Periodicidade quimica

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Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GERAL IC-348
PERIODICIDADE QUÍMICA
2
• Os cientistas buscam ordem nos fatos sob observação, de 
tal maneira que regularidades, tendências, irregularidades 
e diferenças de modo que alguma lei possa ser 
estabelecida.
• A maior parte dos elementos da tabela periódica foi 
descoberta entre 1735 e 1843.
• Atualmente são 118 elementos;
• Como organizar 118 elementos diferentes de forma que 
possamos fazer previsões sobre elementos não 
descobertos?
Classificando elementos
• Grécia antiga: Quatro elementos (terra, água, ar e fogo) 
com diferentes formas geométricas microscópicas 
(sólidos platônicos) que explicava suas propriedades 
macroscópicas.
Histórico
Cubo
Octaédro
Dodecaédro
Icosaédro
Tetraédro
• Terra - partículas cúbicas;
• Água formato icosaédrico;
• Fogo partículas tetraédricas. 
• Ar consistia de octaedros;
• Éter, o quinto elemento - 
dodecaedro;
• Elementos, como Fe, Cu, Au e outros metais, são 
conhecidos desde a antiguidade. 
• Hg, S e P entre outros foram descobertos pelos 
alquimistas.
• Muitos elementos químicos foram isolados com a 
descoberta da eletricidade (Ca, Ba, Mg, Na, Cl);
• Com a descoberta a radioatividade, foi possível preencher 
as demais lacunas da tabela (a última lacuna preenchida 
foi o elemento 43 Tc);
Descoberta dos elementos
Descoberta dos elementos
• 1815 – Willian Prout: todos os elementos eram 
condensações de átomos de hidrogênio.
• 1829 Johann W. Döbereiner: observando a semelhança 
entre as propriedades grupos de três elementos tais como 
Cl, Br e I; Ca, Sr e Ba e S, Se, Te observou que o 3o. 
membro da tríade tinha peso atômico próximo da media 
aritmética dos pesos atômicos do outros dois (triades 
Döbereiner).
• 1864 John Newlands: Se os elementos fossem 
ordenados em ordem crescente de peso atômico 
observava-se repetição nas propriedades a cada oito 
elementos (Lei das oitavas).
Lei periódica
Lei periódica
Tabela periódica helicoidal de Charles Janet em 1928
• 1869 – Dimitri Ivanovich Mendeleev e Julius Lothar 
Meyer desenvolveram o conceito de periodicidade.
• Mendeleev publicou sua a tabela periódica 
— = 44
— = 72— = 68
— = 100
Lei periódica
• Mendeleev ordenou os elementos por massa atômica;
• Lei Periódica – Quando os elementos são organizados em 
ordem crescente de massa atômico, certas propriedades 
reicidem periodicamente.
• Colocou os elementos com propriedades semelhantes na 
mesma coluna
• Fez previsões sobre as propriedades de elementos 
desconhecidos.
• Elementos como Ga, Sc e Ge.
Lei periódica
• Mendeleev previu várias propriedades de um elemento 
desconhecido que chamou de eka-alumínio;
• tratava-se do gálio o qual as propriedades estavam de 
acordo com as previstas para o eka-alumínio.
• A posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e 
não do Si, deixando uma lacuna abaixo do Si, o eka-
silício. 
• As propriedades deste elemento estavam de acordo com o 
Ge descoberto em 1886. 
Mendeleev
Mendeleev
Massa atômica
Densidade
Calor específico
Ponto de fusão
Fórmula do óxido
Densidade do óxido
Fórmula do cloreto
P.E. do cloreto
Propriedades do germânio Previstas em 1871 Observadas em 1886
Comparação entre as propriedades do germânio - 
previstas por Mendeleev e realmente observadas.
Mendeleev
• Lei Periódica de Mendeleev nos permite prever quais 
as propriedades que um elemento terá com base na sua 
posição na tabela periódica;
• Ela não explica por que o padrão existe;
• A mecânica quântica é uma teoria que explica por que 
existem as tendências periódicas nas propriedades dos 
elementos.
Mendeleev
• Em 1913 Henry Mosely desenvolveu o conceito de 
número atômico (Z) esclarecendo alguns problemas 
da tabela periódica.
• (Z) aumentava na mesma ordem da massa atômica 
(A);
• As discrepâncias agora faziam sentido o que permitiu 
identificar os buracos na tabela periódica, levando a 
descoberta de novos elementos.
• A tabela periódica moderna foi então organizada em 
ordem crescente de número atômico (Z).
A tabela períodica moderna
A tabela períodica moderna
Metais alcalinos
Alcalinos terrosos
Bloco d
Metais de transição
Halogênios
Gases nobres
Bloco f : Lantanóides e Actinóides
Bloco p
Bloco s
Penetração e blindagem
• A equação de Schrödinger não pode ser resolvida com 
precisão para átomos polietrônicos;
• As posições dos elétrons são desconhecidas - não se pode 
calcular as repulsões elétron-elétron com exatidão 
(problema de correlação eletrônica).
• As repulsões são avaliadas de forma aproximada: Cada 
elétron se move sob atração do núcleo e das repulsões 
médias criadas pelos outros elétrons.
• O elétron mais externo não é tão atraído pelo núcleo 
quanto seria em um sistema monoeletrônico este é 
protegido da atração do núcleo pelos elétrons mais 
internos (efeito de blindagem).
Penetração e blindagem
• Para um dado valor de n os orbitais 
variam de energia como:
• Ens < Enp < End < Enf
• O o r b i t a l 2 p t e m m á x i m a 
probabilidade mais perto do núcleo do 
o orbital 2s.
• O orbital 2s penetra no orbital 1s 
(menos blindado). 
• O orbital 2s penetra mais na camada 1s 
do que o 2p, sentindo maior atração do 
núcleo. 
• Assim, a ocupação dos orbitais 2s é 
mais favorecida do que as do 2p sendo 
que e a energia do 2s < 2p.
Elétrons de valência e do caroço
• Os elétrons das camadas mais externas, camada 
mais energética, são chamados elétrons de 
valência
• Os elétrons nas camadas mais internas e menos 
energéticas são chamados de elétrons do caroço 
ou elétrons internos 
• Os químicos observaran que uma dos fatores mais 
importatens no modo que o átomo se comporta , 
química e fisicamente, é o número de elétrons de 
valência.
• A chave para entender as propriedades periódicas é o 
conceito da carga nuclear efetiva, Zef.
• Representa a quantidade de carga sentida por um elétron 
de valência em um átomo polieletrônico.
• A redução da carga nuclear real, Z, para a carga nuclear 
efetiva, Zef, chama-se blindagem.
• A Zef é expressa por:
• Zef = Z - σ
• Onde Z = carga do núcleo e σ = constante de blindagem;
Carga nuclear efetiva
• Em muitos casos, σ é tomada como um inteiro que 
representa o número de elétrons do caroço.
Carga nuclear efetiva
Na
Mg
Al
Si
11
12
13
14
10
10
10
10
1
2
3
4
ZefcaroçoZ
Zef ≈ Z – número de elétrons do caroço
Os elétrons externos 
são atraídos para o 
núcleo pela carga 
nuclear
...mas são 
empurrados para 
londe pela 
repulsão dos 
elétrons internos.
Carga nuclear efetiva
Blindagem Penetração
• J. S. Slater (1930) formulou um conjunto de regras 
empíricas para determinar valores para a constante de 
blindagem;
• Regras de Slater:
1. Separa-se a configuração eletrônica em grupos: (1s) (2s, 
2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) (5d) (6s, 6p) 
(6d) etc.
2. Elétrons nos grupos a direita do grupo do elétron sob 
consideração não contribuem para σ.
Carga nuclear efetiva
3. Elétrons em orbitais ns ou np:
i. Cada um dos elétrons no mesmo grupo (ns, np) 
contribui com 0,35 para o valor de σ - se estiver em 
um orbital 1s este contribui com 0,3;
ii. Cada um dos elétrons no nível (n – 1) contribui com 
0,85 para o valor de σ;
iii.Cada um dos elétrons no nível (n – 2) em diante 
contribui com 1,0 para o valor de σ;
Carga nuclear efetiva
Exemplo:
Para um elétron de valência do átomo de 7N tem-se:
1s2 2s2 2p3
1. (1s)2 (2s, 2p)5
2. Zef = Z - σ = 7 - [(4 x 0,35) + (2 x 0,85)] =
3. Zef = Z - σ = 7 – 3,1 = 3,9
Carga nuclear efetiva
4. Se o elétronmais externo está em um orbital d ou f:
i. Cada um dos elétrons no grupo (nd) ou (nf) contribui 
com 0,35 para o valor de σ;
ii. Cada um dos elétrons nos grupos à esquerda do 
elétron nd ou nf contribui com 1,0 para o valor de σ.
Carga nuclear efetiva
Exemplo:
No caso do elétron de valência 4s do 30Zn tem-se:
(1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s, 4p)2
 Zef = Z - σ = 30 - [(1 x 0,35) + (18 x 0,85) + (10 x 1,0)] =
Zef = 30 – 25,65 = 4,35
Para um elétron 3d:
 Zef = Z - σ = 30 - [(9 x 0,35) + (18 x 1,0) =
Zef = 30 – 21,15 = 8,85
Carga nuclear efetiva
• Para entender as propriedades dos 
átomos, devermos nos familiarizar 
com a intensidade da força de 
atração entre o núcleo e os elétrons 
mais externos que depende da carga 
nuclear efetiva (Zeff).
Tendências periódicas: raio atômico
Raio metálico
Raio covalente
Raio iônico
• O raio atômico aumenta ao se descer em um grupo na 
tabela periódica e diminui ao longo do período. 
• 1) Ao longo do grupo, os elétrons ocupam orbitais 
quânticos mais distantes do núcleo aumentando o tamanho 
do átomo. 
• 2) Ao longo do período os elétrons são adicionados ao 
mesmo nível externo, a Zef aumenta puxando os elétrons 
para mais perto o núcleo dimuindo o tamanho do átomo.
• Esta tendência não funciona muito bem para os elementos 
de transição e lantanóides.
•
Tendências periódicas: raio atômico
• Os raios diminuem nos primeiros elementos pois elétrons 
são adicionados aos orbitais (n - 1)d causando um 
aumento na Zef;
• No meio da série mudam muito pouco pois o efeito do 
aumento da Zef é balanceado pelo aumento da repulsão 
elétron-elétron;
• No final da série volta a aumentar no pois a camada d está 
preenchida e a repulsão elétron-elétron faz com que o raio 
aumente.
Tendências periódicas: raio atômico
• O raio iônico está relacionado com a distância entre os 
núcleos dos cátions e ânions vizinhos. 
• A perda do elétron causa uma diminuição nas repulsões, e 
o aumento na Zef leva a uma diminuição do volume do íon 
- Cátions são menores do que os átomos que lhes dão 
origem.
• Adicionando-se um elétron, aumenta-se a repulsão elétron-
elétron, sem que haja um aumento na Zef para compensar;
• para minimizar essas repulsões, ocorre uma expansão da 
nuvem eletrônica - Ânions são maiores do que os átomos 
que lhe dão origem.
Tendências periódicas: raio iônico
Tendências periódicas: raio iônico
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à 
medida que descemos em um grupo na tabela periódica.
• Série isoeletrônica: Espécies que têm o mesmo número 
de elétrons..
• Em uma série isoeletrônica quem possui maior Zef será 
menor
O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
1,40A 1,33A 0,97A 0,66A 0,51A
� 
aumento da carga nuclear⎯ → ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ 
diminuição do raio iônico⎯ → ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ 
Tendências periódicas: raio iônico
• Energia de ionização: representa a energia (em kJ) 
necessária para remover completamente um mol de 
elétrons de um mol de átomos ou íons gasosos;
• A(g) A+(g) + e-(g) ∆H = EI1
• Para separar um elétron de um átomo deve-se fornecer 
energia para superar a atração da carga nuclear;
• Uma aproximação válida para o valor da energia de 
ionização é dada por:
Energia de ionização
EI = RH
Zef
2
n2
• A primeira energia de ionização, EI1, é a energia de 
remoção do elétron mais externo e mais fracamente ligado 
ao átomo neutro na fase gasosa;
• A(g) � A+(g) + e-(g) ∆H = EI1
• A segunda energia de ionização, EI2, corresponde a 
ionização do cátion resultante, e assim sucessivamente.
• A+(g) � A2+(g) + 2e-(g) ∆H = EI2
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade 
para se remover o elétron.
Energia de ionização
• A variação da energia de ionização segue o padrão da 
carga nuclear efetiva.
• diminuindo ao longo do grupo - o elétron mais externo é 
mais facilmente removido ao descermos em um grupo pois 
se reduz a atração núcleo-elétron;
• Exceto para os elementos dos períodos 4, 5 e 6 do 
Grupo 13 logo após a série de transição - devido 
preenchimento dos subníveis d nestes períodos o que 
resulta em maior Zef do que o esperado.
Tendências na energia de ionização
Be ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
Be+ ↑↓ ↑
1s 2s 2p
Para ionizar o Be deve-se desfazer um subnível preenchido, mais energia
B ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
↑ B+ ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
Quando se ioniza o B, obtém-se um subnível preenchido, menos energia
• Em geral, aumenta ao longo do período tornando mais 
difícil remover o elétron.
• exceto do grupo 2 para o 13:
Tendências na energia de ionização
N+ ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
↑↑N ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
↑↑↑
Estes elétrons sentem uma forte repulsão entre eles, compensando o aumento da 
carga nuclear ao passar do N para O;
Tendências na energia de ionização
• exceto do grupo15 para o 16
↑↓O ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
↑↑ ↑O+ ↑↓ ↑↓
1s 2s 2p
↑↑
Além do cátion O+ apresenta os orbitais 2p semipreenchidos, conferindo 
estabilidade adicional.
Tendências na energia de ionização
• As ionizações sucessivas de uma espécie química precisam 
de cada vez mais energia;
• Quanto maior a carga positiva de uma espécie, maior a 
energia necessária para superar a atração do núcleo pelo o 
elétron a ser removido.
• Ocorre um aumento regular na energia para cada elétron de 
valência sucessivo.
• Ocorre um grande aumento na energia quando começamos 
a remover elétrons do caroço.
• A primeira afinidade eletrônica representa menos a 
variação de energia associada ao ganho de um elétron por 
um átomo em fase gasosa:
Y(g) + e- → Y-(g) ∆E = afinidade eletrônica, AE
• O ganho de elétron por um átomo é um processo 
exotérmico. pois a atração elétron-núcleo compensa a 
repulsão elétron-elétron.
• A segunda afinidade eletrônica é sempre um processo 
endotérmico pois neste caso as repulsões elétron-elétron 
são dominantes.
Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica
• A tendência não é tão regular:
• Um elemento tem maior AE se o elétron adicional ocupar 
um nível que sinta uma maior Zef;
• Deve-se adicionar um elétron mais facilmente a um átomo 
de um elemento do lado direito de um período do que um 
átomo de um elemento do lado esquerdo do período.
• Descendo um grupo, adicionar um elétron a um átomo 
grande é menos favorável do que em um átomo menor 
pois elétron adicionado está mais distante da carga 
nuclear.
Afinidade eletrônica
• Observam-se exceções horizontais e verticais nas 
tendências da afinidade eletrônica:
• Horizontais: dos elementos do grupo 1 para os elementos 
do grupo 2;
• Do Li(-60) para Be(0) - o elétron no Be ocuparia um 
orbital de maior energia.
• Dos elementos do grupo 14 para os elementos do grupo 
15:
• Do C (-122) para o N(0) o elétron no C ocupará um orbital 
vazio e no N ocorrerá aumento nas repulsões elétron-
elétron tornando mais difícil a adição do elétron
Afinidade eletrônica
• Exceções verticais: Os elementos do período 2 são 
menores do que dos demais períodos;
• É mais difícil se adicionar um elétron nestes elementos 
devido às intensas repulsões elétron-elétron - no caso do 
flúor, AE é menor do que o esperado;
Princípio da Singularidade
• Afirma que a química dos elementos do segundo período 
é diferentes dos outros elementos dos grupos.
• O primeiro elemento do gurpo não é o mais representativo 
do grupo como um todo.
• 1. Menor raio dos átomos;
• 2. Maior capacidade de formar ligações π;
• 3. Indisponibilidade de orbitais d nestes elementos.
Princípio da Singularidade
1. Tamanho atômico: O menor tamanho dos átomos resulta 
em:
• (a) Afinidades eletrônicas menos negativas - maiores 
repulsões;
• (b) Maiores valores de densidades de carga
• (c) Elevado grau de caráter covalente em seus compostos.
• A alta densidade de carga do cátion polarizao ânion – a 
ligação tem um alto caráter covalente e menos iônico;
• O composto é menos solúvel em água e mais solúvel em 
solventes orgânicos polares
Princípio da Singularidade
• A nuvem do cloreto é distorcida pelo íon lítio, permitindo 
a sobreposição dos orbi ta is dos dois íons -
compartilhamento de elétrons entre os dois íons.
• Quanto maior for a razão carga/raio (Z/r) do cátion 
(densidade de carga), maior é o poder de polarização e 
maior é o caráter covalente da ligação.
 
Princípio da Singularidade
2. Maior capacidade de formar ligações π
• o menor tamanho dos elementos do 
segundo período aumenta a probabilidade 
de formar ligações π (sobreposição 
paralela entre orbitais com simetria 
adequada) entre si e entre outros 
elementos (capazes de formar ligações 
duplas ou triplas extremamente fortes);
• S e d o i s á t o m o s s ã o g r a n d e s a 
sobreposição paralela será menos efetiva;
Princípio da Singularidade
2. Indisponibilidade de orbitais d
• A disponibilidade de orbitais d nos elementos mais 
pesados de cada grupo torna possível a expansão do 
octeto; 
• Isto não não ocorre com os elementos do período 2;
• Como consequência, o carbono só pode formar compostos 
tais como o tetravalentes enquanto que o Si pode formar 
até hexavalentes.
Relação diagonal
• Existe uma relação diagonal entre a química do primeiro 
membro de um grupo e o segundo membro do grupo 
seguinte;
• Sendo importante apenas para os três primeiros grupos.
• Os principais fatores responsáveis são:
1. Raio atômico;
2. Densidade de carga (razão Z/r)
3. Eletronegatividade;
Relação diagonal
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Relação diagonal
• Relação diagonal Li e Mg;
• O raio do Li+ é mais próximo do Mg2+ 
do que do Na+; 
• L i + e M g 2 + f o r m a m n i t r e t o s , 
hidróxidos e carbonatos que se 
decompõem facilmente com o calor, 
• Formam compostos orgânicos com 
uma ligação metal-carbono covalente 
polar e sais com solubilidades 
semelhantes.
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Relação diagonal
• Relação diagonal entre Be e Al:
• O raio do Be2+ é mais próximo do Al3+ 
do que do Mg2+;
• Be2+ e Al3+ formam oxoanions em base 
forte: berilato, Be(OH)42-, e aluminato, 
Al(OH)4-.
• Tanto Be2+ e Al3+ são fortemente 
polarizantes e todos seus compostos 
tem significativo caráter covalente.
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Relação diagonal
• Relação diagonal entre B e Si:
• Ambos sãos semicondutores. 
• Os boratos e silicatos, ocorrem na 
natureza na forma de redes covalentes 
estendidas. 
• O ácido bórico [B(OH)3] e ácido 
silícico [Si(OH)4] são ácidos fracos em 
estado sólido com camadas unidas por 
ligação de hidrogênio. 
•
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Carga do íon
Raio iônico
Densidade de carga
Eletronegatividade
Efeito do par inerte
• O t e r m o e f e i t o p a r i n e r t e é 
frequentemente utilizado em relação ao 
aumento da estabilidade dos estados de 
oxidação, que são 2 unidades inferiores 
à valência do grupo dos elementos 
mais pesados ​ ​dos grupos 13, 14, 15 e 
16.
• Supõe-se que elétrons ns são mais 
difíceis de se remover resultando em 
uma maior energia de ionização para 
formar os íon tri e tetravalente.
Efeito do par inerte
• Grupo 13: Al forma íons Al3+ 
enquanto o In forma íons In+ e In3+ e os 
compostos de Tl+ são mais numerosos 
do que Tl3+.
• Grupo 14: Sn forma cátions Sn2+ e 
Sn4+ enquanto Pb forma cátions Pb2+ 
estável e o Pb4+ é instável;
• Se deve à alta Zef sofrida pelos elétrons 
de valência ns devido baixa capacidade 
de blindagem dos elétrons d e f;
Os elementos podem ser agrupados de modo mais amplo em 
categorias de acordo com suas propriedades.
Metais, não-metais e metalóides
Metais
Não-MetaisMetalóides
Metais
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais:
• brilho ou lustre, malebilidade e dúctibilidade, os óxidos 
formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions 
em solução aquosa.
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um 
grupo.
• O caráter metálico diminui ao longo do período.
• Os metais têm energias de ionização baixas, formam 
cátions;
• Os metais perdem elétrons sofrendo oxidação em vez de 
redução.
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar 
cátions característicos.
• Todos metais do grupo 1 formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2 formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
• Compostos de não metais e metais tendem a ser iônicos;
• Os óxidos metálicos são de particular importância devido 
à sua abundância em nosso ambiente.
• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água → hidróxido metálico 
Metais
Tendências no caráter metálico
• Os não-metais apresentam um comportamento mais 
variado do que os metais.
• Devido à sua AE, quando os não-metais reagem com os 
metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
• Os compostos de não-metais são substâncias moleculares e 
tendem a ser gases, líquidos ou sólidos de baixo pf à Tamb;
• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água → ácido
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq)
Não-metais
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os 
metais e os não-metais.
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
• Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
Metalóides
Hidrogênio
• O hidrogênio é um elemento atípico e é o mais simples 
dos átomos e existe como gás diatômico incolor, H2.
• Com apenas um elétron de valência forma um íon 
monopositivo H+ em solução;
• Reage com metais formando íon mononegativo H-, 
hidreto;
• Os hidretos reagem com água para formar hidrogênio e o 
respectivo hidróxido metálico;
Elementos do grupo 1 (ns1, n ≥ 2)
• Baixíssimas energias de ionização
!excelentes agentes redutores;
!muito reativo, encontrados na natureza na forma 
combinada
!reagem com não metais para produzir compostos 
iônicos;
• ponto de fusão diminui ao longo do grupo;
!Todos apresentam baixos PF
• Densidade aumenta ao longo do grupo;
Elementos do grupo 1 (ns1, n ≥ 2)
Sódio (Na)
Lítio (Li)
Potássio (K)
Rubídio (Rb)
Césio (Cs)
Elementos do grupo 1 (ns1, n ≥ 2)
• 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)
• Apesar de incolores os íons de 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.
Elementos do grupo 1 (ns1, n ≥ 2)
• 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.
Na K Li Ba
Elementos do grupo 1 (ns1, n ≥ 2)
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)
Elementos do grupo 1 (ns1, n ≥ 2)
Elementos do grupo 2 (ns2, n ≥ 2)
• Os metais alcalinos-terrosos são mais duros e mais densos 
do que os metais alcalinos com pontos de fusão mais 
altos.
• Sofrem perda de dois elétrons no orbital ns
M → M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) → MgCl2(s)
• São menos reativos do que os metais alcalinos;
• A maior parte dos compostos de Bee alguns de Mg são de 
natureza molecular e não iônica - alto caráter covalente;
Elementos do grupo 2 (ns2, n ≥ 2)
Elementos do grupo 2 (ns2, n ≥ 2)
• Be não reage com água e Mg reage lentamente com vapor 
d’água;
• O Ca, Sr e Ba reagem com água fria;
Ba(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(aq) + H2(g)
• A reatividade com o O aumenta do Be para o Ba;
• MgO e BeO só são formados a temperaturas elevadas 
enquanto CaO, SrO e BaO se formam em temperatura 
ambiente;
• Mg reage com ácido liberando H2;
• Ca, Sr e Ba reagem em meio ácido liberando H2 mas 
também atacam a água ocorrendo reações simultâneas;
Elementos do grupo 2 (ns2, n ≥ 2)
Os íons de metais alcalinos-terrosos mais pesados fornecem 
cores características quando aquecidos;
Nos seres humanos tanto o cálcio quanto o magnésio são 
importantes;
O cálcio é responsável pelo crescimento e manutenção de 
ossos e dentes.
Elementos do grupo 2 (ns2, n ≥ 2)
Elementos do grupo 13 (ns2np1, n ≥ 2)
• O boro é um metalóide e os demais são metais;
• O boro não reage com com oxigênio nem com água e não 
forma compostos iônicos;
• O alumínio reage prontamente com o oxigênio formando 
óxido;
4Al(s) + 3O2(g) → 2AlO3(s)
• Forma-se assim uma camada protetora tornando o metal 
menos reativo que o alumínio elementar;
• O alumínio forma íons trivalentes e os demais formam 
tanto íons mono quanto trivalentes;
Elementos do grupo 13 (ns2np1, n ≥ 2)
Elementos do grupo 13 (ns2np1, n ≥ 2)
A reação da termita (usada soldagem)
2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + Fe(s) 
Elementos do grupo 14 (ns2np2, n ≥ 2)
• O carbono é um não-metal e Si e Ge são metalóides;
• Estanho e chumbo são metais e reagem com ácido para 
liberar H2;
• Sn(s) + 2H+(aq) → Sn2+(aq) + H2 (g)
• Pb(s) + 2H+(aq) → Pb2+(aq) + H2 (g)
• Os elementos do grupo 14 formam tanto compostos com 
estado de oxidação +2 quanto +4;
• Para C e Si o estado de oxidação mais estável é o +4;
• Ao descermos no grupo o estado +4 é apenas ligeiramente 
mais estável do que o +2;
Elementos do grupo 14 (ns2np2, n ≥ 2)
Elementos do grupo 14 (ns2np2, n ≥ 2)
Elementos do grupo 15 (ns2np3, n ≥ 2)
• N e P são não metais e As e Sb são metalóides e 
Bi metal;
• O N forma vários óxidos onde apenas o N2O5 é 
sólido
• N2O5(s) + H2O(l) → 2HNO3(aq)
• O nitrogênio aceita 3 elétrons formando o íon N3- 
isoeletrônico ao neônio;
• O fósforo existe na forma P4 e forma dois óxidos 
sólidos:
• P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
• As e Sb têm estruturas 3d estendidas e Bi é menos 
reativo do que os metais do grupo precedentes;
Elementos do grupo 15 (ns2np3, n ≥ 2)
Elementos do grupo 15 (ns2np3, n ≥ 2)
Elementos do grupo 16 (ns2np4, n ≥ 2)
Elementos do grupo 16 (ns2np4, n ≥ 2)
• O, S e Se são não-metais e Te é metalóide e Po é metal.
• Existem duas formas alotrópicas do oxigênio: o 
dioxigênio (O2) e ozônio (O3). 
• O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio em 
descargas elétricas:
3O2(g) → 2O3(g) ΔH = 284,6 kJ.
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
• A forma O3 é menos estável do que a forma O2.
Elementos do grupo 16 (ns2np4, n ≥ 2)
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: -2 
(peróxido) e -1 (superóxido).
• O enxofre e o selênio elementares tem fórmulas S8 e Se8;
• Te e Po têm estruturas 3D estendidas;
• O polônio é um elemento radioativo e difícil de se 
trabalhar em laboratório;
• O S, Se e Po forma íons divalentes negativos ;
Elementos do grupo 16 (ns2np4, n ≥ 2)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)
Elementos do grupo 16 (ns2np4, n ≥ 2)
Elementos do grupo 16 (ns2np4, n ≥ 2)
Elementos do grupo 17 (ns2np5, n ≥ 2)
Elementos do grupo 17 (ns2np5, n ≥ 2)
• Todos os halogênios existem como moléculas diatômicas 
(X2).
• Os halogênios é dominada pelo ganham um elétron para 
formando um ânion:
X2 + 2e- → 2X-.
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se 
conhece e remove elétrons de quase todas as substâncias.
2F2(g) + 2H2O(l) → 4HF(aq) + O2(g) ΔH = -758,9 kJ.
• Toda reação envolvendo flúor é explosiva e diminui a 
medida que substituímos F por Cl, Br e I;
Elementos do grupo 17 (ns2np5, n ≥ 2)
• Os ânions derivados dos halogênios são conhecidos como 
haletos ou halogenetos;
• A grande maioria dos haletos de metais alcalinos e 
alcalinos terrosos são compostos iônicos;
• Os halogênios formam muitos compostos moleculares 
interhalogênicos (ICl e BrF3) e com outros não metais 
(NF3, PCl5 e SF6);
• O uso do flúor odontológico é imprescindível como meio 
complementar para o êxito no controle da cárie dental.
• O F age reduzindo a solubilidade do esmalte formando a 
fluoroapatita.
Elementos do grupo 17 (ns2np5, n ≥ 2)
• O Cl é produzido pela eletrólise do NaCl sendo o 
halogênio mais utilizado industrialmente:
2NaCl(aq) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
• A reação entre Cl e a água produz ácido hipocloroso 
(HOCl) que tem ação bactericida: 
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HOCl(aq).
• Os halogênios reagem com hidrogênio para formar 
haletos de hidrogênio gasosos.
• Estes compostos são muito solúveis em água dissolvendo-
se para formar ácidos halídricos (ácidos fortes).
Elementos do grupo 17 (ns2np5, n ≥ 2)
O astato é um elemento radioativo e pouco se sabe sobre 
suas propriedades;
Elementos do grupo 17 (ns2np5, n ≥ 2)
Elementos do grupo 18 (ns2np6, n ≥ 2)
Elementos do grupo 18 (ns2np6, n ≥ 2)
• Todos os gases nobres são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os 
subníveis s e p completamente preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi 
preparado;
• Neil Bartlett destruiu a crença sobre estes elementos e 
obteve os compostos XeF2, XeF4 e XeF6.
• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres 
conhecidos são o KrF2 e o HArF, sendo a última estável 
apenas em baixas temperaturas.
Elementos do grupo 18 (ns2np6, n ≥ 2)
Elementos do grupo 18 (ns2np6, n ≥ 2)
Elementos do grupo 18 (ns2np6, n ≥ 2)
Elementos do grupo 18 (ns2np6, n ≥ 2)
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