Aula nº3 – Algumas famílias da Tabela Periódica

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Metais e não-metais

Os elementos químicos podem também classificar‑se, consoante as suas propriedades físicas e químicas, em três categorias: metais, semi-metais e não metais.

Contudo, esta classificação nem sempre é clara para alguns elementos. Nesses casos, o elemento químico é classificado com base nas propriedades predominantes.

• Metais

Elementos com poucos eletrões de valência e com baixa energia de ionização ⇒  Tendência para ceder eletrões ⇒  Originam catiões ⇒ Configuração eletrónica de um gás nobre  ⇒  Maior estabilidade eletrónica

• Não metais

Caráter não metálico – facilidade que um elemento tem para captar eletrões.

⇒ Diminui ao longo do grupo

⇒ Aumenta ao longo do período

⇒ Diretamente proporcional à 1ª energia de ionização

Em regra, ao longo de um período, as propriedades físicas e químicas dos elementos variam gradualmente de metálicas para não metálicas, da esquerda para a direita.

Assim, pode dizer‑se que o caráter metálico diminui ao longo dos períodos.

Por outro lado, ao longo do grupo as propriedades dos metais acentuam‑se, pelo que o caráter metálico aumenta ao longo dos grupos.

Substâncias elementares e compostas

• Substâncias elementares ou simples são formadas por um único elemento.

Exemplo: diamante (C)

• Substâncias compostas são formadas por elementos diferentes.

Exemplo:  água (H₂O)

A organização atual da Tabela Periódica evidencia as semelhanças no comportamento químico dos elementos do mesmo grupo.

⇒ Propriedades de um elemento (associáveis a átomos): número atómico, raio atómico, energia de ionização, etc.

⇒ Propriedades de substâncias elementares (associáveis a substâncias): ponto de fusão, ponto de ebulição, massa volúmica, etc.

É possível relacionar algumas das propriedades de substâncias elementares com as semelhanças na configuração eletrónica das orbitais de valência dos respetivos elementos.

Assim, as propriedades de elementos e propriedades de substâncias elementares são distintas, mas relacionáveis.

A semelhança de propriedades de elementos é maior entre elementos do mesmo grupo, do que entre elementos do mesmo período.

Comparação entre as propriedades de elementos e de substâncias elementares

Grupo 1  – família dos metais alcalinos

Os elementos do grupo 1 têm grande tendência a perder o seu único eletrão de valência, transformando-se em iões monopositivos (catiões monovalentes).

⇒ Todos os elementos  têm um eletrão de valência.

⇒ São substâncias muito reativas.

⇒ Formam iões monopositivos.

Substâncias elementares desta família:

• lítio (Li)
• sódio (Na)
• potássio (K)
• rubídio (Rb)
• césio (Cs)
• frâncio (Fr)

Ao longo do grupo o eletrão de valência fica mais afastado do núcleo. 

⇒ Reatividade aumenta

Grupo 2  – família dos metais alcalinoterrosos

Os elementos do grupo 2 têm tendência a perder os seus dois eletrões de valência transformando-se em iões dipositivos (catiões divalentes).

• A reatividade dos metais alcalinos e dos metais alcalino terrosos:

⇒ aumenta ao longo do grupo.

Quanto mais fácil for a remoção dos eletrões de valência dos átomos de um elemento, mais reativo será o elemento.

⇒ Todos os elementos têm dois eletrões de valência.

⇒ São substâncias bastante reativas.

⇒ Formam iões bipositivos.

Substâncias elementares desta família:

• berílio (Be)
• magnésio (Mg)
• cálcio (Ca)
• estrôncio (Sr)
• bário (Ba)
• rádio (Ra)

 

Grupo 17  – família dos halogéneos

Os elementos do grupo 17, com sete eletrões de valência, têm tendência a captar um eletrão, transformando-se em iões mononegativos (aniões monovalentes).

⇒ Todos os elementos  têm sete eletrões de valência.

⇒ Reatividade diminui ao longo do grupo.

⇒ Formam iões mononegativos.

Substâncias elementares desta família:

• flúor (F₂)
• cloro (Cl₂)
• bromo (Br₂)
• iodo (I₂)
• ástato (At₂)

Ao longo do grupo diminui a facilidade de captar eletrões. 

⇒ Reatividade diminui

Grupo 18  – família dos gases nobres

Os gases nobres (grupo 18) apresentam as orbitais de valência s e p completamente preenchidas, com exceção do hélio que apresenta apenas a orbital s, o que lhes confere grande estabilidade e, portanto, baixa reatividade.

⇒ Todos os elementos  têm oito eletrões de valência, com exceção do hélio.

⇒ Têm as orbitais de valência totalmente ocupadas.

⇒ São quimicamente inertes.

Substâncias elementares desta família:

• hélio (He)
• néon (Ne)
• árgon (Ar)
• crípton (Kr)
• xénon (Xe)
• rádon (Rn)

Têm os subníveis s e p totalmente ocupados.

⇒ Elevada estabilidade química (inertes).

⇒ Não formam iões.

A situação especial do hidrogénio

Não tem uma posição específica na Tabela Periódica.

Geralmente integrado no grupo 1 devido à configuração eletrónica semelhante à dos metais alcalinos.

Por possuir propriedades físicas e químicas distintas dos metais alcalinos, em algumas Tabelas Periódicas situa-se entre os grupos 2 e 13, acima dos elementos de transição.

Formação de iões

Os metais apresentam baixas energias de ionização, pelo que perdem facilmente eletrões, originando iões positivos estáveis.

Os não metais conjugam carga nuclear elevada com raio atómico reduzido. Assim, têm tendência para captar eletrões, formando iões negativos estáveis.

A carga adquirida pelos iões pode ser relacionável com a configuração eletrónica dos gases nobres.

Por exemplo:

O grupo dos gases nobres como não forma facilmente iões (positivos ou negativos) é constituído pelos elementos mais estáveis. Assim, as substâncias elementares dos gases nobres também são muito estáveis, ou seja, não reagem facilmente com outras substâncias.

A estabilidade dos seus átomos está relacionada com facto de possuírem os níveis de valência completamente preenchidos.

Também os metais alcalinos formam iões estáveis devido ao preenchimento total das orbitais quando perdem o eletrão da orbital s mais externa.

No caso dos halogéneos, essa tendência traduz-se na captação de um eletrão para preencher a orbital p, formando iões mononegativos.

Raio iónico e Raio atómico

• Os catiões apresentam raios menores do que os raios dos respetivos átomos.

Comparação do raio do átomo de sódio (raio atómico) com o raio do respetivo catião (raio iónico).

• Os aniões apresentam raios maiores do que os raios dos respetivos átomos.

Comparação do raio do átomo de cloro (raio atómico) com o raio do respetivo anião (raio iónico).

Átomos e iões com o mesmo número de eletrões e, portanto, a mesma configuração eletrónica, são chamados partículas isoeletrónicas.
Na comparação do raio das partículas isoeletrónicas, o efeito predominante é o aumento da carga nuclear, aumentando a atração entre o núcleo e os eletrões.

Comparação do tamanho de partículas isoeletrónicas, em picómetros(pm).

• Quando se comparam partículas isoeletrónicas, quanto maior for a carga nuclear menor será o raio iónico.