TABELA PERIÓDICA FAMÍLIAS DOS ELEMENTOS QUÍMICOS

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1 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 Actinídeos 1ª Linha da parte inferior 2ª Linha da parte inferior

2 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) = 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:

3 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) = Como o sódio tem 1 eletrão no último nível de energia ( 2), então pertence ao grupo 1. DE(S) = 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: 4 Be; 15 P; 11 Na e 18 Ar. 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

4 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 H2O( ) 2 LiHO(aq) H 2 Na(s) 2 H2O( ) 2 NaHO(aq) H 2 K(s) 2 H2O( ) 2 KHO(aq) H 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 LiC(s) 2 Na(s) C 2 NaC(s) 2 K(s) C 2 KC(s) LiC - cloreto NaC - cloreto KC - cloreto de de de lítio sódio potássio

5 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) = DE(K) = 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) (g) Br 2 (g) I 2 2 Na(s) 2 Na(s) 2 Na(s) 2 NaC(s) 2 NaBr(s) 2 NaI(s) NaC - cloreto de sódio ; NaBr - brometo de sódio ; NaI - Iodeto de sódio

6 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 ) = DE(Br) = 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) = DE(Ca) =

7 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 H2O( ) Mg(HO) 2(aq) H Ca(s) 2 H2O( ) Ca(HO) 2(aq) H 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 MgC 2(s) Ca(s) C CaC 2(s) MgC 2 CaC cloreto cloreto de de magnésio 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.

8 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 (O 2- ) obtém do oxigénio, pelo ganho de 2 eletrões. DE (O) = 2 6 DE (O 2- ) = 2-8 Os metais alcalinos originam iões com carga +1, pelo que são necessários dois destes iões para se combinarem com o ião O 2-, como mostra a reação: 2 Na(s) O Na2O(s) Na 2 O 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) O MgO óxido de magnésio 2 MgO(s) Os óxidos dos metais quando reagem com a água originam soluções alcalinas (formam hidróxidos), como mostram as reações:

9 Na2O(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 I 2 (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) O CO S8 (s) O 8SO CO 2 dióxido de carbono SO 2 dióxido de enxofre Os óxidos dos não metais quando reagem com a água originam soluções ácidas (formam ácidos), como mostram as reações:

10 CO H2O( ) H2CO3(aq) SO H2O( ) H2SO 3(aq) Se adicionarmos fenolftaleína a estas soluções obtém uma solução incolor e se adicionarmos tornesol a solução fica vermelha.