriedades da substância elementar: - o estado físico, o ponto de ebulição, o ponto de fusão, a densidade, a cor.

3. Metais Não metais Semi-metais

4. Metais, não metais e semi-metais

5. Metal - é um bom condutor de calor e de electricidade; - com excepção do mercúrio, césio, frâncio e gálio (líquidos) todos os metais são sólidos á temperatura ambiente; - apresenta um brilho metálico característico; - regra geral possui pontos de fusão e de ebulição elevados.

6. Não metal - mau condutor de corrente eléctrica e de calor; - estado físico variável;

7. Semi-metal - apresenta o aspecto e algumas propriedades físicas de metal; - apresenta algumas propriedades químicas de não metal;

8. Metais /Não metais - só existem no estado sólido (à temperatura ambiente) - existem nos três estados físicos (à temperatura ambiente) - brilho metálico, quando não oxidados - não possuem brilho metálico - bons condutores de calor e de electricidade -fracos condutores de calor e de electricidade - maleáveis (podem ser achatados) - não são maleáveis - dúcteis (podem ser reduzidos a fio) - não são dúcteis Metais Não metais

9. Experiência 1: Verificar a condutibilidade eléctrica dos metais e dos não metais Materiais Observações Placa de zinco Acende a lâmpada (bom condutor de corrente eléctrica) Fio de magnésio Acende a lâmpada (bom condutor de corrente eléctrica) Placa de alumínio Acende a lâmpada (bom condutor de corrente eléctrica) Enxofre em pó Não acende a lâmpada (mau condutor de corrente eléctrica) Placa de cobre Acende a lâmpada (bom condutor de corrente eléctrica)

10. Experiência 2: Verificar a reactividade dos metais Metais Observações Sódio - reage violentamente com a água, verifica-se efervescência; ao reagir com a água, espontaneamente e a frio, liberta um gás, que é o hidrogénio, originando uma solução alcalina devido à formação do hidróxido de sódio, equação química: 2 Na(s) + 2H 2 O(l)  2 NaOH(aq) + H 2 (g) - a reacção ocorre muito rapidamente.

11. Experiência 2: Verificar a reactividade dos metais Metais Observações Potássio - reage de forma violenta com a água, porém, de uma forma mais vigorosa, verifica-se uma grande efervescência; - a reacção com a água, é mais energética comparativamente com a reacção do sódio com a água, observando-se uma grande libertação de energia; - ao reagir com a água, liberta-se um gás, que é o hidrogénio, originando uma solução alcalina devido à formação do hidróxido de potássio; 2 K(s) + 2H 2 O(l)  2 KOH(aq) + H 2 (g) - a reacção processa-se muito rapidamente.

12. Experiência 2: Verificar a reactividade dos metais Metais Observações Magnésio - reage muito lentamente com a água; - aparecimento de pequenas bolhas de gás na sua superfície; liberta-se hidrogénio e obtém-se o hidróxido de magnésio em solução aquosa, equação química é: Mg(s) + 2H 2 O(l)  Mg(OH) 2 (aq) + H 2 (g)

13. Experiência 2: Verificar a reactividade dos metais Metais Observações Cálcio - reage espontaneamente, a frio, com a água; - reage mais coma a água do que o magnésio; A reagir com a água, verifica-se o aparecimento de bolhas, ou seja, liberta-se hidrogénio e origina o hidróxido respectivo; - A equação que representa esta reacção é: Ca(s) + 2H 2 O(l)  Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g)

14. Metais alcalinos

15. Metais alcalinos Características macroscópicas: são sólidos acinzentados; a superfície de corte destes, apresenta um brilho metálico; são suficientemente macios para poderem ser cortados com uma faca; - quando expostos ao ar perdem rapidamente a sua aparência brilhante.

16. Metais alcalinos - todos apresentam um electrão no nível mais periférico - em todas as reacções em que intervém, têm tendência a ceder o seu electrão, originando iões monopositivos - por cederem facilmente o seu electrão periférico, apresentam valores muito baixos de energia de ionização, o que justifica o carácter metálico muito acentuado - quanto mais afastado estiver do núcleo o electrão, mais facilmente ele é cedido, explicando-se assim, a maior reactividade do potássio em relação ao sódio

17. Metais alcalinos - por serem extremamente reactivos, não se encontram livres na natureza - têm que ser guardados em frascos com petróleo, de cuja composição não faz parte o oxigénio, elemento com o qual reagem fortemente. - quanto menor é a estabilidade dos átomos, à medida que se desce no grupo, mais reactivos são as substâncias elementares dos elementos correspondentes e logo, maior a estabilidade dos catiões.

18. Metais alcalino-terrosos

19. Metais alcalino-terrosos Características macroscópicas: são sólidos acinzentados; apresentam um brilho metálico; - são macios o suficiente para poderem ser cortados com uma faca.

20. Metais alcalino-terrosos - todos apresentam dois electrões no nível mais periférico - em todas as reacções em que intervém, têm tendência a ceder os seus dois electrões periféricos, originando iões dipositivos - por cederem facilmente os seus electrões periféricos, apresentam valores muito baixos de energia de ionização, o que justifica o carácter metálico, que é tanto maior quanto maior for o número atómico do elemento - o carácter metálico dos elementos do grupo 1 é mais acentuado que o dos elementos do grupo 2

21. Metais alcalino-terrosos - quanto mais afastados estiverem do núcleo os electrões periféricos, mais facilmente eles são cedidos explicando-se assim, a maior reactividade do cálcio em relação ao magnésio - por serem reactivos, não se encontram livres na natureza, embora a reactividade dos elementos do grupo 2 seja menor que a do grupo 1

22. Halogéneos Flúor Bromo Iodo

23. Halogéneos Características macroscópicas: existem nos três estados físicos, à temperatura ambiente; o flúor e o cloro predominam no estado gasoso; o bromo existe no estado líquido; - o iodo predomina no estado sólido.

24. Halogéneos - todos apresentam sete electrões no nível mais periférico - os átomos dos elementos deste grupo têm uma grande tendência a captar um electrão para ficarem com o último nível de energia completamente preenchido, originando iões mononegativos, daí serem muito reactivos - dada a sua grande reactividade, formam compostos com quase todos os elementos, em especial com aqueles que apresentam carácter metálico, nomeadamente os dos grupos 1 e 2, originado compostos iónicos, chamados halogenetos Halogeneto : são sais (compostos iónicos) constituídos por um halogéneo e um metal.

25. Halogéneos - os halogenetos dos metais alcalino- terrosos e sobretudo dos metais alcalinos são muito solúveis em água - apresentam valores elevados da energia de ionização, daí, apresentarem um carácter não metálico acentuado - à medida que se desce ao longo do grupo, a toxicidade diminui - todos são corados, aumentando a intensidade da sua cor ao longo do grupo - os elementos deste grupo, aparecem com grande abundância na Natureza, formando inúmeros compostos, dos quais se salientam os seus sais

26. Gases raros, nobres ou inertes Hélio Árgon Néon

27. Gases raros, nobres ou inertes - apresentam oito electrões no nível mais periférico, à excepção do hélio que tem apenas 2 - são muito estáveis, devido ao facto de as orbitais s e p se encontrarem totalmente preenchidas - são designados por gases inertes, visto que não se combinam facilmente com outros elementos - apresentam energias de ionização muito elevadas, não tendo, por isso, tendência a perder electrões no seu nível mais externo

28. - por existirem na atmosfera em quantidade diminuta são também conhecidos por gases raros - o néon e o árgon são usados em publicidade luminosa, enquanto o xénon se utiliza em faróis de automóvel e em iluminação de recintos desportivos Gases raros, nobres ou inertes

29. Variação periódica de algumas propriedades dos elementos da Tabela Periódica

30. Informações que se obtêm de cada elemento consultando a Tabela Periódica - o número total de electrões que possui, dado pela posição que o elemento ocupa na Tabela periódica, que é igual ao número atómico - o número de electrões periféricos, que coincide com o algarismo das unidades do grupo a que pertence - o número de níveis que ocupa, dado pelo valor do número quântico principal, que coincide com o valor do período a que pertence - comportamento químico, que é diferente consoante o número de electrões periféricos do elemento (reactividade, carácter metálico,..)

31. Informações que se obtêm consultando a Tabela Periódica Lado 1 Lado 2