Química–parte 2

TABELA PERIÓDICA
A grande diversidade de elementos químicos levou à sua organização de
acordo com as suas propriedades físicas e químicas. A Tabela Periódica
que hoje conhecemos foi sofrendo alterações ao longo dos séculos, tendo
sido inicialmente proposta por Mendeleev que organizou os elementos
conhecidos nessa altura (século XIX).
Algumas características da Tabela Periódica atual são:
 Os elementos estão colocados por ordem crescente do número
atómico.
 As colunas representam os grupos, numerados de 1 a 18.
 As linhas representam os períodos, numerados de 1 a 7.
FAMÍLIAS DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Uma família constitui um conjunto de elementos químicos com
propriedades químicas semelhantes.
FAMÍLIA
POSIÇÃO NA TABELA PERIÓDICA
Metais alcalinos
Grupo 1
Metais alcalinoterrosos
Grupo 2
Metais de transição
Do grupo 3 ao grupo 12
Boro
Grupo 13
Carbono
Grupo 14
Azoto
Grupo 15
Calcogéneos
Grupo 16
Halogéneos
Grupo 17
Gases nobres
Grupo 18
Lantanídeos
1ª Linha da parte inferior
Actinídeos
2ª Linha da parte inferior
METAIS NA TABELA PERIÓDICA
Os metais estão situados do lado esquerdo da Tabela Periódica, com
exceção do hidrogénio que é um não metal.
NÃO METAIS NA TABELA PERIÓDICA
Os não metais estão situados do lado direito da Tabela Periódica, com
exceção dos gases nobres (grupo 18).
SEMI-METAIS NA TABELA PERIÓDICA
Os semimetais estão situados entre os metais e os não metais, junto a
uma linha divisória.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS E ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
Os elementos representativos pertencem aos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16,
17 e 18.
Os elementos de transição pertencem aos grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10 e 11.
ESTRUTURA ELETRÓNICA E TABELA PERIÓDICA
O número de níveis de energia indica o período a que pertence o
elemento.
Exemplo:
DE(Na) = 2 – 8 – 1
Como o sódio tem 3 níveis de energia, então pertence ao período 3.
O número de eletrões do último nível de energia indica o grupo a que o
elemento pertence.
Neste caso existem duas situações a considerar para os elementos
representativos:
1. Número de eletrões de valência menor ou igual a dois, em que, o
número do grupo é igual ao número de eletrões de valência.
2. Número de eletrões de valência maior ou igual a três, em que, para
obter número do grupo é necessário acrescentar dez ao número de
eletrões de valência.
Exemplos:
DE(Na) = 2 – 8 – 1
Como o sódio tem 1 eletrão no último nível de energia (≤2), então
pertence ao grupo 1.
DE(S) = 2 – 8 – 6
Como o enxofre tem 6 eletrões no último nível de energia (≥3), então
pertence ao grupo 16 (6 + 10).
EXERCÍCIO
Indicar o grupo e o período dos elementos: 4Be; 15P; 11Na e 18Ar.
TAMANHO DOS ÁTOMOS AO LONGO DA TABELA PERIÓDICA
O tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo devido ao aumento do
número de níveis de energia.
O tamanho dos átomos diminui ao longo do período devido à manutenção
do número de níveis e aumento da carga nuclear.
Aumento do
tamanho dos
átomos
Diminuição do tamanho dos átomos
COMPORTAMENTO QUÍMICO DOS METAIS ALCALINO
Os metais alcalinos têm um comportamento químico semelhante.
Assim, todos eles reagem com a água no estado líquido, originando um
hidróxido do metal alcalino no estado aquoso e hidrogénio no estado
gasoso.
EXEMPLOS:
2 Li(s)  2 H 2 O()  2 LiHO(aq)  H 2 (g)
2 Na(s)  2 H2O()  2 NaHO(aq)  H2 (g)
2 K(s)  2 H2O()  2 KHO(aq)  H2 (g)
LiHO – hidróxido de lítio
NaHO – hidróxido de sódio
KHO – hidróxido de potássio
Qualquer metal alcalino ao reagir com a água origina uma solução alcalina,
com pH maior do que 7. Se adicionarmos fenolftaleína a esta solução, ela
fica carmim (cor alcalina).
Os metais alcalinos reagem de forma semelhante com os halogéneos,
originando sais.
EXEMPLOS:
2 Li(s)  C 2 (g)  2 LiC(s)
2 Na(s)  C 2 (g)  2 NaC(s)
2 K(s)  C 2 (g)  2 KC(s)
LiC - cloreto de lítio
NaC - cloreto de sódio
KC - cloreto de potássio
REATIVIDADE DOS METAIS ALCALINOS
Os metais alcalinos têm todos uma distribuição eletrónica com um eletrão
na camada de valência, pelo que, pertencem todos ao grupo 1 da Tabela
Periódica. Todos eles têm tendência a perder o seu único eletrão de
valência originando iões com carga +1, sendo esta a razão de terem
propriedades químicas semelhantes.
O lítio, o sódio e o potássio têm as seguintes distribuições eletrónicas:
DE(Li) = 2 – 1
DE(Na) = 2 – 8 – 1
DE(K) = 2 – 8 – 8 – 1
O tamanho dos átomos destes metais é tanto maior quanto maior for o
número de níveis de eletrões, pelo que, os átomos de lítio são os mais
pequenos.
O nível 1 é o que se encontra mais próximo do núcleo, segue-se o nível 2,
depois vem o nível 3 e assim sucessivamente.
O lítio é o metal alcalino menos reativo porque os seus átomos têm o
eletrão de valência mais próximo do núcleo e existe maior atração entre o
núcleo e esse eletrão, pelo que o lítio tem maior dificuldade em perder
esse eletrão quando participa em reações químicas, relativamente aos
restantes metais alcalinos.
COMPORTAMENTO QUÍMICO DOS HALOGÉNEOS
Os halogéneos reagem com os metais alcalinos, originando halogenetos
(sais).
EXEMPLOS:
C 2 (g)  2 Na(s)  2 NaC(s)
Br2 (g)  2 Na(s)  2 NaBr(s)
I 2 (g)  2 Na(s)  2 NaI(s)
NaC - cloreto de sódio ; NaBr - brometo de sódio ; NaI - Iodeto de sódio
REATIVIDADE DOS HALOGÉNEOS
Os halogéneos têm todos uma distribuição eletrónica com sete eletrões na
camada de valência, pelo que, pertencem todos ao grupo 17 da Tabela
Periódica. Todos eles têm tendência a ganhar um eletrão originando iões
com carga -1, sendo esta a razão de terem propriedades químicas
semelhantes.
O flúor, o cloro e bromo têm as seguintes distribuições eletrónicas:
DE(F) = 2 – 7
DE(C  ) = 2 – 8 – 7
DE(Br) = 2 – 8 – 18 – 7
Quanto menos eletrões existirem à volta do núcleo, maior é a facilidade
destes átomos em receberem um eletrão, pelo que o flúor é o mais reativo
dos halogéneos.
COMPORTAMENTO QUÍMICO DOS METAIS ALCALINO-TERROSOS
Estes metais também reagem com a água originando soluções alcalinas.
Além disso, também reagem com os halogéneos, originando sais. Contudo,
as reações dos metais alcalinoterrosos são mais lentas do que as reações
dos metais alcalinos.
EXERCÍCIO
Por que motivo os metais alcalinos reagem com os halogéneos?
REATIVIDADE DOS METAIS ALCALINO-TERROSOS
Estes metais têm todos dois eletrões de valência, como mostram as
distribuições eletrónicas:
DE(Be) = 2 – 2
DE(Mg) = 2 – 8 – 2
DE(Ca) = 2 – 8 – 8 – 2
Todos eles tendem a perder dois eletrões para ficarem com a última
camada completa, adquirindo uma carga +2. Por isso, os hidróxidos
formados a partir destes metais contêm dois iões OH-, como mostram as
seguintes reações:
Mg(s)  2 H 2 O()  Mg(HO)2 (aq)  H 2 (g)
Ca(s)  2 H2O()  Ca(HO)2 (aq)  H2 (g)
Mg(HO)2 – hidróxido de magnésio
Ca(HO)2 – hidróxido de cálcio
Originam soluções alcalinas por reação com a água, aumentando a sua
reatividade com o tamanho dos átomos, pelo que:
Reatividade (Be) < Reatividade (Mg) < Reatividade (Ca)
Os metais alcalino-terrosos também reagem com os halogéneos,
formando sais com um ião de carga +2 (do metal alcalino-terroso) e dois
iões de carga -1 (do halogéneo), como mostram as reações:
Mg(s)  C 2 (g)  MgC 2 (s)
Ca(s)  C 2 (g)  CaC 2 (s)
MgC 2 - cloreto de magnésio
CaC 2 - cloreto de cálcio
As reações dos metais alcalino-terrosos são mais lentas do que as reações
dos metais alcalinos, porque é mais difícil um metal perder dois eletrões
do que um eletrão.
COMPORTAMENTO QUÍMICO DOS GASES NOBRES
Os gases nobres têm um comportamento químico semelhante.
Em geral são quimicamente inertes. Não participam em reações.
Os gases nobres são formados por átomos isolados, ou seja, não são
formados por moléculas.
METAIS
Os metais são substâncias elementares constituídas por átomos.
Representam-se pelo símbolo do elemento, seguido do respetivo estado
físico.
Exemplos: K(s); Ca(s) e Fe(s).
Relativamente às propriedades físicas, os metais são:




Sólidos, com exceção do gálio, césio e frâncio.
Bastante densos.
Maleáveis.
Bons condutores elétricos e térmicos.
Relativamente às propriedades químicas, quase todos são muito reativos,
devido a terem poucos eletrões de valência e de os perderem facilmente.
Quase todos os metais reagem com o oxigénio (combustões), originando
óxidos.
O ião óxido (O2-) obtém do oxigénio, pelo ganho de 2 eletrões.
DE (O) = 2 – 6
DE (O2-) = 2 - 8
Os metais alcalinos originam iões com carga +1, pelo que são necessários
dois destes iões para se combinarem com o ião O2-, como mostra a reação:
2 Na(s)  O2 (g)  Na 2O(s)
Na2O – óxido de sódio
Os metais alcalino-terrosos originam iões com carga +2, pelo é necessário
apenas um destes iões para se combinarem com o ião O 2-, como mostra a
reação:
2 Mg(s)  O2 (g)  2 MgO(s)
MgO – óxido de magnésio
Os óxidos dos metais quando reagem com a água originam soluções
alcalinas (formam hidróxidos), como mostram as reações:
Na 2O(s)  H2O()  2 NaHO(aq)
MgO(s)  H2O()  Mg(HO)2 (aq)
NÃO METAIS
Os não metais podem ser substâncias elementares constituídas por
átomos ou substâncias elementares constituídas por moléculas.
Exemplos:
C(s) – Substância elementar constituída por átomos
I2(s) – Substância elementar constituídas por moléculas
Os não metais apresentam as seguintes propriedades físicas:




Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.
Os sólidos são quebradiços.
Têm densidades muito diferentes.
São maus condutores elétricos e térmicos, com exceção da grafite
que é boa condutora elétrica.
Relativamente às propriedades químicas, uns são muito reativos e outros
são pouco reativos.
Existem não metais que reagem com o oxigénio (combustões), originando
óxidos.
Exemplos:
C(s)  O2 (g)  CO2 (g)
S8 (s)  O2 (g)  8 SO 2 (g)
CO2 – dióxido de carbono
SO2 – dióxido de enxofre
Os óxidos dos não metais quando reagem com a água originam soluções
ácidas (formam ácidos), como mostram as reações:
CO2 (g)  H2O()  H2CO3 (aq)
SO 2 (g)  H2O()  H2SO 3 (aq)
Se adicionarmos fenolftaleína a estas soluções obtém uma solução incolor
e se adicionarmos tornesol a solução fica vermelha.