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Classificação Periódica 1 – Períodos e Famílias
Histórico
Desde o surgimento da Química, com Lavoisier (1743-1794), os cientistas
procuram regularidades sobre o comportamento dos elementos, mesmo
antes de considerá-los como “átomos”. Lavoisier foi o primeiro a perceber
que a massa das substâncias numa reação química (reagentes e produtos)
permanecia inalterada; mas, somente John Dalton, em 1808, conseguiu
explicar porque isso acontecia. Segundo Dalton, os átomos eram os
mesmos, antes e depois da reação, e que apenas teriam se reorganizado,
formando novas substâncias.
Lei periódica, química e música
A palavra “periódica”- ou “periodicidade” - nada mais é que o reflexo do comportamento dos
elementos químicos que, a cada ciclo ou período, se repetem. Existem inúmeros ciclos na
Natureza, como dos dias e noites, das estações do ano, etc. Até mesmo as notas musicais têm
seus ciclos: a nota “dó”, por exemplo, se repete uma oitava acima, ou seja: dó, ré, mi, fá, sol, lá,
si, dó, ré, mi... Apesar de mais agudo que o primeiro “dó”, o segundo é a mesma nota musical; ou
seja, a onda sonora vibra na mesma frequência.
O mesmo acontece com os átomos, se analisados em certa ordem. Suas propriedades, como a
tendência de ganhar ou perder elétrons, variam, ao longo de um período (linha horizontal), mas
se repetem no período seguinte, de forma bastante parecida, mas não idêntica.
No século 17, apesar da tecnologia muito limitada e pouquíssimas informações teóricas, os
cientistas começavam a perceber essas semelhanças de comportamento dos cerca de 60
elementos conhecidos.
Johann Dobereiner, em 1817, foi o primeiro a fazer pequenos agrupamentos, colocando alguns
elementos em grupos de três, de propriedades semelhantes, chamando-os de “tríades”. Um dos
grupos era composto por lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K), classificados como “tríade dos metais
reativos e frágeis”. Ele percebeu uma importante propriedade: quando arranjados pela massa
atômica, o segundo membro de cada tríade tinha aproximadamente a média do primeiro elemento
com o terceiro, o que ficou conhecido como “lei das tríades”. Isso acontecia não só com a massa
relativa, mas também com outras propriedades, como densidade e ponto de fusão.
Outros cientistas, como Leopold Gmelin, Max Von Pettenkofer e Jean-Baptiste Dumas ampliaram
as tríades para grupos de quatro e de cinco elementos, além de terem relacionado os grupos, nas
décadas de 1840 e 1850. Mas não havia um esquema que agrupasse todos.
Em 1862, Alexandre-Emile de Chancourtois publicou uma tabela chamada de “parafuso telúrico”,
sendo o primeiro trabalho a reconhecer a “lei periódica” dos elementos, demonstrando que eles
tinham propriedades que se repetiam. Seu trabalho incluía compostos e íons, o que deixou a
desejar como classificação de elementos.
De Chancourtois e seu “parafuso telúrico”, o
primeiro esquema a reconhecer a “lei
periódica”, em 1862.
Disponíveis (acesso 11.03.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Telluric
_screw_of_De_Chancourtois.gif
e
http://commons.wikimedia.org/wiki/Category:A
lexandre-
%C3%89mile_B%C3%A9guyer_de_Chancour
tois
Em 1863 e 1866, John Newlands publicou vários artigos sobre a lei periódica, demonstrando que
as propriedades físicas e químicas dos elementos se repetiam com intervalos de oito; e
relacionou essa variação às oitavas da escala musical. Essa comparação da “lei das oitavas” com
a música foi ridicularizada por seus contemporâneos e a Sociedade de Química da Inglaterra se
recusou a publicar seu trabalho. Cinco anos mais tarde, a instituição se desculpou e reconheceu
seu trabalho, com a outorga de uma medalha.
John Newlands
(1837-1898) e
a “lei das oitavas”.
Disponíveis
(acesso 11.03.2014): http://commons.wikimedia.org/wiki/File:John_Alexander
_Reina_Newlands.jpg, http://commons.wikimedia.o
rg/wiki/File:PTE-Law_of_Octaves.svg e
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Newlands_periodiska_system_1866.png
Simplicidade genial
Mas o trabalho realmente genial dessa época foi o do russo Dimitri Mendeleiev (1834-1907).
Percebendo que os elementos combinavam com o oxigênio em proporções fixas (lei de Proust),
colocou-os em ordem crescente de massa na vertical de uma tabela; e, nas mesmas linhas, os
elementos que combinavam com o oxigênio em proporções idênticas, também em ordem de
massa, da esquerda para a direita. Assim, ele obteve uma tabela com várias “famílias” na
horizontal, e vários elementos vizinhos a essas famílias.
Tabela periódica de Mendeleiev
Observe que, no centro da tabela, estão as principais
famílias, que seguem da esquerda para a direita.
Exemplo: ao lado direito do lítio (Li), seguem o sódio
(Na), potássio (K), rubídio (Rb) etc.
Outra família começa com flúor (F) e segue com
cloro (Cl), bromo (Br) e iodo (I). Observe também os
pontos de interrogação na tabela, como na família do
carbono (C), logo após o silício (Si): elementos que
ainda não tinham sido descobertos, já com os
valores calculados de massa atômica relativa.
A massa do mercúrio (Hg) e do ouro (Au) estão
invertidas? E a do iodo (I) e do telúrio (Te)?
Disponível (acesso 11.3.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Mendeleev%27s_p
eriodic_table_(1869_year).jpg
Mendeleiev percebeu que as propriedades físicas (como ponto de fusão e densidade) de um
elemento qualquer eram muito próximas da média aritmética das propriedades dos
elementos vizinhos, à esquerda e à direita, bem como também dos elementos vizinhos,
acima e abaixo. Essa descoberta, aparentemente simples, permitiu uma grande revolução. Isso
porque, curiosamente, sua tabela tinha apresentado alguns “buracos”. Mendeleiev supôs tratar-se
de elementos que ainda não haviam sido descobertos. Fez a média aritmética das propriedades
dos elementos vizinhos e, com esse simples cálculo, previu, com assombrosa exatidão, as
propriedades de elementos que não eram ainda conhecidos. Anos mais tarde, esses elementos
foram sendo sucessivamente isolados em diferentes laboratórios do mundo, confirmando as
previsões de Mendeleiev, com pequenos desvios.
Mas não foi só isso. Na tabela de Mendeleiev, alguns elementos pareciam não corresponder à
ordem de massa; ou seja, colocados nas colunas apropriadas de propriedades, suas massas não
ficavam na ordem crescente. Se colocados na ordem crescente, as propriedades não batiam com
as do restante da “família”. Veja, na ilustração, que o iodo (“I = 127”) e o telúrio (“Te =128?”)
parecem estar em ordem invertida de massa. Seguindo sua intuição, Mendeleiev percebeu que
a ordem de massa deveria estar errada, e colocou os elementos organizados, de acordo com as
suas propriedades, como é a Tabela Periódica atual. A ordem de massa realmente não é o que
diferencia os elementos e, sim, a ordem de número de prótons (número atômico). Vale
lembrar que Mendeleiev não conhecia nada sobre prótons, nêutrons, núcleo atômico, nem
elétrons!
Obs.: Mendeleiev não conhecia a existência dos gases nobres, descobertos só no século 20, a
partir do estudo dos espectros descontínuos da luz dos elementos, com o modelo atômico de
Niels Bohr (1913). Estudando o espectro da luz solar, os cientistas descobriram o gás hélio no Sol
(do latim “helium”, Sol). Somente depois, descobriu-se hélio e os outros gases nobres na
atmosfera da Terra, mas em quantidades mínimas, bem inferiores a 1%.
Monumento para a Tabela Periódica, em
frente à Faculdade de Química e
Tecnologia de Alimentos, da Slovak
University of Technology, em Bratislava,
Eslováquia.
O monumento tem a face de Mendeleiev
no centro de uma tabela circular.
Disponível (acesso 11.3.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_table_m
onument.jpg
Em 1913, após a descoberta dos prótons, Henry Moseley descobriu que o número de prótons nos
núcleos dos átomos de um mesmo elemento era sempre igual. Estava definido, então, qual era o
critério da Natureza para diferenciar os elementos. Moseley propôs que esse número fosse o
“número atômico” que identifica o elemento, além de ordenar a Tabela Periódica, de acordo com
esse número. Os problemas de inversão da tabela de Mendeleiev desapareceram.
Nas décadas seguintes, várias descobertas foram influenciando mudanças no formato da Tabela
Periódica, como:
a descoberta dos subníveis de energia;
a definição da ordem de energia dos subníveis, com o diagrama de Linus Pauling;
o cálculo da forma e propriedades dos orbitais.
Assim, a tabela foi tomando o formato atual. Novos elementos também foram sendo descobertos,
mas sempre considerando o número de prótons como número atômico. A partir da descoberta do
plutônio, na década de 1940, Glenn Seaborg descobriu os elementos artificiais transurânicos
(“além do urânio”, 92U), e os incluiu na série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos.
A “lei periódica”, subníveis eletrônicos e a tabela atual
Com os trabalhos de Linus Pauling (-) sobre distribuição eletrônica, já no século 20, foi possível
organizar uma tabela em que a “ordem de energia dos elétrons” fosse o critério mais importante
para definir seu número de colunas e o seu formato geral. Isto porque o comportamento dos
átomos e a repetição deles (lei periódica) estão ligados ao comportamento e à energia dos
elétrons. Por isso, é importantíssimo saber sobre distribuição eletrônica por subníveis (pelo
diagrama de Linus Pauling), para se entender a Tabela Periódica.
De qualquer forma, a Tabela Periódica atual é organizada em ordem de número atômico
(prótons), que crescem em unidade, da esquerda para a direita.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA VIIIA
1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2
2 3 4 5 6 7 8 9 10
3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
6 57La 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
7 89Ac 90 91 92U 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Na tabela atual, os elementos estão em ordem de número de prótons, de 1 até 118. Há um
aparente “salto” a partir do número 56, mudando para 71; mas é porque a sequência muda para
as linhas abaixo, na série dos Lantanídeos (que vai do lantânio, 57La, até o lutécio, 71Lu). O
mesmo “salto” acontece com o número atômico 88, que “pula” para 103; mas é devido à série
dos Actinídeos (que começa no actínio, 103Ac, passando pelo urânio, 92U, indo até o laurêncio,
103Lr).
Os elementos naturais vão até o urânio (92U), sendo todos os elementos de 93 em diante,
produzidos em laboratórios nucleares; e, por isso, inexistentes na natureza. A maioria dos
elementos artificiais não tem estabilidade e dura frações de segundo ou alguns minutos, decaindo
novamente para números atômicos menores e mais estáveis. No alto, a numeração oficial das
colunas, de acordo com a IUPAC. De azul, a numeração antiga, mas ainda muito usual entre os
químicos.
Períodos e o número de “camadas” ou “níveis”
A tabela periódica possui sete períodos ou linhas horizontais. Não é coincidência. Desde o
modelo de Bohr, sabemos que o átomo possui sete “camadas”, conhecidas como K, L, M, N, O, P
e Q ou “níveis de energia” de números quânticos, de 1 até 7.
Em outras palavras, basta saber em qual período o átomo está localizado para se saber quantas
camadas eletrônicas ele possui.
Por exemplo, o gás nobre neônio (10Ne) está no segundo período;
isso significa que ele possui duas camadas K e L, ou n = 1 e n = 2:
1s2 2s2 2p6.
O elemento rubídio (37Rb) está no quinto período, porque possui
cinco camadas K, L, M, N e O: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1.
Subníveis “s”, “p”, “d” e “f” e as quatro “regiões” da tabela
Como existem quatro tipos de subníveis “s”, “p”, “d” e “f”, a Tabela Periódica atual possui quatro
grandes regiões, cujas formas derivam da sequência dos “elétrons de diferenciação” para os
elementos nelas localizados.
O elemento hélio (2He) não está localizado no
bloco original do subnível “s”. A sua distribuição
eletrônica é 1s2, com a camada K completa com
apenas dois elétrons. Isso significa que ele não
tende a perder nem a ganhar elétrons, sendo
um gás nobre muito estável. Por isso, ele está
na coluna 18, junto com os demais gases
nobres; e não na coluna dos metais alcalinos
terrosos. Disponível (acesso 11.3.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_Table_2.svg
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA VIIIA
1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
2
3 11Na IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 16S
4 26Fe
5 s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
6
7
6 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
7 92U
Em outras palavras, se um elemento qualquer está localizado em uma
das duas colunas maiores da esquerda, seu elétron de diferenciação
está em algum subnível “s”, como é o caso do sódio (11Na), cuja
distribuição por subníveis é: 1s2 2s2 2p6 3s1.
Se um elemento qualquer está em alguma das seis colunas altas da
direita, seu elétron de diferenciação está em algum subnível “p”, como
é o caso do enxofre (16S), que tem a distribuição 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Se um elemento qualquer está em alguma das dez colunas baixas do
centro, seu elétron de diferenciação está em algum subnível “d”,
como o caso do ferro (26Fe), cuja distribuição por subníveis é 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.
Se um elemento qualquer está nas duas linhas abaixo do corpo geral
da tabela, que são continuações do sexto e sétimo períodos, seu
elétron de diferenciação está em algum dos dois subníveis “f”, como é
o caso do urânio (92U), o elemento radioativo mais importante, que
tem a distribuição 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14
5d10 6p6 7s2 5f4.
Metais, ametais e gases nobres
Outras três regiões importantes da Tabela Periódica estão relacionadas às tendências de perder
e de ganhar elétrons por parte do átomo neutro. São os metais que têm maior tendência de
perder elétrons; os ametais, com maior tendência em ganhar elétrons; e os gases nobres
que são estáveis e, portanto, não têm tendência de ganhar ou perder elétrons.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA VIIIA
1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2
2 3 4 5 6 7 8 9 10
3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
7 89 90 91 92U 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Separação oficial de metais, ametais e gases nobres.
Algumas tabelas ainda trazem os “semi-metais”, mas este grupo de sete elementos não é mais
oficial (IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry). Dos seus sete elementos,
alguns foram reclassificados como metais e outros, como ametais. A divisão oficial, atualmente,
obedece a uma “escada”, que começa entre o Boro (5B, ametal) e o Alumínio (13Al, metal).
NÃO CONFUNDA: “Neutralidade” e “estabilidade” de um átomo são situações diferentes.
Neutralidade é quando o número de elétrons e prótons é igual; as cargas positivas anulam as
negativas e vice-versa. Estabilidade é uma situação em que o átomo tende a continuar
como está, ou seja, provavelmente está com configuração eletrônica de gás nobre. Para
isso, ele pode ter perdido elétrons e ficou positivo (cátion de um metal); ou pode ter recebido
elétrons e ficou negativo (ânion de um ametal). Apenas os gases nobres são neutros e
estáveis.
Elementos típicos, elementos de transição e elementos de transição interna
Os elementos “típicos”, também chamados de “representativos”, são aqueles localizados nas
colunas “A” da numeração antiga; ou seja, as duas colunas altas da esquerda e as seis colunas
altas à direita. Seus elétrons de diferenciação coincidem com os da camada de valência, e a
distribuição segue o diagrama de Pauling, sem mudanças e alterações. Além disso, possuem
distribuição mais próxima da dos gases nobres, facilmente perdendo ou ganhando elétrons para
ficar estáveis. Por isso, são mais fáceis de prever seu comportamento, pela sua localização nas
colunas. Por exemplo, os elementos da coluna VA possuem 5 elétrons de valência; por isso,
tendem a ganhar 3 elétrons para ficar estáveis, completando o octeto. Elementos da coluna IIA,
perdem dois elétrons e ficam com configuração de gás nobre.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA VIIIA
1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2
2 3 4 5 6 7 8 9 10
3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Elementos “típicos” ou “representativos”, elementos ou metais “de transição”
e elementos ou metais “de transição interna”.
Alguns autores não incluem os gases nobres como elementos típicos, o que é uma contradição quanto às
suas distribuições eletrônicas, muito parecidas com as dos demais elementos das colunas “A”.
Os elementos de transição são os localizados nas colunas “B” da numeração usual - todos metais
e, por isso, também chamados de “metais de transição”. São elementos mais difíceis de prever
seu comportamento por coluna, muitas vezes exigindo o estudo por elemento. Isso acontece
porque seus elétrons de diferenciação não coincidem com os elétrons de valência; portanto, sua
distribuição fica mais distante da configuração dos gases nobres.
Exemplo 1
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
A camada de valência é a “N”, ou nível 4. Mas os elétrons de diferenciação, de maior energia,
estão no subnível “d” da camada M; ou seja, 3d. Por isso, o ferro tende a perder dois elétrons em
4s, mas também pode perder mais um elétron em 3d, para ficar com todos os orbitais “d” semi-
preenchidos e iguais, com um elétron em cada.
Exemplo 2 e o “defeito” do diagrama de Pauling
Quando a distribuição eletrônica termina em “d4” ou “d9”, há migração de um elétron do último
nível para o penúltimo, para satisfazer à homogeneidade dos orbitais, que ficam todos iguais -
semipreenchidos com “d5”, ou totalmente preenchidos com “d10”.
47Ag: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
(distribuição pelo diagrama de Pauling) (distribuição após “migração” do elétron)
O elemento paládio (46Pd) também apresenta o mesmo fenômeno, mas com migração de dois
elétrons:
46Pd: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0 4d10
(distribuição pelo diagrama de Pauling) (distribuição após “migração” de 2 elétrons)
Por causa dessas e outras exceções, há bastante variação do número de oxidação (Nox) dos
elementos de transição.
Os elementos de transição interna possuem seus elétrons de diferenciação na
antepenúltima camada. Ou seja, considerando os lantanídeos, por exemplo, a semelhança entre
eles é muito grande, tanto em propriedades físicas quanto químicas, por serem idênticos na
última e também na penúltima camada eletrônica.
57La: 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 5s
2 4d
10 5p
6 6s
2 4f
1
Apesar da diferença de número atômico, lantânio
e lutécio possuem a mesma distribuição
eletrônica nas últimas e penúltimas camadas. 71Lu: 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 5s
2 4d
10 5p
6 6s
2 4f
14
Famílias dos elementos típicos
Metais alcalinos – os maiores doadores de elétrons
Possuem distribuição eletrônica terminada em “s1”, com um elétron de valência. Perdem um
elétron para ficar estáveis, pois adquirem configuração de gás nobre. Não são encontrados na
forma metálica (átomos neutros) na Natureza, e sim na forma de cátions monovalentes (X1+), pois
já perderam o elétron de valência, talvez há bilhões de anos! São encontrados, mais comumente,
dissolvidos em água, como o caso do sódio (Na+) e do potássio (K+), presentes na água do mar,
plantas e no plasma sanguíneo.
O sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é o composto iônico rico em sódio, mais comum no
nosso dia a dia, formado de cátions Na+1 e ânions Cl-1 ,que se atraem eletrostaticamente “em
rede” , formando um cristal. Como toda substância iônica típica, não é formado por “moléculas” de
NaCl, mas sim por átomos positivos e negativos intercalados, constituindo um pedaço de sal.
A forma metálica, neutra, dos metais alcalinos (Xo) só existe em condições controladas de
laboratório, sem contato com a atmosfera, geralmente mergulhadas em querosene, para evitar
reações em que possam doar elétrons para o oxigênio, que é forte receptor de elétrons. São
metais macios, que podem ser cortados com uma faca. O sódio e o potássio metálicos (Nao e Ko),
logo que cortados, começam a perder a cor prateada metálica, característica dos metais, e
formam rapidamente, na superfície cortada, um sólido branco, óxido de sódio (Na2O) ou óxido de
potássio (K2O), produtos da reação com o oxigênio.
Reagem violentamente com água, liberando gás hidrogênio, de acordo com a equação:
2Nao(s) + 2H2O(l) → 2Na+
(aq) + 2OH-
(aq) + H2(g)
Essa reação acontece porque o sódio doa seu elétron de valência para o oxigênio da molécula de água, já que o sódio é metal e o oxigênio, ametal. Moléculas de água são quebradas na reação porque o oxigênio não precisa mais ficar ligado a dois hidrogênios, porque já ganhou um elétron. Se a mesma reação for feita com potássio (19K), ela será bem mais rápida e violenta, liberando muito mais calor. Isso porque o potássio tem mais tendência de perder um elétron que o sódio (11Na), já que tem uma camada eletrônica a mais. Seu elétron de valência está mais distante do núcleo e, portanto, é menos atraído por ele.
Veja o vídeo disponível no link abaixo:
a reação do potássio com água é bem mais violenta que a do sódio.
http://www.youtube.com/watch?v=T_ylmtGvsrQ
A explosão que se vê é a queima do hidrogênio, que é uma reação secundária, que pode ou não
acontecer. Devido ao intenso calor liberado na reação acima, o gás hidrogênio produzido pode
incendiar-se (reação com o oxigênio do ar), produzindo vapor d’água:
2H2(g) + O2(g) → H2O(V)
Os elementos mais importantes dessa família são justamente o sódio (11Na) e o potássio (19K), cujos cátions (Na1+ e K1+) mantêm o equilíbrio da pressão sanguínea e da pressão celular, em quase todo os seres vivos do planeta.
Metais alcalinos terrosos – doadores, mas com menos “entusiasmo”
Possuem distribuição eletrônica terminada em “s2”, com dois elétrons de valência. Possuem forte
tendência de perder esses elétrons, mas não com a mesma intensidade e violência dos
elementos da primeira coluna. Vale lembrar que, para os alcalinos terrosos, não adianta de nada
perderem apenas um elétron, pois só adquirem estabilidade se perderem os dois elétrons de
valência.
Por isso, são encontrados na natureza, na forma de cátions bivalentes (X2+), podendo estar
dissolvidos em água, mas não são tão solúveis quanto os metais alcalinos. Os elementos mais
importantes dessa família são o magnésio (12Mg) e o cálcio (20Ca), ambos micronutrientes
importantes para nosso organismo. O cátion magnésio (Mg2+) é encontrado em quantidades
significativas, dissolvido na água do mar e, na forma metálica, neutra (Mgo); é usado em ligas
metálicas leves. O cálcio (Ca2+) é importante para a constituição de dentes e ossos, além de
formar conchas de animais marinhos e cascas de ovos de aves e répteis. A cal (óxido de cálcio,
CaO) é matéria-prima na fabricação de cimento e já era usado para rejuntar blocos de pedras, em
construções, desde a antiguidade.
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IA VIIIA
1 1H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2He
2 3 4 5 6 7 8 9 10
3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
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Metais alcalinos e alcalinos terrosos
O hidrogênio não é metal alcalino; nem mesmo um metal.
Sua distribuição eletrônica é 1s1, mas, como a camada K comporta apenas dois elétrons, a tendência
principal do hidrogênio é a de ganhar mais um elétron e ficar com configuração do gás nobre hélio (2He),
1s2. Por isso, alguns teóricos defendem a mudança do hidrogênio para a coluna 17.
Família do boro – “ovelha negra” da família
Possuem distribuição eletrônica em “s2p1”, com três elétrons de valência. A tendência de perder
elétrons dessa família já é menor que a dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. O boro (5B),
inclusive, apesar de dar nome à família, é o único ametal do grupo, sendo que a partir do alumínio
(13Al), logo abaixo, todos são metais.
Assim, com exceção do boro, a tendência geral desses elementos é de perder os três elétrons de
valência. Isso não acontece com o boro, por causa de seu tamanho muito pequeno: a maior
proximidade do núcleo, em relação à última camada (L) ,“segura mais” os elétrons de valência.
Por isso, a tendência maior do boro é a de ganhar outros três elétrons, ao invés de perder três.
Mas, ganhando três elétrons, ele não consegue completar a configuração do gás nobre mais
próximo (10Ne, neônio), sendo, portanto, uma das exceções importantes à “regra do octeto”. O
boro não consegue ganhar cinco elétrons para completar seu octeto na camada de valência, pois
teria que manter dez elétrons ao todo, atraídos por apenas cinco prótons.
5Bo: 1s2 2s2 2p1 5B
3-: 1s2 2s2 2p4 5B
5-: 1s2 2s2 2p6
5p+ / 5e- 5p+ / 8e- 5p+ / 8e-
O elemento mais importante dessa família é o alumínio (13Al), devido à sua grande aplicação
industrial e importância econômica. Um fato curioso sobre o alumínio é que ele oxida mais rápido
que o ferro (26Fe), mas sua “ferrugem”, ou melhor, seu óxido (Al2O3) não “descasca” como a
ferrugem, e forma uma película que protege os átomos mais internos da oxidação (reação com o
oxigênio). Assim, apesar de quimicamente ser mais reativo que o ferro, o alumínio é preferido
para a fabricação de esquadrias de portas e janelas na construção civil, pois não precisa de tinta
para protegê-lo da oxidação.
Família do carbono – carbono, a base da vida
Possuem distribuição eletrônica em “s2p2”, na camada de valência, com quatro elétrons. Apenas o
carbono (6C) e o silício (14Si) são ametais, com tendência de ganhar mais quatro elétrons. Os
demais elementos são metais com tendência de perder quatro elétrons.
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IA VIIIA
1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2He
2 3 4 5B 6C 7N 8 9 10
3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Família do boro, família do carbono e família do nitrogênio
O carbono é, sem dúvida, o mais importante dos elementos dessa família, pois é o único capaz
de formar grandes “cadeias” de átomos, em sequências que formam moléculas com dezenas,
milhares ou milhões de átomos em ligação covalente. As proteínas, gorduras, vitaminas,
açúcares, alcoóis, hidrocarbonetos do petróleo, DNA e todas as outras substâncias orgânicas são
formadas por “esqueletos” de átomos de carbono, onde, lateralmente, podem ser ligados átomos
de outros elementos, como hidrogênio, cloro, oxigênio, flúor, nitrogênio, bromo, iodo etc. Até
elementos metálicos podem se ligar a uma cadeia carbônica, como é o caso do ferro na molécula
de hemoglobina, responsável pelo transporte de oxigênio (O2) e o dióxido de carbono (CO2) nas
células vermelhas do nosso sangue.
O silício (14Si) é o principal constituinte da areia (SiO2), muito usado atualmente em circuitos
eletrônicos de computadores e celulares; e é componente importante nas células fotovoltaicas
para transformação de luz solar em energia elétrica. O chumbo (82Pb) é um metal de grande
importância, desde a antiguidade, usado na fabricação de armas, munição e participando de
outras ligas metálicas e na composição de tintas.
Família do nitrogênio – ar atmosférico, nitrato e proteínas
Os elementos dessa família possuem distribuição eletrônica em “s2p3” na camada de valência,
com cinco elétrons. Por isso, apresentam tendência de ganhar três elétrons para completar a
configuração de gás nobre. No entanto existem dois elementos, antimônio (51Sb) e bismuto (83Bi),
que são metais e, portanto, sua tendência maior é perder elétrons.
Os elementos mais importantes dessa família são nitrogênio (7N) e fósforo (15P). O nitrogênio
forma moléculas diatômicas (N2), principal gás da atmosfera, em torno de 78%. Suas moléculas
são bastante difíceis de serem quebradas, sendo necessária a energia dos raios durante as
tempestades, para favorecer a reação com o oxigênio do ar. Nessa reação, são formados óxidos
de nitrogênio, que, no meio aquoso, formam ácidos e íons nitrato (NO31-). Os íons nitrato são
importantíssimos para a absorção do nitrogênio pelas plantas, para que elas possam fabricar
aminoácidos e proteínas.
O fósforo também é um elemento importante para a formação de substâncias orgânicas vitais
para os organismos vivos, obtidos pelas plantas através do solo na forma de íons fosfato (PO43-).
Existem dois tipos de substâncias simples formadas por átomos de fósforo (formas alotrópicas), o
fósforo branco (P4) e o fósforo vermelho (Pn). O fósforo branco é altamente reativo com o oxigênio
do ar e precisa ficar mergulhado na água para não incendiar-se. Há quase duzentos anos, já foi
usado em palitos para fazer fogo, comercializado em latas com água. Mas, devido ao risco de
acidentes, foi substituído pelos “fósforos de segurança”, que precisavam ser riscados.
Atualmente, o fósforo não está no palito, mas na lateral da caixinha de fósforos, onde os palitos
são riscados.
Calcogênios – queimando tudo
A palavra “calcogênios” é derivada da palavra “calcinar”, que significa “queimar completamente”
ou “queimar até as cinzas”, numa referência ao gás oxigênio, que é o comburente mais
importante. “Comburente” é a substância que reage com os “combustíveis”, queimando-os.
Outros elementos também podem exercer a função de comburente, dependendo das condições
ambientes, mas sempre elementos receptores de elétrons, como enxofre (S), flúor (F), etc.
Os calcogênios possuem distribuição eletrônica em “s2p4”, com seis elétrons de valência. Por
isso, apresentam tendência de ganhar dois elétrons para ficar estáveis. O elemento oxigênio é o
maior receptor de elétrons nas condições do nosso planeta, embora com menos intensidade que
o flúor. Mas, como a quantidade de flúor no ambiente é muito menor que a de oxigênio,
principalmente na forma de fluoreto (F1-), em que os átomos já ganharam o elétron que precisam,
o oxigênio é o elemento oxidante por excelência.
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IA VIIIA
1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2He
2 3 4 5 6 7 8O 9F 10
3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Calcogênios, halogênios e gases nobres
Halogênios – os “sais da terra”
A palavra “halogênios” significa “formadores de sais”, numa referência aos sais formados pelos
ânions fluoreto (F1-), cloreto (Cl1-), hipoclorito (ClO1-), clorato (ClO31-), perclorato (ClO4
1-), iodeto
(I1-), brometo (Br1-), bromato (BrO31-), com os cátions metálicos de outras famílias.
Possuem distribuição em “s2p5” na camada de valência, com sete elétrons. Como está faltando
apenas um elétron para completar a configuração de gás nobre, apresentam forte tendência de
receber esse elétron. Como dissemos acima, o flúor (F) é o elemento mais “eletronegativo”
(tendência de receber elétrons), dentre todos da Tabela Periódica. Todos os elementos dessa
família possuem propriedades bactericidas: o flúor é usado em tratamentos dentários e
purificação de água potável; o cloro, em tratamento de água; o iodo, para limpeza de ferimentos.
Gases nobres – se misturam, sim
São os únicos elementos que aparecem isolados quimicamente de outros e de seus semelhantes.
Pode-se dizer que se apresentam na forma de “moléculas monoatômicas” ou de “átomos
isolados”. Em outras palavras, não reagem ou formam “compostos” facilmente, a não ser em
condições de laboratório.
Um erro comum que se comete sobre essas substâncias é afirmar que são gases “que não se
misturam” com outros. Na verdade, qualquer gás se mistura com qualquer gás, devido à grande
distância e agitação de suas partículas. Os gases nobres, aliás, são encontrados misturados
com outros gases no ar atmosférico.
Possuem distribuição eletrônica em “s2p6” na camada de valência, com oito elétrons. Apenas o
hélio (2He) é um gás nobre, com distribuição diferente, com 1s2, uma vez que a camada K
comporta apenas dois elétrons.