AULA4 inorganica

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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Características dos elementos 
da Tabela Periódica. 
 
 Parte 4 
-Revisão propriedades periódicas dos 
elementos; 
- Resumo das propriedades dos elementos 
dos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 da 
Tabela Periódica. 
 
 
Prof. Priscila Silva 
Parte deste material foi elaborado pelo Prof. Jairo Tronto 1 
Propriedades Gerais dos Elementos 
1) Tamanho dos átomos e íons: 
Raio atômico
Ca
r = 1, 13 1 s2 2s2
r = 1, 60 1 s2 2s2 2p6 3s2
r = 1, 97 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 s2
Na mesma família
Be
Mg
No mesmo periódo
3 prótons 5 prótons 10 prótons
> número de prótons > atração sobre os e-
Li B Ne
Descendo ao longo de um grupo 
na Tabela Periódica o tamanho 
do átomo aumenta devido ao 
efeito dos níveis eletrônicos que 
vão sendo acrescentados. 
2 
Qui Inorg 1 – Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
1) Zef: É a carga liquida que o 
núcleo exerce sobre o elétron. 
Ex: Mg 
Zef = Z – S onde S é a Cte de blindagem. Alguns autores simplificam e 
consideram como sendo o número de elétrons do cerne do gás nobre 
que antecede o elemento. 
Descendo num grupo a Zef aumenta!!! Porém não impede o 
aumento do raio 
Qto mais interno o e- maio é a Zef, logo > E.I. 
Espécies isoeletrônicas: 11Na
+ e 12Mg
2+ e 17Cl
-1 e 16S
2- Quem possui 
maior raio? 
3 
Qui Inorg 1 – Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Reflexo da Zef nas ligações: 
Qual comprimento de ligação C – C , H – H ou C – H 
você espera ser maior? 
 
Ligação Comp. de ligação (nm) 
 
C – C 0,154 
H– H 0,077 
C – H 0,110 
4 
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Raios Iônicos 
Cr2+ = 0,615 A Cr 3+ = 0,55 A Cr5+ = 0,49 Cr6+ = 0,44 A 
Orbitais d e f não blindam eficientemente a carga nuclear. 
Por isso, ocorre uma significativa diminuição no tamanho do 
raio atômico ou iônico após a entrada dos 10 e- d ou dos 14 
e- f. 
5 
Qui Inorg 1 – Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Energia de ionização (determinadas a partir de dados 
espectroscópicos): É a energia mínima necessária para 
remover um elétron de um átomo gasoso no estado 
fundamental. E1 E3E2
E1 E2 E3< <
X(g) + Energia X+(g) + e
-
X X+ X2+ X3+
Energia ou potencial de ionização•No estado gasoso 
porque no estado sólido 
tem que se romper o 
reticulo cristalino. 
•Por que a energia de ionização é determinada no estado gasoso? 
6 
Qui Inorg 1 – Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Fatores que afetam a E.I 
• Zef: qto maior for, maior será a energia de ionização. 
• Raio qto maior for menor será a E.I. 
• Tipo de orbital: s> p> d> f (um elétron s pode aproximar-
se mais do núcleo). 
 
• Simetria qto maior mais estável e 
Maior a E.I 
Ex: s2, s2p3 e s2p6 (gases nobres) 
7 
Qui Inorg 1 – Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Metais de 
transição 
Be 
B 
C 
N 
O 
Be=1s22s2 B=1s22s22p1. 
Apesar de um Zef > é + fácil 
arrancar um e- de 2p1. 
8 
 
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. 
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo 
no estado gasoso ganha um elétron. 
Afinidade Eletrônica 
9 
Qui Inorg 1 – Parte 4 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP set./2010 
Cl(g) + e-  Cl-(g) exotérmica 
Ar(g) + e-  Ar-(g) endotérmica 
 
• A magnitude da A.E depende do raio e da Zef. 
Ex: 
 
O O- A. E = -142 KJ/Mol
O- O2- A. E = 702 KJ/Mol
S S- A. E = -200 KJ/Mol
S- S2- A. E = 332 KJ/Mol
Li Li- A.E = -57 KJ/Mol
Na Na- A.E = -21 KJ/Mol
Por que se formam compostos com estes íons no estado 
 de oxidação -2 ? 
10 
Elementos do Grupo 1A (ns1, n  2) 
M M+1 + 1e- 
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g) 
4M(s) + O2 (g) 2M2O(s) 
A
um
e
nt
o 
d
a 
R
e
at
iv
id
ad
e
 
Metais alcalinos: 
Baixa energia de ionização, 
tendência a perder o único e- 
11 
Grupo 1A: os metais alcalinos (ns1) 
• Todos os metais alcalinos são excelentes condutores de 
calor e eletricidade, altamente reativos, incolores e macios. 
Por quê? 
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s: 
• Formam compostos iônicos e incolores. 
M  M+ + e- 
 
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo. 
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH 
 e gás hidrogênio: 
2M(s) + 2H2O(l)  2MOH(aq) + H2(g) 
 
• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com 
o O2: 4Li(s) + O2(g)  2Li2O(s) (óxido) 
2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s)(peróxido) K(s) + O2(g)  KO2(s) (superóxido) 
 
12 
• Propriedades gerais 
1) Os metais alcalinos emitem cores características quando 
colocados em uma chama à alta temperatura. O elétron s é 
excitado por uma chama e emite energia quando retorna 
ao estado fundamental. 
2) Exibem estrutura cúbica corpo centrado 
onde cada átomo esta rodeado 
por outros 8 átomos adjacentes 
arranjados num vertice de um cubo. 
 
3) Tamanho 
 
4) Densidade, PF, PE e dureza: São baixos por possuirem 
distância internuclear grande. 
íon Cl-
13 
5) Energia de ionização (E.I): A 2° energia de ionização é extremamente elevada. 
Por quê? 
. 
M(s) + calor M(g)
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Quanto maior o tamanho do elemento maior 
será a distância internuclear diminuindo a
superposição entre os orbitais.
Fornecendo calor se rompe a própria 
ligação metálica
14 
Compostos 
1) Com carbono: Carbetos iônicos 
 
 
1) Óxidos: Só o Li produz monóxido simples. 
2) Hidróxidos: 
3) Hidretos: 
Na2C2(s) + H2O(l) 2 NaOH(aq) + C2H2(g)
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
MOH > força básica; absorvem 
CO2 da atmosfera
Li(s) + H2(g) 2LiH(s)
sólidos com estrutura ~ ao NaCl
LiH(s) + H2O(l) Li
+(aq) + OH-(aq) + H2(g)
5) Halogenetos: 
2Li(s) + Cl2(g) 2LiCl(s)
LiI é o menos iônico e NaF é pouco solúvel e LiF praticamente insolúvel 
15 
Elementos do Grupo 2A (ns2, n  2) 
M M+2 + 2e- 
Be(s) + 2H2O(l) não reagem 
A
um
e
nt
o 
d
a 
re
at
iv
id
ad
e
 
Mg(s) + 2H2O(l) Mg(OH)2(aq) + H2(g) 
M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g) M = Ca, Sr, ou Ba 
Metais alcalinos-terrosos: 
Baixa energia de ionização, 
tendência a formar íons M2+ 
16 
Metais alcalinos terrosos 
 Configuração eletrônica: 1s2 Propriedades semelhantes 
(tendências) daquelas encontradas para o grupo 1A. 
Elementos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra 
1) São divalentes, formam compostos incolores e iônicos e 
não são encontrados livres na natureza. 
O Be é uma exceção pois forma compostos covalentes. 
1) São agentes redutores (Baixa E.I e A.E). 
 
17 
 Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos 
1) Tamanho dos átomos e íons: São grandes porém menores 
que o grupo 1A. Na+ e Mg2+ (isoeletrônicos) 
2) Energia de ionização: Diminui de cima para baixo. Qual a 
possibilidade de M3+? 
18 
Densidade, dureza, P.F e P.E 
1) São mais duros que os metais do grupo 1A. Por que? 
2) Densidade maior qdo comparados ao grupo 1A. Por que? 
 
Estabilidade iônica: 
Os íons são mais estáveis do que os correspondentes 1+ 
 
 
 
Dureza da água: A água é dita dura quando contém sais 
como carbonatos, bicarbonatos ou sulfetos de Ca(II) e 
Mg(II). Existem dois tipos de águas duras: Temporárias e 
permanentes. 
19 
 
Compostos 
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s: 
M  M2+ + 2e-. 
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s) 
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) 
 
Todos os óxidos possuem Entalpia de formação bastante negativa, 
como consequência são estáveis quanto a decomposição. 
 
- Agentes redutores: Be e Mg principalmente, formam um filme de 
óxido. 
 
• O Be não reage com água, é o metal menos reativo do grupo. 
 
• Elevada relação carga/raio. Forma compostos covalentes. Além 
disso a sua eletronegatividade e relativamente elevada. 
 
 
20 
Elementos do Grupo 3A (ns2np1, n  2) 
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+(aq) + 3H2(g) 
59 
O primeiro membro o Boro, é 
um semi-metal; os outros são 
metais. 
21 
Família 3A 
Conf. Elet. ns2np1 Elementos: B, Al, Ga, In, Te 
Propriedades: 
1) Boro (não metal) forma compostos covalentes; 
 os demais tendem a formar compostos iônicos 
 
B
Al
Ga
In
Tl
[He] 2s22p1
[He] 3s23p1
[He] 3d104s24p1
[He] 4d105s25p1
[He] 4f145d106s26p1
III
I, III
I, III
I, III
I, III
NoxC.E
caráter m
etálico
< Zef
2) Raio atômico, iônico e densidade: 
Aumentam com o aumento do Z. 
Abundância relativa 
22 
 Reação com ácidos e bases: Todos os metais reagem com ácidos. 
HNO3 passiva o Al e somente Ga e Al reagem com hidróxidos. 
 
2Al + 6HCl 2Al3
+ + 6Cl- + 3H2
2Al +2 NaOH + 4H2O 2NaAl(OH)4 + 3H2
 aluminato de sódio
Energia de ionização: 
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO (kJ/mol) 
 1° E.I 2° E.I 3° E.I Total 
B 801 2427 3659 6887 
Al 577 1816 2744 5137 
Ga 579 1979 2962 5520 
In 558 1820 2704 5082 
Tl 589 1971 2877 5437 
 
23 
Elementos do Grupo 4A (ns2np2, n  2) 
Sn(s) + 2H+(aq) Sn2+(aq) + H2(g) 
Pb(s) + 2H+(aq) Pb2+(aq) + H2 (g) 
60 
C: não-metal 
Si e Ge: são semi-metais 
Sn e Pb: são metais 
24 
 
 Ligações  
• O Si é bem maior do que o C e o orbital 3p é bem maior do que o orbital 2p, 
logo, a superposição entre orbitais 3p para formar uma ligação 3p é 
significativamente pior do que para uma ligação 2p. 
• Já que a ligação  Si-Si é bem mais fraca do que a ligação  C-C, o Si tende a 
formar ligações . 
 o CO2 é um gás, o SiO2 é uma rede sólida. 
Ponto de fusão: Diminui de cima para 
baixo devido ao enfraquecimento 
sucessivo da ligação elemento-elemento 
pelo aumento do tamanho. 
Reatividade química:São relativamente 
pouco reativos. 
Caráter metálico: Aumenta de cima para 
baixo: Pb é o mais maleável. 
25 
Tendências gerais dos elementos do grupo 14 
• Config. Elet. externa: ns2np2. 
• As eletronegatividades de moderadas a alta (C). 
• O estado de oxidação dominante para Ge, Sn e Pb é +2. 
• O carbono tem um número e coordenação 4, os outros membros 
têm números de coordenação mais altos. 
• As ligações C-C são muito fortes, logo, o C tende a formar longas 
cadeias. 
• Uma vez que a ligação Si-O é mais forte do que a ligação Si-Si, o Si 
tende a formar óxidos (silicatos). 
 
26 
Formas cristalinas do carbono: Alotropia 
Formas Microcristalinas e amorfas do C: 
 
Negro de fumo: 
CH4(g) + O2(g)  C(s) + 2H2O(g)): usado como um pigmento em tintas 
pretas e pneus de automóveis; 
 
Carvão vegetal: (formado pelo aquecimento da madeira na ausência de 
ar): carvão ativado é usado para a remoção de odores e impurezas do ar 
e da água. 
 
. 
27 
• O Si é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre. 
• O Si elementar é preparado pela redução do SiO2: 
SiO2(l) + 2C(s)  Si(l) + 2CO(g) 
O Si é um semicondutor e, deste modo, deve ser extremamente puro. 
Silicatos 
 
90 % da crosta terrestre é constituída de compostos de Si e O. 
Os silicatos são compostos onde o Si tem quatro átomos de O 
circundados em um arranjo tetraédrico. 
O estado de oxidação do Si é +4. 
Outros elementos do grupo 
4A: Si, Ge, Sn, e Pb 
28 
Vidros são o resultado que se obtém quando silicatos são aquecidos (as ligações 
Si-O são quebradas) e depois resfriados rapidamente (as ligações Si-O são 
formadas outra vez antes que os átomos sejam capazes de se organizarem em 
um arranjo ordenado). 
Os silicones consistem em cadeias de ligações O-Si-O com Si-R 
 (R = grupo orgânico tal como CH3), preenchendo a valência de Si. 
. 
 
29 
Elementos do Grupo 5A (ns2np3, n  2) 
N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq) 
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq) 
N e P: não-metal 
As e Sb: são semi-metais 
Bi: é metal 
30 
Elementos do Grupo 6A (ns2np4, n  2) 
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq) 
O, S e Se: não-metal 
Te e Po: são semi-metais 
31 
Propriedades do oxigênio 
• O oxigênio tem dois alótropos: O2 e O3. 
• O O2 é um gás incolor e inodoro na temperatura ambiente. 
• A configuração eletrônica é [He]2s22p4, o que significa que o estado de 
oxidação dominante é -2. 
• A ligação O=O é forte (entalpia de ligação 495 kJ/mol). 
 
Preparação do oxigênio 
 
Comercialmente: obtido por destilação fracionária do ar. (o ponto de 
ebulição normal do O2 é -183C e do N2 é -196C.) 
No laboratório é obtido pela decomposição catalítica do KClO3 na presença 
de MnO2: 
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g). 
O oxigênio atmosférico é reabastecido pela fotossíntese 
(processo nas plantas onde CO2 é convertido em O2 na 
presença da luz solar). 
Oxigênio 
32 
Características gerais dos elementos do grupo 6a 
• Configuração eletrônica externa: ns2np4. 
• Estado de oxidação dominante: -2 (ns2np6). 
• Outros estados de oxidação observados: até +6 (por exemplo, SF6, SeF6, TeF6). 
• Há uma variação regular nas propriedades com o aumento do número atômico. 
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po 
33 
Óxidos 
• O oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo. 
• Óxidos: composto com oxigênio no estado de oxidação -2. 
• Óxidos de não-metais: covalentes. 
• Óxidos metálicos: iônicos. 
• Óxidos básicos: óxidos que reagem com água para formar bases. 
• Exemplo: BaO em água o qual produz Ba(OH)2. 
BaO(s) + H2O(l)  Ba(OH)2(aq) 
 
34 
Elementos do Grupo 7A (ns2np5, n  2) 
X + 1e- X-1 
X2(g) + H2(g) 2HX(g) 
A
um
e
nt
o 
d
e
 r
e
at
iv
id
ad
e
 
63 
Todos os halogênios são não-
metais que apresentam 
fórmula geral X2. 
Reagem com H2 para formar 
haletos de hidrogênio. 
35 
36 
Sódio metálico Cloro gasoso 
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) 
NaCl não é uma 
molécula !!! 
Empacotamento 
de íons na 
formação do 
cristal de NaCl 
7 
Sal de Cloreto de Sódio 
+ → 
37 
Elementos do Grupo 8A (ns2np6, n  2) 
Camadas ns e np completas. 
Elementos com alta energia de ionização. 
Não tem tendência de aceitar elétrons extra. 
64 
38 
Elementos químicos que dificilmente se combinam com outros 
elementos – hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio. 
 Possuem a última camada eletrônica completa, ou seja, 8 
elétrons. A única exceção é o hélio, que possui uma única 
camada, a camada K, que está completa com 2 elétrons. 
39