Propriedades dos grupos da Tabela Periódica

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UFPB – Universidade Federal da Paraíba
CCEN – Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química
Laboratório de Química Inorgânica I
Índice:
Índice:........................................................................................................................................1
UNIDADE I – Hidrogênio........................................................................................................2
UNIDADE II – Elementos do Bloco “S”.................................................................................7
II.I – Metais Alcalinos – Grupo I....................................................................................................7
UNIDADE II – Elementos do Bloco “S”...............................................................................10
II. 2 – Metais Alcalinos – Terrosos – Grupo II.............................................................................10
UNIDADE III – Elementos do Bloco “p”..............................................................................15
III.1 – Elementos do Grupo XIII...................................................................................................15
Raio............................................................................................................................................................16
Densidade...............................................................................................................................................16
UNIDADE III - Elementos do Bloco “p”..............................................................................19
III.2 – Elementos do Grupo XIV – Grupo do Carbono...............................................................19
UNIDADE III - Elementos do Bloco “p”..............................................................................27
III.3 - Elementos do Grupo XV-A – Grupo do Nitrogênio..........................................................27
UNIDADE III – Elementos do Bloco “p”..............................................................................32
III.4 – Elementos do Grupo XVI – Grupo do Oxigênio...............................................................32
UNIDADE III – Elementos do Bloco “p”..............................................................................37
III. 5 – Elementos do Grupo XVII – Halogênios..........................................................................37
UNIDADE III – Elementos do bloco “p”..............................................................................41
III.6 – Elementos do Grupo XVIII – Gases Nobres.....................................................................41
Laboratório de Química Inorgânica I
1
UNIDADE I – Hidrogênio
1.1. Características Gerais 
O hidrogênio é o mais leve dos elementos naturais. Na sua forma estável, ele existe sob a forma de 
moléculas diatônica H2. O hidrogênio é essencial à vida porque entra na fórmula de compostos que formam as 
plantas e os animais.
O hidrogênio, o primeiro elemento da tabela periódica, apresenta a estrutura atômica mais simples, 
sendo constituído por um núcleo de carga +1 e um elétron circundante. Como os metais alcalinos, apresenta um 
elétron no nível externo, no entanto o hidrogênio mostra pouca tendência a perder este elétron, tendendo a 
parear este elétron formando ligações covalentes, como também assemelha-se aos elementos da família dos 
halogênios, que necessitam de um elétron para atingir uma configuração eletrônica estável de gás nobre. Em 
muitas reações os halogênios recebem um elétron, para formar íons negativos, no entanto o hidrogênio só 
apresenta este comportamento frente a metais fortemente eletropositivos. Este comportamento é explicado pela 
estrutura atômica, pelo tamanho extremamente reduzido dos átomos de hidrogênio, e pela baixa., 
eletronegatividade. Estas propriedades únicas do hidrogênio, que diferem dos demais elementos dos Grupos I e 
VII, faz com que este elemento possa ser incluído, em ambos os grupos ; ou poderia perfeitamente constituir um 
grupo, a parte.
1.2. Ocorrências 
A atmosfera contém hidrogênio livre, H2, em quantidades mínimas - cerca de uma parte por milhão. 
Quimicamente combinado a outros elementos ele aparece em diversos compostos da natureza, sendo o mais 
importante água, cuja composição entra na proporção de 1 parte em 9 de oxigênio, em peso. O hidrogênio 
também é componente em muitos combustíveis, tais como o gás natural e o petróleo. Encontra-se ainda, na 
forma combinada, em todas as substâncias que constituem os tecidos vegetais e animais. no sol e na maioria das 
estrelas, o hidrogênio é ti elemento mais abundante.
1.3. Preparação do Hidrogênio 
Os compostos de hidrogênio que servem como matéria-prima para a produção cio gás hidrogênio são a 
água, certos ácidos ( compostos de hidrogênio com elementos não-metálicos ou íons poliatômicos negativos), 
certas bases ( compostos de um metal com o grupo hidroxila, OH-) e hidrocarbonetos.
1.3.1. Preparação do Hidrogênio a partir da água 
O hidrogênio pode ser deslocado da água pela ação de metais fortemente eletropositivos, ou pela eletrólise. 
Também pode ser preparado pela reação do hidretos de metais fortemente eletropositivos, tais como LiH e o 
CaH2 com água, em temperaturas ordinárias ou mais baixas. A temperaturas elevadas, o hidrogênio pode ser 
deslocado da água por metais menos eletropositivos e alguns não-metais. Embora nenhuma destas reações seja 
especialmente conveniente para uso em laboratório, algumas tem possibilidades comerciais.
I. Reações de metais com água a temperaturas ordinárias.
Só metais fortemente eletropositivos como potássio, sódio e cálcio podem deslocar o hidrogênio a 
temperaturas ordinárias.
2Na + 2H2O H2 + 2Na+ + OH-
2K + H2O H2 + 2K+ + 2OH-
Ca + 2H2O H2 + Ca(OH)2
Estas experiências devem ser conduzidas com muita precaução porque são muito violentas e podem ser 
explosivas.
II - Reações de Hidretos Metálicos com água fria.
Hidretos de metais eletropositivos como LiH e CaH2 reagem com água fria, formando hidrogênio, H2, e 
os hidróxidos metálicos correspondentes, LiOH e Ca(OH)2.
LiH + 2H2O H2 + LiOH
CaH2 + 2H2O H2 + Ca(OH)2 
III - Reações de Metais e Não-Metais com água a temperatura elevadas
Alguns metais como Ca, Mg, Zn e Fe, não deslocam o hidrogênio da água á temperatura ambiente, mas 
o fazem se os metais foram aquecidos e se a água estiver no ambiente de vapor de vapor.
Mg(aquecido) + H2O(vapor d’água) H2 + MgO ∆ H = -86,0 Kcal/mol
Zn(aquecido) + H2O(vapor d’água) H2 + ZnO ∆ H = -25,4 Kcal/mol
3Fe(aquecido) + 4H2O(vapor d’água) 4H2 + FeO.Fe2O3 ∆ H = -35,8 Kcal/mol
C(aquecido) + H2O(vapor d’água) H2 + CO ∆ H = +31,4 Kcal/mol
1.3.2. Preparação do Hidrogênio pelo seu deslocamento de ácidos. 
O ácido sulfúrico diluído, H2SO4, e o ácido clorídrico concentrado e diluído, HCl, reagem rápida e 
calmamente com muitos metais sem oxidar o hidrogênio formado.
Estes ácidos são, portanto; os mais convenientes para a preparação do hidrogênio no laboratório.
Zn + H2SO4(diluído) H2 + 2Na+ + OH-
Zn + 2HCl(diluído ou concentrado) H2 + 2K+ + 2OH-
Mg + H2SO4(diluído) H2 + Ca(OH)2
Mg + H2SO4(diluído ou concentrado) H2 + MgCl2 
Sn + 2HCl(diluído) H2 + SnCl2
Agentes desidratantes: cloreto de cálcio, hidróxido de potássio ou óxido de fósforo (V).
1.3.3. Preparação do Hidrogênio, pelo seu deslocamento de soluções aquosas de bases fortes. 
Metais como Zn, Al, Sn reagem com soluções aquosas concentradas de hidróxido metálicos fortemente 
básicos, como NaOH e KOH, produzindo hidrogênio gasoso, H2, e hidroxocomplexos do metal.
Zn + 2NaOH + 2H2O H2 + Na2[Zn(OH)4]
2Al + 2NaOH + 6H2O 3H2 + 2Na(Al(OH)4]
Sn + 2NaOH + 2H2O H2 + Na2(Sn(OH)4]
Metais como Zn, Al e Sn, que deslocam os íons hidrogênio das soluções aquosas de ácidos e bases, são 
chamados metais anfóteros.
O silício,que é um elemento não metálico, reage com uma solução aquosa concentrada de hidróxido de 
sódio, produzindo H2 e silicato de sódio, Na2SiO3.
Si + 2NaOH + H2O 2H2 + Na2SiO3 
1.3.4. Preparação comercial do Hidrogênio. 
Os únicos materiais de partida usados na preparação industrial de hidrogênio que satisfazem os 
requisitos de baixo custo e abundância são a água, o carvão e os hidrocarbonetos gasosos derivados do petróleo; 
consequentemente, todos os métodos de preparação do hidrogênio utilizam algumas combinações destes 
materiais.
- O Processo Bosh
a) C(s) + H2O H2(g) + CO(g) ∆ H = +31,4 Kcal/mol
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆ H = -94,1 Kcal/mol
b) CH4 + H2O(vapor) 3H2 + CO ∆ H = +49,3 Kcal/mol
CO + H2O(vapor) H2 + CO2(g) ∆ H = -9,9 Kcal/mol
1.4. Hidretos 
Compostos binários de hidrogênio com outros elementos são chamados hidretos. :O tipo de hidreto 
formado por um elemento depende de sua eletronegatividade, podemos considerar três tipos de hidretos:
a) Hidretos iônicos ou salinos
Somente elementos de baixa eletronegatividade podem transferir elétrons ao hidrogênio e fornecer 
hidretos salinos. Incluem-se aqui os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) e metais alcalinos 'terrosos mais 
pesados (Ca, Sr, Ba) e possivelmente lantanídeos e actinídeo. Estes hidretos são sólidos possuem retículos 
iônicos e apresentam ponto de fusão elevados. Quando fundidos conduzem corrente elétrica, liberando 
hidrogênio no ânodo confirmando assim que contém o íon hidreto H-.
LiH + H2O LiOH + H2 
São poderosos redutores, sobretudo a temperaturas elevadas. Apresentam elevados calores de 
formação, são sempre estequiométricas e suas densidades são mais elevadas que as dos metais correspondentes. 
Hidretos iônicos possuem características salinas típicas. São sólidos cristalinos, brancos, com retículos 
compostos de íons metálicos e íons hidretos. Todos os hidretos dos metais têm estrutura de NaCl.
b) Hidretos covalentes
São formados por hidrogênio e elementos de elevada eletronegatividade, já que pequenas diferenças de 
eletronegatividade favorecem o pareamento de elétrons e a formação de ligações covalentes. Os elementos que 
formam este tipo de hidreto, de fórmula geral XH(8-n), onde n é o grupo da Tabela Periódica ao qual pertence o 
elemento X.
GRUPO III IV V VI VII
B C N O F
Al Si P S Cl
Ga Ge As Se Br
Sn Sb Te I
Pb Bi Po
Os Hidretos Covalentes formam retículos moleculares constituídos por moléculas covalentes, mantidas 
no retículo por ação de forças fracas de Van der Waals e (em alguns casos) por pontes de hidrogênio. Isto 
explica a baixa dureza, os baixos pontos de fusão e ebulição, o volatilidade, e a não condução de corrente 
elétrica.
Aos Hidretos covalentes são dados nomes comuns: SiH, é chamado silano, AsH3 arsina e SbH3 estibina, 
por exemplo.
c) Hidreto metálicos
Os elementos do bloco d ou transição, e Be e Mg formam hidretos metálicos, se apresentam alguma reação 
com hidrogênio. a composição química é variável, isto é, são não- estequiométricos (Ex. Ti H1,7, Zr H1,9). Os 
hidretos metálicos são menos densos que o correspondente metal. O hidrogênio parece ocupar posições 
intersticinais do retículo metálico formando uma solução sólida. Isto é acompanhado por uma expansão 
considerável do sólido. Na maioria dos casos, estes hidretos apresentam propriedades semelhantes ás dos metais 
de origem, e suas propriedades fortemente redutoras sugerem a presença do hidrogênio na forma atômica.
Os hidretos do bloco f são de difícil classificação, devido ao fato de serem menos densos que os metais de 
origem, o que sugerem semelhança com hidratos intersticiais, e por outro lado, a eletronegatividade dos metais é 
mais próxima dos elementos dos grupos I e II. Estes hidretos podem ser considerados como uma transição entre 
salinos e os intersticiais.
Os hidretos metálicos apresentam brilho metálico e condução metálica ou semicondução, muitas vezes 
dependente da concentração de átomos de hidrogênio no composto. Eles são geralmente fracos e quebradiços. '
1.5. Reações de Hidrogênio 
a) Com óxidos de metais.
A tendência pronunciada do hidrogênio para a combinação com o oxigênio, tornando-o capaz de remover o 
oxigênio dos óxidos de muitos metais, resultando, então, no metal livre e água.
HgO + H2 Hg + H2O
FeO + H2 Fe + H2O
2Fe2O3 + 6H2 4Fe + 6H2O
CuO + H2 Cu + H2O
Cu2O + H2 2Cu + H2O
A reação do hidrogênio com monóxido de carbono, sob pressão elevada e em presença de catalisadores, 
tem aplicação econômica importante na produção de compostos orgânicos especiais.
OHCHOZnO/Cr H CO 3322  →+
A reação do hidrogênio com alguns óleos vegetais em presença de catalisador (Níquel metálico em pó) 
é uma reação de importância econômica, na obtenção de gorduras sólidas. Muitas variedades de margarina são 
produzidas deste modo, cuja reação é chamada de hidrogenação.
1.6. Propriedades Físicas e Isótopos de Hidrogênio 
O hidrogênio gasoso, puro, H2, é incolor, inodoro e insípido, apenas ligeiramente solúvel em água.
Tem ponto de ebulição muito baixo: -252,7°C.
Numa temperatura um pouco mais baixa, -259°C (14 K), sob pressão normal, o hidrogênio: líquido se 
transforma num sólido transparente.
O hidrogênio é a substância mais leve que se conhece, 1 litro de hidrogênio medido a 0°C e 1 atm de 
pressão pesa apenas 0,08987g.
O hidrogênio comum contém 99,984% do isótopo H, e 0,016% do isótopo D, de modo que suas 
propriedades são praticamente as do isótopo H.
Os isótopos são átomos de um mesmo elemento que têm o mesmo número de prótons; mas um número 
diferente de nêutrons no seu núcleo. Portanto, os isótopos de um elemento têm o mesmo número atômico, mas 
diferentes massas atômicas. São três os isótopos de, hidrogênio: 1H ou H; o deutério, 2H ou D, o trítio, 3H ou T, 
contendo no núcleo um próton, e 0, 1 ou 2 neutrons respectivamente.
A “água pesada” é representada pela fórmula D2O, seu ponto de ebulição é 101,42°C e seu ponto de 
congelamento 3,82°C. O deutério, D2, a água pesada, D2O, e vários compostos do deutério têm-se mostrado 
extremamente úteis na pesquisa moderna.
O trítio é radioativo e apresenta uma meia-vida de 12,26 anos. Ocorre apenas na proporção de uma 
parte de T para 1017 partes de H e pode ser preparado por meio de reações nucleares entre o lítio e nêutrons. Este 
isótopo é instável e se decompõe dando um elétron e um átomo de hélio.
1.7. Usos do Hidrogênio. 
O hidrogênio, H2, é produzido e usado em larga escala na indústria moderna; como matéria-prima 
importante. Muitos dos usos do hidrogênio são baseados no seu comportamento químico, por exemplo, grandes 
quantidades de gás, geralmente misturadas com outros gases são usados como combustível. O hidrogênio é 
largamente usado na síntese da amônia, NH3, do álcool metílico, CH3OH, e dos óleos vegetais hidrogenados 
sólidos, além de na manufatura de hidrocarbonetos líquidos sintéticos.
Outros usos do hidrogênio são baseados nas suas propriedades físicas. É usado como um gás no 
enchimento de balões de observação meteorológica, por causa da sua baixa densidade. É utilizado também, 
como meio de transferência de calor em instalações de transformadores elétricos, em virtude da sua capacidade 
calorífica elevada.
UNIDADE II – Elementos do Bloco “S”
II.I – Metais Alcalinos – Grupo I
O Lítio (Li), o Sódio (Na), o Potássio (K), o Rubídio (Rb), o Césio (Cs) e o Frâncio (Fr), constituem a 
família dos metais alcalinos. Todos os elementos deste grupo apresentam um elétron no orbital mais externo – 
um elétron S numorbital esférico. Sem considerar os níveis internos completos, poderíamos observar sua 
configuração eletrônica como: 2S1, 3 S1, 4 S1, 5 S1, 6 S1, 7 S1.
As semelhanças nas configurações eletrônicas destes elementos levam a supor semelhanças de 
comportamento químico. Os elementos deste grupo são metais moles, extremamente reativos, univalentes, que 
formam compostos iônicos incolores. O Lítio mostra diferenças consideráveis em relação aos demais elementos 
do grupo, devido ao seu tamanho. O elemento mais pesado do grupo, o Frâncio, é radioativo, com meia vida da 
ordem de 21 minutos, não ocorre na natureza, ele só tem sido obtido artificialmente. Em virtude de sua 
radioatividade e instabilidade, a química do Frâncio não será discutida aqui.
II.1 Ocorrência
O Sódio e o Potássio são o sexto e o sétimo elemento em abundância na crosta terrestre.
A maior fonte de Sódio é o sal (NaCl), ou como sal marinho, Salitre do Chile (NaNO3) e o Bórax 
(Na2B4O7.4H2O)
O Potássio ocorre como KCl na água do mar ou corno carnalita (KCl.Mg.Cl2.6H2O) e o Feldspato 
(K2O.Al2O3.3SiO2) em depósito minerais.
O Lítio ocorre em quantidades relativamente pequenas sob a forma do mineral Espodumênio 
(Li2O.Al2O3.2SiO2), o Rubídio e o Césio também ocorrem, em certa extensão, em minerais que são óxidos 
mistos.
II.2 Métodos de Preparação
Como os metais alcalinos (M), ocorrem na natureza como compostos que contém os seus íons 
monopositivos (M+), a preparação de um metal alcalino sempre envolve, como etapa fundamental, a redução do 
íon metálico (M+), ao átomo metálico (M). Podemos fazê-lo por eletrólise ou fazendo-o reagir com um outro 
metal, que, sob as condições empregadas, seja um redutor mais forte que o próprio metal alcalino.
Processo Downs – O Sódio metálico é preparado industrialmente pela eletrólise do Cloreto de Sódio 
fundido. Neste processo a adição de pequenas quantidades de Cloreto de Cálcio ao Cloreto de Sódio torna 
possível processar a reação eletrolítica, economicamente, a temperaturas mais baixas.
ânodo) (no
2(g)
cátodo) (no
(l)CaCl Elétrica Energia
(l)
- Cl 
2Na
 Cl2Na 2 + →+
Outros métodos - Os metais alcalinos podem ser preparados pela redução de seus hidróxidos, óxidos, 
sulfetos ou carbonatos por um metal menos eletropositivo, como o Ca, Mg ou Al , a temperaturas 
moderadamente elevadas.
Na2O(s) + Mg(s) Na2(g) + MgO(s)
2Na(s) + 2KCl 2NaCl + K2(g)
II.3 Propriedades Gerais
Os maiores átomos de cada período na tabela periódica são os correspondentes aos metais alcalinos.
O íon M+, formado por estes elementos, será menor que o átomo correspondente. Ainda assim, os íons 
são bastante grandes, aumentado de tamanho do Li ao Fr. Por causa de seu grande tamanho, estes elementos 
apresentam propriedades características como:
- densidades baixas; 
- as energias de ionização e eletronegatividade muito baixas, tendem a formar ligações iônicas; 
- quando irradiadas com luz, estes elementos podem emitir elétrons;
- apresentam baixa coesão, e por isso são moles;
- baixos pontos de fusão e ebulição;
- os íons destes elementos apresentam configuração de gás nobre, sendo portanto diamagnéticos e incolores;
- os elétrons também podem ser excitados a níveis eletrônicos mais elevados, dando origem às cores 
características no teste da chama (o Li é vermelho-carmi, o Na amarelo, K violeta, Rb e Cs violeta-
azulados).
Raio Atômico 
(A°)
Raio Iônico 
(A°)
Densidade 
(g/cm3)
Energia 
de 
Ionização 
(KJ/mol)
Eletronegatividade PF (°C) Abudância na 
Crosta Terrestre 
(ppm)
Li 1,23 0,60 0,54 520 1,0 181 65
Na 1,57 0,95 0,97 496 0,9 98 28.300
K 2,03 1,33 0,86 419 0,8 63 25.900
Rb 2,16 1,48 1,53 403 0,8 39 310
Cs 2,35 1,69 1,87 375 0,7 29 7
II.4 Reações
Estes Elementos são muito reativos, no ar perdem rapidamente o brilho, formando os óxidos 
correspondentes.
A reação com água torna-se mais violenta do Lítio ao Césio, liberando hidrogênio e formando, que são 
as bases inorgânicas comuns mais fortes que se conhecem.
EQUAÇÃO GERAL OBSERVAÇÕES
2M + H2O  2M+ + 2OH- + H2 Li, lentamente, Na, K Rb, Cs muito rápida
2m + X2  2M+X- Todos os metais alcalinos reagem violentamente com 
todos os halogênios
4M + O2  2M2O Li somente
2M + O2  M2O2 Na somente
M + O2  MO2 Principalmente K, Rb e Cs
6M + N2  2M3N Li somente
2M + 2NH3(g)  2MNH2 + H2 Todos os metais alcalinos
2M + 2NH3(L)  2MNH2 + H2 Todos os metais alcalinos em presença de um 
catalisador
2M + H2  2MH Todos os metais alcalinos produzem hidretos iônicos
II.5 Compostos
a) Óxidos dos Metais Alcalinos
Os óxidos de metais alcalinos se combinam com oxigênio para formar óxidos de três classes diferentes: 
óxidos regulares ou monóxidos (M2O); os peróxidos (M2O2); e os superóxidos (MO2). Em todos estes compostos 
o íon do metal está como íon monopositivo (M+), e as diferentes fórmulas nascem das diferentes cargas e 
estruturas dos ânions.
Os monóxidos dos metais alcalinos (M2O), são compostos cristalinos, extremamente solúveis em água, com 
o qual eles formam hidróxidos M+(aq) + OH-(aq)
Os peróxidos dos metais alcalinos (M2O2), são compostos cristalinos, que contém o íon metálico (M+) e o 
íon peróxido,. 
−


 2
:
..
O
..
:
..
O
..
: , que reagem com água produzindo H2O2 e uma solução de hidróxido do metal 
alcalino.
Os superóxidos (MO2) são compostos iônicos que contém o íon do metal alcalino (M+) e o íon superóxido 
mononegativo, 
−


 2
:
..
O
..
:
..
O
..
: ; eles se
., decompõem sem solução aquosa para formar o hidróxido metálico, juntamente com H2O2 e O2.
b) Hidróxidos
O hidróxido de sódio (NaOH), é um sólido iônico, branco, cristalino, composto dos íons Na+ e OH- 
arranjados regularmente em uma rede cristalina – não existe ligações de hidrogênio entre os íons OH- adjacentes 
no cristal NaOH. O NaOH é muito higroscópico, e quando exposto ao ar deliqüesce; sua solubilidade em água é 
limitada, e quando se dissolve libera grande quantidade de calor.
Os hidróxidos KOH, RbOH e CsOH são muito semelhantes ao NaOH, com exceção da solubilidade em 
água e a força básica, que aumenta do NaOH ao CsOH com o aumento da dimensão do cátion.
O hidróxido de Lítio tem propriedades diferentes no LiOH sólido, existe ligação de hidrogênio externa entre 
os íons OH- na rede cristalina, além disso, a solubilidade em água é muito mais baixa que a do NaOH. O LiOH é 
uma base mais fraca, devido a dificuldade de dissociar os íons Li+ e OH-.
c) Haletos
Todos os metais alcalinos, reagem rápida e exotermicamente com todos os halogênios (X2), para formar 
halogenetos cristalinos, iônico, M+X-. Os haletos de metais alcalinos reagem com os halogênios e compostos 
interhalogenados, formando polihaletos iônicos:
KI + I2  K[I3]
KBr + ICl  K[BrICl]
KF + BrF3  K[BrF4]
Todos os halogenetos de metais alcalinos são solúveis em água, e os sais de Lítio e o Iodeto de Sódio 
também são solúveis em solventes orgânicos como o etanol (C2H5OH), e acetona (CH3COCH3).
d) Organo – metálicos e complexos
Os metais alcalinos podem substituir H ácido de ácidos orgânicos, formando sais, tais como acetato de 
sódio (CH3COONa), benzoato de potássio (C6H5COOK).
Os sais de sódio de ácidos graxos (de cadeia longa) como o Palmítico, Esteárico, Oléico e Linoléico são 
importantes por constituírem os sabões.
Os metais alcalinos combinam-se com diversos radicais alquil e aril. O n-butil-lítio é um reagente muito 
versátil em sínteses orgânicas. Compostos alquilados de Na, K, Rb e Cs também podem ser preparados:
2K + HgR2  Hg + 2KR
Estes compostos são iônicos e extremamente reativos (M+R-). Inflamam-se ao ar, reagem violentamente 
com a maioria dos compostos, exceto nitrogênio e hidrocarbonetossaturados, e são, por isso, de manuseio 
difícil.
Os metais alcalinos formam complexos covalentes, com compostos alquilados, LiCH3 e NaC2HS. Os íons 
metálicos são grandes demais para poderem formar complexos com facilidade, mas formam-se quelatos com 
moléculas orgânicas, como aldeído salicílico e acetil acetonato. O número de coordenação do metal é 
geralmente seis.
II.6 Usos dos metais alcalinos e de seus compostos
Pelo fato de serem moles e reativos, os metais alcalinos não podem ser utilizados para fins estruturais. 
O Sódio tem sido aproveitado como trocador de calor em reatores nucleares por causa da sua alta condutividade 
térmica. Válvulas de exaustão contendo Sódio são empregados em motores a gasolina e diesel. O Césio 
apresenta um forte efeito fotoelétrico, por causa de sua energia de ionização muito baixa, e por isso é aplicado 
em fotocélulas de fetocondutividade. Essa célula contém um par de eletrodos de cargas opostas e um bulbo ou 
cela evacuado. O eletrodo negativo é pintado com Césio ou uma liga de Césio e emite elétrons para a região 
entre os eletrodos, quando é atingido pela luz: Esses eletrodos completam o circuito e permitem a passagem de 
corrente através de um circuito externo. Essa corrente pode ser aproveitada para abrir portas, tocar campainhas, 
etc.
Os hidróxidos de Sódio e Potássio são industrialmente importantes. O Hidróxido de Sódio (cujo nome 
comum é soda cáustica) e o Hidróxido de Potássio (potassa cáustica) são usados na fabricação de um número 
incontável de produtos, como sabões, tintas, pigmentos, graxas etc. Os Saís de Lítio foram aplicados com 
sucesso no tratamento de algumas formas de doença mental. (PMD)
UNIDADE II – Elementos do Bloco “S”
II. 2 – Metais Alcalinos – Terrosos – Grupo II
Os elementos do grupo II-A – Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e 
Rádio (Ra) – que constitui a família dos metais alcalinos-terrosos, apresentam dois elétrons S no orbital mais 
externo. Tipicamente bivalentes, constituem uma série gradual de metais muito reativos, formando geralmente 
compostos iônicos incolores, e menos básico que os do Grupo I. O Berílio mostra consideráveis diferenças do 
comportamento do restante do grupo, e reações diagonais com o Alumínio no Grupo III. O Rádio (Ra), que é o 
elemento mais pesado da família, é um elemento fortemente radioativo e relativamente escasso e, não 
discutiremos suas propriedades. No entanto, as propriedades conhecidas do Rádio são paralelas do seu 
homólogo mais leve, o Bário exceto, naturalmente, por não ser o Bário, radioativo.
2.1 Ocorrência
Nenhum dos metais alcalino-terrosos é encontrado livre na natureza, porque todos eles são fortemente 
eletropositivos; no entanto, são bastantes comuns em muitos minerais.
O Berílio é relativamente escasso. A sua principal fonte é o minério Berílio, Be2Al2(Si3)6, mas também 
é encontrado em pequenas quantidades em vários outros minerais e rochas.
O Magnésio é o sexto metal mais abundante na crosta terrestre. Ele ocorre em muitos minerais, na água 
do mar, em fontes naturais e em depósitos formados pela evaporação de lagos.
Alguns minerais importantes: Espinélio, Mg(AlO2)2, o talco e pedra-sabão, H2Mg3(SiO3)4, o amianto, 
CaMg3(SiO3)4, e a olivina, (MgFe)2SiO4, magnesita, MgCO3, dolamita, MgCO3.CaCO3, kieserita, MgSO4.H2O e 
carnalita MgCl2.KCl.6H2O.
O Cálcio é o terceiro metal mais abundante de todos, ocorre nos minerais gipsita, CaSO4.2H2O, 
anidrita, CaSO4, fluorina, CaF2, apatita, CaF2.3Ca3(PO4)2, na dolamita, no giz, calcário e mármores, que são as 
diversas formando CaCO3. Os sais de cálcio ocorrem na maioria das águas minerais e são componentes 
essenciais tanto dos tecidos das plantas como dos animais, bem como de cochas e ossos.
O Estrôncio ocorre na estroncianita SrCO3 e no mineral celestita, SrSO4.
O Bário ocorre na chamada barita, BaSO4 e na witherita, BaCO3. O Rádio ocorre, em quantidades 
muito pequenas em alguns minerais de Urânio.
2.2 Preparação
Os metais alcalinos terrosos podem ser preparados de modo semelhante dos metais alcalinos, embora 
os íons m²+ sejam mais facilmente reduzidos que os íons M+. Os metais alcalino terrosos são, comumente, 
obtidos pela eletrólise dos seus alogenetos anidridos fundidos, na presença de algum alogeneto de metal 
alcalino-terrosos que provoque uma redução do ponto de fusão e melhore a condutividade do eletrólito.
MgCO3(s) MgO(s) + CO2(g)
MgO(s) + CO(g) + Cl2 (g) MgCl 2 (s) + CO2 (g)
2(g)(s)
NaCl elétrica corrente
2(l) ClMgMgCl + → +
(g)(s)C2000 CO Mg C(s) MgO(s) O + →+
O cálcio, o estrôncio, e o bário também podem ser preparados em laboratório pela eletrólise de 
soluções aquosas de seus sais, usando um cátodo de mercúrio.
3 BaO (s) + 2 Al (s) 3 Ba (g) + Al2O3 (s)
2.3 Propriedades Gerais
Os átomos desses elementos são grandes, porém menores do que os correspondentes dos átomos dos 
elementos do grupo I – A, pois a carga adicional existente no núcleo atrai mais elétrons. Analogamente, seus 
íons são grandes, mas também menores que os correspondentes do grupo I – A, pois a remoção de dois elétrons 
externos aumenta mais a carga nuclear efetiva. Estes elementos são mais densos, mais duros, maior força 
coesiva e pontos de fusão mais elevado que os elementos do Grupo I - A. 
Abundância 
na crosta 
terrestre 
(ppru)
Raio Atômico 
(A°)
Raio Iônico 
(A)°
Densidade 
(g/cm3)
P.E. (°C) Energia de 
Ionização 1° - 
2° (Kg/mol)
Be 6 0,89 0,31 1,8 1277 899 – 1757
Mg 20.000 1,36 0,65 1,7 650 737 – 1450
Ca 36.300 1,74 0,99 1,6 838 590 – 1145
Sr 300 1,91 1,13 2,6 768 549 – 1064
Ba 250 1,98 1,35 3,5 714 503 – 965
Ra 1,30x10-6 ------ 1,50 5,0 700 509 – 979
2.4 Comportamento Anômalo do Berílio
O Berílio difere do restante do grupo, em parte por ser extremamente pequeno, e em parte por causa da 
eletronegatividade relativamente alta (1,5), formando preferentemente duas ligações covalentes.
Os sais de Berílio são ácidos quando dissolvidos em água pura. Os outros sais do Grupo II – A não 
integram tão fortemente com a água e não sofrem hidrólise em grau apreciável.
O sais de Berílio nunca apresentam mais de quatro moléculas de água de cristalização, pois só existem 
disponíveis quatro orbitais no segundo nível eletrônico, já que o magnésio pode apresentar número de 
coordenação seis, com a participação de alguns orbitais 3d, ao lado dos orbitais 3s e 3p.
2.5 Compostos dos metais Alcalinos-Terrosos
Óxidos – Todos os metais alcalino-terrossos, podem reagir com o oxigênio formando óxidos metálicos 
sólidos, MO. A reação é fortemente exotérmica:
2M (s) + O2 (g) 2 MO (s) 
O método mais comum de preparação destes óxidos é a composição térmica dos carbonatos 
correspondentes.
MCO3 (s) NO (s) + CO2 (g)
Todos os óxidos dos metais alcalino-terrosos, com exceção do BeO, são cristais iônicos com estrutura 
cristalina do Na+ Cl-
Carbonatos
Os carbonatos dos metais alcalino-terrosos são sais de ácido fraco (H2CO3) e bases fortes (M(OH)2). À 
medida que aumenta a basicidade dos hidróxidos, aumenta, também, a estabilidade dos carbonatos MCO3 em 
relação a hidrólise, desde Be(OH) 2 até Ba(OH) 2.
Os carbonatos CaCO3, SrCO3 e BaCO3 são formados simplesmente pela mistura de uma solução aquosa 
que contenha os respectivos íons metálicos, M2+, com uma solução aquosa que contenha íons CO32-. Os 
carbonatos, que são praticamente insolúveis, precipitam da solução sob forma de pó cristalino branco:
M2+(aq) + CO32- (aq) MCO3 (s) 
Sulfato
Os sulfatos dos metais alcalino-terrosos, MSO4, são sólidos branco, cristalinos, extremamente estáveis 
ao calor. Eles podem ser preparados pela ação do H2SO4 sobre os óxidos, hidróxidos e carbonatos metálicos:
MO + H2SO4 MSO4 + H2O
M(OH) 2 + H2SO4 MSO4 + 2H2O
MCO3 + H2SO4 MSO4 + H2O + CO2
A solubilidade do Be até Ba e os sulfatos de Be2+, Mg2+ e Ca2+ se cristalizam em meio aquoso sob a 
forma de hidratos (BeSO4 . 4 H2O, MgSO4 . 7 H2O, Cu SO4 . 2H2O).
Halogenetos
Todos os metais alcalino-terrosos, se combinam diretamente exotérmicamente com os halogênios, para 
formar halogenetos metálicos, MX2:
M (s) + X2 (g) MX2 (s)
O caráter da ligação metal-halogênio nos halogenetos de metais alcalino-terrosos varia muito, 
dependendo do íon metálico e do halogênio. Para cada íon metálico, o caráter iônico da ligação decrescente 
gradualmente do F- ao I-. Para cada íon halogeneto, o caráter iônico da ligação aumenta de Be2+ até o Ba2+, a 
medida que o quociente carga/raio decresce. Os halogenetos de Be2+ têm forte caráter covalente com exceção do 
BeF2, que é essencialmente iônico, por causa do íon F-, muito pequeno, por isso, não é apreciavelmente 
polarizável.
Os halogenetos dos outros metais alcalino-terrosos são essencialmente iônicos e dissolvem em água, 
produzindo soluções neutras dos íons M2+ e X- hidratados.
O BeCl2 que é covalente, quando entra em contato com a água, ele se hidrata formando uma solução de 
caráter ácido:
BeCl2 (s) + H2O (l) Be (OH)2 (s) + 2HCl (aq)
Os halogenetos de berílio, BeBr2 e BeI2, covalentes são solúveis em muitos solventes orgânicos, como 
álcool metílico, CH3OH. Dos outros halogenetos de metais alcalinos-terrosos, somente o MgBr2 e o MgI2 são 
solúveis em solventes dessa natureza.
Hidretos
Os hidretos dos metais do Grupo II – A, MH2, são sólidos brancos, de caráter consideravelmete iônico. 
Como os metais alcalinos, os metais alcalino-terrosos mais eletropositivos, o Ca, o Sr e o Ba, reagem 
prontamente com gás hidrogênio a temperaturas elevadas para formar os hidretos essencialmente iônicos:
M + H2 M2+ (H-)2
Os hidretos BeH2 e Mg H2 só podem ser preparados por vias indiretas:
 MH2 (s) + 2 H2O (l) M(OH)2 (s) + 2 H2 (g)
Nitretos
Os metais alcalino-terrosos, com exceção do Be, formam nitretos iônicos, M3N2, contendo íon metálico 
no seu estado de oxidação normal, +2, e o íon nitreto trinegativo, N3-. Esses nitretos iônicos são cristais 
transparentes, incolores, com pontos de ebulição elevados. Eles podem ser formados pela união direta do metal 
com o gás nitrogênio a temperaturas elevadas:
3M (s) + N2(g) M3N2 (s)
Os nitretos de metais alcalino-terrosos reagem com a água para formar hidróxido de metal e amênia:
M3N2 (s) + 6H2O 3M(OH)2 + 2NH3
Sulfetos
Os sulfetos dos metais alcalino-terrosos podem ser preparados seja por união direta dos elementos, seja 
pela redução do sulfato metálico com carbono à temperatura elevada:
M + S MS
MSO4 + 2C MS + CO2
OBS: Com exceção de BeS, todos os sulfetos se hidrolisam em água, formando M(OH) 2 e H2S:
MS + 2 H2O M(OH)2 + H2S
A reação é muito lenta com água, mais é rápida com soluções aquosas ácidas:
MS + 2H+ M2+ + H2S
2.6 Solubilidade dos Sais
A solubilidade dos sais de metais alcalino-terrosos diminue com o aumento da massa atômica, 
tendência esta inversa no caso dos fluoretos e hidróxidos. Para que uma substância se dissolva, a energia de 
hidratação deve ser maior que a energia reticular.
Do Be ao Ba, os íons metálicos aumentam de tamanho, e tanto a energia reticular como a energia de 
hidratação diminuem. Uma diminuição de energia reticular fornece um aumento de solubilidade, ao passo que 
uma diminuição da energia de hidratação favorece uma diminuição da solubilidade. Se a energia de hidratação 
diminue mais rapidamente do que a energia reticular, os compostos se tornarão menos solúveis. Isto ocorre com 
a maioria dos compostos do Grupo II – A, mas fluoretos e hidróxidos apresentam aumento de solubilidade do 
Be ao Ba, porque a energia reticular decresce mais rapidamente do que a energia de hidratação.
2.7 Dureza da Água
A água que contém sais de cálcio e de magnésio dissolvidos é chamada “Água Dura”.
Uma água contém íons HCO3- juntamente com íons Ca2+ e Mg2+ é chamada temporariamente dura, 
porque, quando se ferve a água, os íons metálicos precipitarão sob a forma de carbonatos básicos ou carbonatos 
normais. Uma água é dita permanentemente se além dos íons Ca2+ e Mg2+, contiver íons como SO42-, que não 
formam sais insolúveis com os íons metálicos quando a solução é aquecida. O método mais comum para se 
remover a dureza da água, tanto temporária quanto a permanente, é fazer passar a água através de um trocador 
de íons.
O trocador de íons é uma substância insolúvel, natural (um mineral) ou sintética (uma resina) que tem a 
capacidade de se ligar com cátions prejudiciais, nesse caso o Ca2+, o Mg2+ e o Fe2+, substituindo-os por cátions 
não prejudiciais, como o Na+:
(Resina . nH) (s) + Ca2+ (aq) (Resina (n-2)H . Ca + 2H+(ag)) 
Os melhores trocadores de íons são aqueles que removem todos os cátions metálicos presentes na água 
substituindo-os por íons H+, ao mesmo tempo que também substitui todos os ânions presentes na água por íons 
OH-. Os íons H+ e OH- assim produzidos combinam-se para formar H2O, e assim se obtém uma água que é livre 
de todos os sais dissolvidos. A água que assim resulta é chamada água de desionizada.
2.8 Usos dos Metais Alcalino-Terrosos
O berílio é usado na manufatura de ligas leves (Cu – Be, Ni – Be) que são resistentes à corrosão por 
água salgada. O berílio por ser um dos metais mais transparentes aos raios X, é empregado na fabricação de 
janelas de tubos de raios X.
O óxido de berílio, BeO, é empregado na manufatura de cadinhos refratários e no revestimento de 
lâmpadas fluorescentes.
O magnésio em pó ou fita é usado na fabricação de flash e bulbos para fotografia, e sínteses industriais 
de muitos compostos orgânicos, e na preparação de ligas leves com grande resistência à tensão. O óxido de 
magnésio, MgO, por causa de seu ponto de fusão extremamente elevado e baixa reatividade é usado no 
revestimento de fornos metalúrgicos. Uma mistura de Mg(OH)2 e CaCO3 é usada como revestimento isolante 
em tubulações de vapor d’água, água quente e em caldeira. O MgSO4 . 7 H2O (sol de epson) é um purgativo e 
Mg(OH)2, em água, comumente chamado de leite de magnésia, é usado no tratamento da acidez interna e 
também serve como constituinte de muitas pastas dentifrícias.
O cálcio metálico é usado para remover oxigênio de óxidos metálicos na manufatura de muitos metais 
importantes, especialmente, aços.
O CaCO3, serve como fonte de CaO, que é utilizada na fabricação do NaCO3 (pó alvejante).
O estrôncio e seus compostos são muito escassos, e não apresentam nenhuma propriedade específica 
que defira dos outros elementos do grupo, encontrados em abundância. O metal bário encontra muito pouco 
emprego na forma metálica, no entanto o BaO, é utilizado como agente secante, que se combina com água 
formando o Ba(OH)2 e com dióxido de carbono formando o Ba CO3. Osulfato de Bário, Ba SO4, é usado como 
material na fabricação de tintas, papel, etc..
Quando introduzimos na chama, os sais de cálcio, de estrôncio e de bário produzem radiações 
coloridas, brilhantes e bonitas: os sais de cálcio são radiações vermelhas, os de estrôncio carmesin e os de bário 
verde. Por esta razão, os sais voláteis destes elementos são usados, em certas quantidades, na fabricação de 
sinais pirotécnicos e em fogos de artifício.
Sumário de algumas reações importantes dos metais do Grupo II – A
M + X2  M X2 (X=halogênio) Todos os Metais do Grupo II-A com todos os 
halogênios
2M + O2  2MO Todos os Metais do Grupo II-A
M + O2  MO2 Todos os Metais do Grupo II-A exceto Be
M + 2 H2O  M++ + 2OH- + H2 O Be e MG muito lentamente, porém rapidamente com 
vapor d’água. O Ca, Sr e Ba rapidamente com água 
fria
M + 2H+  M++ + H2
(M + 2H+ + SO4=  M SO4 (s) + H2) O Be lentamente, outros rapidamente
M + S  MS Todos os metais do Grupo II-A 
3M + N2  M3 N2 Todos os metais do Grupo II-A, exceto o Be, a 
temperaturas elevadas
2M + CO2  MO + C Todos os Metais do Grupo a temperaturas elevadas
3M + 2NH3  M3 N2 + 3H2 Todos os Metais do Grupo II-A a temperaturas 
elevadas
UNIDADE III – Elementos do Bloco “p”
III.1 – Elementos do Grupo XIII
1.1 Propriedades Gerais 
Os elementos do Grupo III-A são: Boro, B, Alumínio, Al, Gálio, Ga, Indio, In, e Tálio, TI. Boro é um 
semi-metal e os demais são metais razoavelmente ativos. O caráter eletropositivo desses elementos aumenta 
diretamente com o aumento da massa atômica. Essa tendência é responsável por variações de propriedades tão 
marcantes entre os elementos mais leves e os mais pesados, que não se pode considerá-los como família. Em 
vez disso, cada elemento do grupo deve ser considerado individualmente, porque tem o seu conjunto próprio de 
propriedades. 
Todos os átomos dos elementos deste grupo, apresentam um único elétron p, além dos elétrons s, na 
sua camada de valência. Embora compostos +1 sejam encontrados em todos eles, em condições normais o 
estado +3 é observado, exceto para o Tálio, que comumente apresenta o estado +1. Esta univalência pode ser 
explicada da seguinte maneira: os elétrons s da segunda camada, mais externa permanecem pareados e não 
participam da ligação, pois a energia necessária para emparelhá-los seria muito grande. Isso ocorre 
particularmente entre os elementos pesados do bloco p, e é chamado efeito por parte inerte.
1.2 Ocorrência 
O Boro é relativamente escasso na natureza, enquanto que o Alumínio, é o metal mais abundante na 
crosta da terra e o terceiro mais abundante de todos os elementos. Nenhum dos elementos deste grupo, ocorre 
em estado livre na natureza. O Boro ocorre principalmente no bórax, Na2B4O7 . 10H2O. O principal minério do 
Alumínio é o óxido hidratado chamado bauxita Al2O3 . (X H2O). Ele também ocorre na natureza sob a forma de 
um fluoreto complexo, NaAlF6, chamado criolita. Os elementos Gálio, Indio e Tálio estão presentes em 
pequenas quantidades nos minérios de Boro e Alumínio e em minérios de Zinco e Ferro. Comercialmente, o Ga, 
o In e o TI são obtidos como subprodutos da extração de zinco da blenda de Zinco, ZnS, e da extração de Ferro 
de pirita, FeS2.
1.3 Preparação 
a) Boro 
O Boro é preparado comercialmente pela redução do seu óxido, B2 O3, com um redutor forte como 
Magnésio metálico, Mg, ou outros metais muito eletropositivos, como o Al, o Ca, o Na e o K. O Boro assim 
obtido é impuro, ele é amorfo e contaminado pelo boreto do metal redutor.
B2 O3 (s) + 3Mg (s) 2B(s) + 3MgO(s)
Contaminação: B2Mg3 
KBF4 + 3Na KF + 3NaF + B
O Boro cristalino puro é obtido a partir da redução do BCl3 com gás H2 a temperatura elevada.
2 BCl3 (g) + 3 H2 (g) 2B (s) + 6HCl (l)
b) Alumínio 
O Alumínio é obtido a parti da eletrólise, a 1000º C, de uma mistura de óxido de Alumínio, Al2O3, 
contendo criolita, Na3AlF6 e pequena quantidade de Ca F2 e NaCl. Esses compostos iônicos são adicionados 
para abaixar o ponto de fusão do Al2O3 e aumentar a condutividade elétrica da massa fundida. Os eletrodos 
usados são de grafita.
Na temperatura em que se processa a eletrólise, o gás oxigênio que é liberado no ânodo reage com o 
grafite formando o gás monóxido de carbono. Esta reação de combustão é fortemente exotérmica e fornece a 
energia necessária para manter a temperatura elevada. O Alumínio fundido é recolhido no cátodo.
4 Al3+ (l) + 12 e- 4 Al (l) cátodo
6 O2- (l) 3 O2 (g) + 12 e- ânodo
 
4 Al3+ (l) + 6 O2- (l) 4 Al (l) 3 O2 (g) 
 2 Al2O3 (l) 
1.4 Propriedades Físicas
a) Boro 
O Boro possui propriedades metálicas, mas não é propriamente um metal. O boro puro é uma 
substância cristalina, quebradiça, preta, extremamente dura (quase tão dura quanto o diamante) e de ponto de 
fusão extremamente elevado (P.F. ~ 2000º C). É opaco e tem boa capacidade de reflexão. É bom condutor de 
corrente elétrica, sendo um semicondutor.
(Semicondutor é a substância em que a condutividade elétrica aumenta com o aumento da temperatura, 
ao contrário dos metais, que são condutores, em que a condutividade decresce quando a temperatura se eleva).
b) Alumínio 
O Alumínio tem as propriedades físicas características dos metais. A sua superfície limpa é branco 
prateada. É um bom condutor de calor e excelente condutor metálico da corrente elétrica. Sua densidade é 2,712 
g/cm3. É mecanicamente resistente, bem como leve, dúctil e maleável.
c) Gálio, Indio e Tálio 
Os três membros mais pesados do grupo têm propriedades metálicas típicas. São bons condutores de 
eletricidade. O Gálio é um líquido em dias quentes (P.F. 29,8ºC e P.E. 2240º), logo ele é um líquido no intervalo 
de temperatura cerca de 2000ºC. O Gálio e o Indio são branco acinzentado. No estado sólido, são bastante moles 
sendo o Tálio o mais mole dos três.
Algumas propriedades dos elementos do Grupo 3 B
Elem. Confg.
elétron
mais
externa
Massa
Atômica
Raio
Atômico
Raio
Iônico
M3+, A
Densidade
20ºC em
g/cm3
Ponto
de
Fusão
ºC
Ponto
de
Ebulição
ºC
Eletrone-
gatividade
B 2s22p1 10,81 0,79 (0,20) 2,34 ~2000 ---- 2,0
Al 3s23p1 26,98 1,43 0,50 2,70 660 2450 1,5
Ga 4s24p1 69,72 1,35 0,62 5,91 30 2240 1,6
In 5s25p1 114,82 1,62 0,81 7,31 156 2000 1,7
TI 5s26p1 204,37 1,70 0,95 11,85 303 1460 1,8
1.5 Compostos Importantes 
a) Óxidos 
O trióxido de dibore, também chamado sesquióxido de boro, B2O3, é uma substância dura, vítrea, que 
pode ser obtida pela desidratação lenta do ácido bérico fundido, a 230ºC. Possui ponto de fusão baixo, 577ºC.
H3BO3 (l) B2O3 (s) + 6 H2O (l)
Por aquecimento com óxidos metálicos, formam-se metaboratos, que freqüentemente apresentam 
colorações características. Nisto se baseia o teste da pérola de bórax.
CoO + B2O3  → Co(Bo2) 2
O óxido de alumínio, Al2O3, é, em contraste com o B2O3, uma substância de ponto de fusão 
extremamente alto (P.F. 2045ºC), onde a ligação oxigênio-alumínio é iônica. Existe na natureza sob a forma do 
mineral Coríndon. Coríndon é, depois do diamante, a mais dura de todas as substâncias que ocorrem na 
natureza. O Al2O3 com 8% de Cr2O3 forma um sólido vermelho, chamado rubi, que é muito usado em aparelhos 
de Raio Laser. O Al2O3 é obtido pela desidratação lenta do Al(OH)3. Tanto o B2O3 como Al2O3 são insolúveis 
em água e em soluçõesaquosas.
 
2 Al(OH)3 
 →
∆ Al2O3 (s) + H2O
b) Boratos 
Os boratos simples têm uma estrutura baseada numa unidade trigonal plana BO3, formando cadeias, 
anéis e estruturas bi-dimencionais laminares. Boratos mais complexos contém unidades BO3 ao lado de 
unidades tetraédrica BO4, não sendo planos. As estruturas destes boratos complexos rompem-se mediante 
dissolução em água.
O metaborato mais comum é o bórax, Na2B4O7 . 10 H2O, um importante padrão primário para a 
titulação com ácidos:
Na2B4O7 . 10 H2O + 2HCl  → 2NaCl + 4 H3BO3 + 5 H2O
c) Hidróxidos 
Os compostos de boro (III) contendo grupos OH têm caráter ácido. O ácido bórico, H3BO3, que é uma 
das formas que o boro ocorre na natureza, é um sólido branco, escamoso. Tem ponto de fusão (P.F. 189ºC) e é 
volátil. É solúvel em água, onde se comporta como um ácido fraco.
H3BO3 (aq) + H2O(l)  → [B(OH)4]- (aq) + H+ (aq)
O hidróxido de Alumínio, Al(OH) 3, é uma substância branca gelatinosa, de fórmula Al(OH) 3 . n H2O, 
que se dissolve tanto em ácidos como em base, sendo pois, anfétero:
Al(OH) 3 (s) + 3 H+ (aq)  → Al3+ (aq) + 3 H2O (leia 0)
Al(OH) 3 (s) + OH- (aq)  → [Al(OH)4]- (aq)
d) Hidreto 
O Boro forma com o hidrogênio, diversos compostos binários chamados hidretos de boro ou boranos, 
que contém de 2 à 10 átomos de B em cada molécula. Todos esses compostos são covalentes. O mais simples, o 
diborano, B2H6, é um líquido (P.E. = 92,6ºC) espontaneamente inflamável ao ar e hidrolisado rapidamente pela 
água a H2 e B(OH)3.
 H H H
 B B
 H H H 
 
A molécula de B2H6 e outros hidretos de boro são, às vezes, chamados compostos “deficiente de 
elétrons”, para indicar que eles não contém elétrons suficientes para satisfazer as suas ligações.
e) Haletos 
Todos os elementos desse grupo formam trihaletos. O Boro forma três haletos, BF3, BCl3 e BBr3, que 
são covalentes e gasosos, com estrutura trigonal plana e comportam-se como ácido de Lewis.
BF3 + F- [ BF4-]
Os haletos de alumínio, AlF3, AlCl3, AlBr3 e AlI3, têm estruturas diferentes uns dos outros, dependendo 
do halogêneo presente e do estado físico. O AlF3, é um sólido iônico cristalino (P.E. 1040ºC). O AlCl3 também é 
um sólido iônico que sublima apenas 180ºC e 1 atm e o seu vapor consiste em moléculas covalentes diméricas, 
respectivamente, Al2Br6 e Al2I6, não somente no estado de vapor, mas também no estado sólido.
 Cl Cl Cl
 Al Al
 
 Cl Cl Cl
UNIDADE III - Elementos do Bloco “p”
III.2 – Elementos do Grupo XIV – Grupo do Carbono
2.1 Características 
Os elementos do Grupo IV – A são carbono, silício, germânio, estanho e chumbo. Mostram, como o 
Grupo III-A, uma pronunciada variação de comportamento, que passa de ácido para mais básico, à medida que 
se desce no grupo. Também, como no Grupo III-A, o elemento mais leve, o carbono, forma um sólido de 
estrutura complexa que não exibe propriedades metálicas.
Os fatores responsáveis pelo caráter não-metálico aparentemente estendem-se ao segundo e terceiro 
elementos do Grupo, silício e germânio, pois estes também não podem ser considerados metais, mas apenas 
semi-metais. O carbono é um não metal e o estanho e chumbo são metais:
Os dois primeiros elementos, carbono e silício, são importantes, pois seus compostos são responsáveis 
respectivamente por todos os organismos vivos e praticamente por todos os minerais da terra.
2.2 Propriedades Gerais 
Os raios covalentes aumentam de cima para baixo no Grupo, mas a diferença de tamanho entre Si e Ge 
é menor do que seria de esperar, pois o preenchimento do nível 3d aumenta a carga nuclear e acarreta proteção 
apenas fraca por parte dos elétrons d (a capacidade de proteção decresce na seguinte ordem : elétrons s > 
elétrons p > elétrons d).
De maneira análoga, a pequena diferença de tamanho entre Sn e Pb se deve ao preenchimento do nível 
4f.
Abundânci
a na crosta 
terrestre
Raio 
Covalente
Energia de Ionização
(Kj.mol-1)
PF Eletronega
tividade
1° 2° 3° 4°
C 320 0,77 1086 2354 4622 6223 3930 2,5
Si 277.200 0,17 786 1573 3232 4351 1420 1,8
Ge 7 1,22 760 1534 3300 4409 949 1,8
Sn 40 1,40 707 1409 2943 3821 232 1,8
Pb 16 1,46 715 1447 3087 4081 327 1,8
As energias de ionização decrescem do C para o Si, mas variam de modo irregular no restante do 
Grupo, por causa do preenchimento dos níveis d e f. A quantidade extremamente grande para formar o íon M4+ 
sugere que os compostos iônicos simples são muito raros para estes elementos. Os únicos elementos que dariam 
diferença suficiente de eletronegatividade para originar caráter iônico da ligação são Flúor e Oxigênio, e os 
compostos SnF4, SnO2, PbF4 e PbO2 são rezoavelmente iônicos.
A maior parte dos compostos são tetravalentes e covalentes. Isto torna necessária a promoção de 
elétrons do estado fundamental para o estado excitado, levando a uma estrutura tetraédrica. A energia necessária 
para desemparelhar e promover o elétron é mais do que compensada pela energia liberada pela formação de 
duas ligações covalentes adicionais.
Configuração eletrônica do átomo de carbono estado fundamental.
Átomo de carbono estado excitado
Os elementos deste Grupo são relativamente pouco reativos, mas a reatividade e dentro do grupo, 
aumenta de cima para baixo. São comumente atacados por ácidos, alcalis e pelos halogênios: grafita por Flúor, 
Si por HF, Ge por H2SO4 e HNO3, e Sn e Pb por diversos ácidos. A ocorrência de compostos iônicos contendo 
os íons M+4 de todos esses elementos pode ser considerado pouco provável porque a energia de ionização 
necessária para a reação M(g)  M(g)+4 +4e, é extremamente elevada. Os três primeiros elementos do Grupo – o 
C, o Si e o Ge – formam essencialmente compostos covalentes. Os dois membros mais pesados do grupo, o Sn e 
o Pb, formam tanto compostos covalentes, com números de coordenação 4 e 6, como compostos iônicos 
contendo íons Sn2+ e Pb2+. A tendência que têm os elementos S2 a participar de uma ligação covalente (sendo 
promovidos a orbitais vazios mais elevados disponíveis) decresce à medida que se desce no grupo desde C até 
Pb. Por essa razão, o par de elétrons 6s2 do Pb é, freqüentemente, designado como “par inerte”. O efeito do par 
inerte se mostra mais acentuado nos membros mais pesados do grupo. Há um decréscimo na estabilidade do 
estado de oxidação + IV e um aumento na estabilidade do estado de oxidação + II, que se acentua dentro do 
grupo de cima para baixo.
2.3 Ocorrência 
Com exceção do germânio, estes elementos são bastante difundidos e conhecidos. Isto porque o 
carbono e o silício são mais abundantes na crosta terrestre, e o estanho e chumbo, embora relativamente raros, 
ocorrem mais ou menos concentrados em minérios o que facilita sua obtenção.
Carbono – O carbono ocorre em jazidas de carvão e no petróleo, ocorre também em rochas do grupo 
dos carbonetos, como a calcita, CaCO3, e a magnesita, MgCO3.
Silício – O silício é muito abundante na forma de sílica, 5i02, e em grande número de minerais do 
grupo do silicato.
Germânio – Ocorre em traços em alguns minérios de prata e zinco, e em alguns tipos de carvão.
Estanho – É extraído do minério cassiteritaSnO2.
Chumbo – O chumbo é encontrado como galena, PbS.
2.4 Preparação 
Carbono – O carbono ocorre naturalmente nas modificações alotrópicas, diamante e grafita, e, com 
muito maior abundância, em formas impuras, como carvão.
Silício, Germânio, Estanho – Os métodos para se obter cada um destes elementos no estado puro são 
essencialmente os mesmos. Inicialmente são obtidos como dióxido, SiO2, GeO2 e SnO2, que depois é reduzido 
pelo carbono, a altas temperaturas.
Vamos exemplificar com o Silício:
SiO2(s) + 2C(s)  Si(s) + 2CO(g)
Este Silício bastante impuro é, então, transformado em tetracloreto, por reação direta com cloro:
Si(s) + 2Cl2(g)  SiCl4(s)
O tetracloreto de silício é volátil e pode ser purificado por destilação. O silício purificado é depois 
recuperado, reduzindo-se o cloro com hidrogênio.
SiCl4+2H2  Si + 4HCl
O silício ë ainda submetido à purificação adicional, pelo processo de fusão em zonas.
Chumbo – O PbS pode ser aquecido ao ar, para conversão em PbO, que é então reduzido por CO num 
altoforno.
Outro método é oxidar parcialmente o PbS ao ar, sofrendo a mistura resultante uma auto-redução em 
ausência doar, por aquecimento.
2SO3Pb PbO 2 Pb 3PbS ar de ausência em oaquecimentar no oaqueciment + →+ →
2.5 Propriedades Físicas 
Alotropia do Carbono
O carbono existe em três formas cristalinas, o diamante, a grafita e o Buckmister fullereno ou 
Buckyball. O pó preto formado na decomposição térmica de compostos de carbono era tido anteriormente como 
carbono amorfo, mas é encarado hoje como grafita finamente dividida.
No diamante, que é incolor, cada átomo de carbono utiliza orbitais híbridos tetraédricos para formar 
quatro ligações. Assim cada átomo de carbono está ligado tetraedricamente a outros quatro átomos de carbono, 
originando-se um polímero tridimensional. A molécula formada é muito dura (a substância natural mais dura 
que se conhece) devido ao fato de as posições dos átomos de carbono estarem rigidamente definidas; 
consequentemente não conduz eletricidade, porque o compartilhamento de elétrons com quatro outros átomos 
preenche todos os orbitais, sendo impossível a outro elétron mover-se para um dado átomo de carbono. O 
diamante também é caracterizado pelo elevado índice de refração, fazendo com que a maior parte da luz que 
incide sobre ele seja refletida pelas superfícies internas.
Grafite maciça é um sólido mole, cinzento, de alto ponto de fusão, tendo um fraco brilho metálico e boa 
condutividade elétrica.
O pequeno grau de dureza é atribuído às fracas ligações entre as camadas, permitindo que camadas 
adjacentes deslizem umas sobre as outras.
O alto ponto de fusão é uma indicação das fortes ligações covalentes dentro das camadas que tornam 
difícil a desorganização necessária à fusão. A condutividade e o brilho metálico provêm da liberdade dos 
elétrons (um por carbono) que podem mover-se de um átomo para outro. Devido a seu alto ponto de fusão e sua 
condutividade elétrica, a grafita encontra grande uso como material de eletrodos, como por exemplo na 
preparação eletrolítica do alumínio. Além da grafita maciça, existem várias formas porosas de carbono, 
aparentemente grafíticas em sua natureza, que incluem o coque (obtido por aquecimento de carvão de pedra em 
ausência de ar), carvão vegetal (obtido a partir de madeira, nas mesmas condições), e negro de fumo (fuligem), 
estas formas de carbono apresentam extraordinarias propriedades de absorção.
A terceira forma alotropica é o C60 – Buckmister fullerene ou Buckball. Os estudoa até agora mostram 
que ele é estável e resistente a corrosão. É também absorvedora de elétrons que libera as cargas recebidas sem 
oferecer resistência, bateria superpoderosa. É a partícula mais elastica (intactas em túnel de alta velocidade 
24.000 Km/h)
Silício – O silício cristalino é opaco e tem alto poder de reflexão; é uma substância semi-condutora de 
eletricidade. É um cristal covalente, com a estrutura do tipo diamante, com cada átomo de Si ligado 
covalentemente a quatro outros átomos de silício com arranjo tetraédrico.
Os cristais de silício muito puro são utilizados para a fabricação de transistores, retificadores e baterias 
solares.
Germânio – O germânio, Ge, é uma substância dura, quebradiça, de cor branco-prateada; tem ponto de 
fusão relativamente elevado (937°C) e P.E. (2700°C). O germânio cristalino tem um retículo covalente do tipo 
diamante com ligações Ge-Ge relativamente fortes. Do mesmo modo que o silício, o germânio é um semi-
condutor de eletricidade, propriedade essa que responde pela maior parte das aplicações do elemento em 
transistores e em outros componentes da eletr8nica. do estado sólido.
Estanho – O estanho, Sn, do mesmo modo que o carbono existe em duas formas alotrópicas - estanho 
cinzento, que tem átomo de Sn arranjado tetraedricamente, como o diamante e o estanho branco, em que cada 
átomo Sn esta circundado por seis vizinhos em arranjo octaédrico muito distorcido. O estanho branco tem 
propriedades metálicas: é maleável e ductil à temperatura ambiente e tem condutividade elétrica do tipo 
metálico. O estanho tem um ponto de fusão baixo para um metal (232°C); mas o seu ponto de ebulição é muito 
elevado (2270°C); a este respeito, o estanho se parece com o gálio (relacionamento diagonal).
Chumbo – O chumbo, Pb, quando puro é um metal mole, branco, de ponto de fusão baixo; tem 
condutividade elétrica (menos que um décimo da do cobre), sua estrutura metálica cristalina é cúbico de fase 
centrada.
2.6 Compostos 
Hidretos
Todos os elementos do Grupo II-A formam hidretos covalentes, mas o número de compostos formados, 
e a facilidade com que se formam, varia consideravelmente. O carbono forma um número enorme de compostos 
de cadeia aberta ou cíclica, incluindo-se os alcanos (parafinas), CnH2n+2; e os compostos aromáticos. Estes 
compostos constituem a base da química orgânica.
O silício forma um número limitado de hidretos saturados, SinH2n+n, chamados silanos, que formam 
cadeias normais ou ramificadas. Contrariamente aos alcanos, os silanos são fortes agentes redutores, queimam 
no ar explodem em atmosfera de Cl2 e são facilmente hidrolisáveis por soluções alcalinas:
12H6 + H2O ~°s de 2 SiO2 . n H20 + 7 H2 álcool
A diferença de comportamento entre alcanos e sílanos se deve provavelmente â diferença de 
eletronegatividade entre C e Si, que resulta numa distribuição desigual dos elétrons da ligação (polarização) 
tendo-se uma carga S~ no carbono e uma carga S+ no Si.
z- z+ z+ z-
C-H Si-H
Os hidretos de germânio ou germânos são semelhantes aos silanos, mas menos inflamáveis e menos 
suscetíveis a hidrólise. O estanho SnH4 é menos estável e mais difícil de preparar. O plumbano PbH4 é ainda 
menos estável e de preparação bem mais difícil, mas foi possível obtê-lo por redução catódica, tendo sido 
detectado com auxílio de espectrômetro de massa.
Haletos
Conhecem-se todos os terahaletos, exceto o PbI4 são todos voláteis e covalentes. As exceções são o 
SnF4 e PbF4 que são iônicos e apresentam alto P.F. (SnF4 sublima a 705°C, o PbF4 funde a 600°C).
O CF4 é um composto inerte e muti estável, sendo os fluorcarbonetos em geral úteis como lubrificantes 
solventes e isolantes.
Clorofluorcarbonetos mistos, tais como CFCl3, CF2Cl2 e CF3Cl são conhecidos como “Freon”, são 
compostos inertes e não-tóxicos, encontrando largo emprego como líquido refrigerantes e como propelentes em 
aerossois. Os haletos de silício são rapidamente hidrolizados por solução aquosa, formando-se ácido silícico:
SiCl4 + 4H2O  Si(OH)4 + 4 HCl
O GeCl4 e o GeBr4 são hidrolizados menos rapidamente,o SnCl4 e o PbCl4 sofrem hidrólise em 
soluções diluídas; mas a hidrólise é freqüentemente incompleta
, podendo ser reprimida pela adição de ácido halogendrico apropriado.
[ ] −
 ←
→
 ←
→ 2
6
OH
HCl
4
OH
HCl
4 SnClSnClSn(OH)
22
O carbono forma uma série de compostos halogenados com longas cadeias carbônicas, o mais 
conhecido sendo talvez o “Teflon”, ou politetrafluoretileno.
−− → 2222pressão42 .CF.CF.CFCFFC
O teflon é um produto extremamente útil, pois resiste ao ataque por agentes químicos e é um bom 
isolante elétrico. É empregado também como revestimento em utensílios de cozinha.
O silício forma polímeros do tipo (SiF2)n e (SiCl2)n, por passagem do tetrahaleto sobre silício aquecido.
O garmânio forma dímero Ge2Cl2, mas não se conhecem haletos com cadeias de átomos de estanho e 
chumbo.
Compostos Oxigenados
a) Óxidos
Os óxidos de carbono diferem dos óxidos dos demais elementos do grupo, porque eles contêm ligações 
múltiplas p-p entre C e O. Conhecem-se cinco óxidos de carbono: CO, CO2, C3O2, C5O2 e C12O9, mas só os dois 
primeiros são importantes.
- Monóxido de carbono, CO - é um gás incolor (PE = - 190°C), pouco solúvel em água. É 
extremamente venenoso se for inalado, porque se combina com o ferro que existe na hemoglobina, inibindo a 
capacidade de transporte o oxigênio.
- Dióxido de carbono, CO2 – é obtido pela ação de ácidos diluidos sobre carbonatos, por combustão de 
carbono em excesso de oxigênio e em escala industrial pelo aquecimento de calcário, CaCO3. O CO2 sólido 
sublima a uma temperatura de -78°C a pressão atmosférica. É muito empregado como refrigerante, com o nome 
de “gelo seco” .
O dióxido de silício, SiO2 é comumente chamado de sílica. É sólido muito duro e bastante transparente 
quando em estado de pureza. Existem muitas modificações cristalinas do silício, sendo o quartzo a mais comum 
delas.
b) Silicatos
Os silicatos são sais do ácido silícico hipotético, H4SiO4, e dos seus vários produtos de desidratação. 
Silicatos de diversas composições ocorrem extensamente na natureza, sob a forma de minerais e de rochas. O 
cimento é um silicato complexo de alumínio. O vidro é fundamentalmente uma solução vítrea de silicato de 
sódio e sílica, obtida pela fusão do sódio Na2CO3 com SiO2:
SiO2 + Na2CO3  Na2SiO3 + CO2 
Podem-se preparar vidros de composições diferentes, variando as proporções dos materiais iniciais, a 
SiO2 e o Na2CO3 ; além disso, podem-se obter vidros especiais fazendo-se uma substituição parcial do Na2CO3 
por óxidos como o CaO, o PbO e o B2O3.
Silicatos:
Um grande porcetagem da crosta terrestre é constituida por minerais do tipo silicatos, ou argilas do 
grupo aluminosilicatos.
Os silicatos podem ser preparados por fusão de um carbono de metal alcalino com sílica.
Na2CO3 + SiO2  Na2SiO3 + CO2 
44
SiO
2
C1500
32 SiONa NaO CO CONa 2
O
→+ → , (Na2SiO3)n é outros
A maneira pela qual as unidades tetraédricas de (SiO4)-4 se ligam constitui um coveniente método de 
classificação dos muitos minerais da classe dos silicatos.
1. Ortosilicatos: Contém tetraedros de (SiO4)-4 discretos.
Ex: 
Willenita Zn2SiO4 Os íons Zn e Be são circundados 
tetraedricamente por 4 átomos de 
oxigênio
Fenacita B2SiO4
Forsterita MgSiO4 Mg circundado octaedricamente por 
6 átomos de oxigênio
Zirconita ZrSiO4 N° de coordenação do Zr é oito 
2. Pirosilicatos: duas unidades tetraédricas se unem por um átomo de oxigênio, originando o íon 
(Si2O7)6-. Este é o exemplo mais smples dos íons silicatos condesados, mas é muito raro. Os dois 
exemplos são:
Thorteveitita . Sc(Si2O7)
Heminortita . Zn4(OH)2(Si2O7).H2O 
3. Silicatos cíclicos: se forem compartilhados dois oxigênios por tetraedro, podem formar-se c;iclicos 
de fórmula geral (SiO3)n2n-.
(Si3O9)6- : ocorre na Wollastorita Ca3(Si3O9)
 Benitoita BaTi(Si3O9)
(Si6O18)12- : ocorre no Berilo Be3Al2(Si6O18)
4. Silicatos em cadeia: o compartilhamento de dois oxigênios por cada tetraedro pode levar a:
a) cadeias simples (piroxenos), de fórmula geral (SiO3)n2-
ex: espodumênio LiAl(SiO3)2
b) cadeias duplas anfibolios: de fórmula geral (Si4O11)n6n-. Os anfibolios sempre contém grupos 
hidroxilas, que se ligam aos íons metálicos.
ex: tremolita Ca2MgSiO4O11.(OH)2
5. Silicatos lamelares: o compartilahemnto de três átomos de oxigênio por tetraedro leva a uma 
lâmina bidimensional infinita, de fórmula empirica (Si2O5)n2n-
Talco Mg3(OH)2(Si4O10)
Caolim Al2(OH)4(Si2O5)
6. Silicatos tridimensionais: se todos os quatros oxigênios de um tetraedro de SiO4 forem 
compartilhados com outros tetraedros nenhuma susbtituição de Si por um metal, a fórmula será 
SiO2 (quatzo, tridimita ou cristabalita). Substituição isonorfica de Si4+ por Al3+ nas porções 
tetraédricas do retículo de SiO2 requer a presença adicional de outros ions metálicos no retículo, 
para garantir a neutralidade elétrica. Estas substituições levam a um grupo de minerais chamados 
feldspatos, zeolitos e ultramares.
6.1 feldspatos:
- feldspatos ortoclásios – KalSiO3O8 ortoclásio
 BaAl2Si2O8 celsiano
- plagioclásios - NaAlSiO3O8 albita
 CaAl2Si2O8 anortita
6.2 zeolitos: são os silicatos tridimensionais mais importantes. Eles apresentam uma estrutura mais 
aberta que os feldspatos, o que permite a eles reter e ceder água com facilidade atrvés dos canais 
existentes na sua estrutura semelhante a uma colmeia, os zeolitos atuam como peneiras 
moleculares, absorvendo moléculas sufucientemente pequenas para ocuparem os interstícios, mas 
não atuando sobre as moléculas grandes demais para esses mesmos interstícios. Os zeolitos 
também atuam como trocadores de íons naturais.
Ex: zeolitos de sódio são empregados para o tratamento da água dura, com o nome de “Permutita”. 
Eles removem o íon Ca2+ da água dura, substituindo-o por Na+.
Outros – Natrolita Na2(Al2Si3O10)2H2O
 Heulandita Ca(Al2Si7O18)6H2O
 Analeita Na(AlSi2O6)H2O 
6.3 Ultramares: são obtidos sinteticamente. Muitos são coloridos e usados como pigemtentos.
Ex: Ultramar Na8(Al6Si6O24)S2
 Sodalita Na8(Al6Si6O24)Cl2
 Noselita Na8(Al6SiO24)SO4
UNIDADE III - Elementos do Bloco “p”
III.3 - Elementos do Grupo XV-A – Grupo do Nitrogênio
3.1 Características Gerais
Os elementos do Grupo V-A, chamado família do Nitrogênio são, Nitrogênio, N, Fósforo, P, Arsênio, 
As, Antimônio, Sb, e Bismuto, Bi. Nitrogênio e Fósforo são não-metais, Arsênio e Antimônio, semi-metais, e 
Bismuto um metal de condutividade elétrica bastante pequena. Todos apresentam cinco elétrons no nível mais 
externo, com configuração ns2 np3. A medida que o número atômico aumenta no Grupo, aumenta o Ponto de 
Ebulição e diminui a Eletronegatividade. Tendem a formar compostos covalentes. Somente o menor e mais 
eletronegativo dos elementos do Grupo, o nitrogênio, mostra alguma tendência a formar compostos iônicos, 
mesmo assim, só em reações com metais alcalinos e alcalinos-terrosos, contendo o íon nitreto trinegativo, N3-, 
Ex: Li3N, Ca3N2.
3.2 Nitrogênio
a) Características
Em condições ordinárias, o nitrogênio é um gás incolor, inodoro e insípido. É pouco saudável em água, 
com a qual não reage. Existe sob a forma de moléculas diatômicas, N2, nas quais os dois átomos N estão unidos 
por uma ligação covalente tripla (uma sigma e duas pi). A energia de dissociação da molécula N2 é 
extremamente elevada (226 Kcal/mol), indicando que a ligação nitrogênio-nitrogênio deve ser múltipla. Esta 
energia de dissociação muito elevada é responsável pela ausência de reatividade química do nitrogênio gasoso e 
pela instabilidade de muitos compostos de nitrogênio, que mesmo à temperaturaambiente, tendem a se 
decompor formando o elemento N2(g).
b) Ocorrência
O N2 está presente em 78% do volume do ar atmosférico. Sendo portanto este ar, uma fonte inesgotável 
de matéria prima para seus compostos. Além disso, o nitrogênio ocorre naturalmente em alguns minerais, como 
o NaNO3. Os solos férteis possuem grandes quantidades de nitrogênio e compostos de amônio. Os tecidos de 
todos os organismos vivos, animais, vegetais, contêm nitrogênio em compostos conhecidos como proteínas.
c) Obtenção
- Método de Laboratório:
- O nitrogênio puro é preparado em laboratório por aquecimento cuidadoso do nitrito de amônio, 
NH4NO2. Na prática como o nitrito de amônio é muito instável para ser acumulado e guardado, a reação é 
conduzida fazendo-se a mistura de NH4Cl com NaNO2, e aquecendo-se brandamente.
NH4Cl(s) + NaNO2(s) N2(g) + NaCl(ag) + 2H2O(l)
A equação líquida para esta reação :
NH4+(ag) + NO3(ag)  N2(g) + 2H2O(l) 
- O N2 também pode ser preparado por aquecimento, a seco, do (NH4)2Cr2O7 sólido:
(NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + Cr2O3 +4H2O(l)
- Obtenção Industrial
O nitrogênio industrial é obtido a partir da destilação fracionada do ar atmosférico liqüefeito.
O ar é uma mistura complexa de diversos gases. Os componentes princípais são 0 oxigênio, 02, e o 
nitrogênio, N2 e uma quantidade relativamente pequena de Argônio. Estes três componentes estão sempre 
presentes em qualquer amostra de ar, e suas proporções relativas são 21% de O2, 78% de N2 e 1% de Ar e outros 
gases volume a volume. Se o ar for livre de umidade, esses elementos constituem 99,9% da amostra. O vapor 
d'água, o dióxido de carbono e traços de outros gases estão presentes, nas amostras de ar, em proporções que 
variam com as condições climáticas e com a localização geográfica.
Por este processo, inicialmente o ar é liqüefeito, através de temperaturas muito baixas e pressões 
elevadas. Em seguida, o ar liqüefeito é evaporado. Como o nitrogênio é um pouco mais volátil, tem ponto de 
ebulição mais baixo, - 196°C que o do oxigênio - 183°C, haverá maior porcentagem de N2 no ar evaporado que 
no líquido resídual, que terá maior porcentagem de O2. Se novamente se condensa e se reevapora esse vapor, o 
novo vapor conterá uma percentagem ainda maior de nitrogênio. Este procedimento é repetido, até que todo N2 
esteja separado de O2. Este nitrogênio comercial é usualmente acumulado para ser guardado ou transportado na 
forma de gás sob pressão em cilindros de aço.
O nitrogênio assim obtido, contém impurezas de O2 e Ar. Quando necessário a remoção do oxigênio 
pode ser feita de três maneiras :
• pela passagem do nitrogênio comercial sobre tela ou raspas de cobre a quente.
• passando a mistura através de amônia contendo raspas de cobre finamente divididas.
• passando a mistura através de soluções de sais de cromo (II).
d) Usos do Nitrogênio
O uso comercial mais importante do nitrogênio é na produção da amônia, NH3, que por sua vez é usada 
na produção de fertilizantes para agricultura, na produção de ácido nítrico e de outros compostos de nitrogênio. 
Também é usado para fornecer atmosferas inertes em diversos processos químicos e metalúrgicos.
e) Principais Compostos
O nitrogênio apresenta em seus compostos números de oxidação variando de -3 a +5, (-3) na amônia 
NH3; (-2) na hidrazina N2H4; (-1) na hidroxilamina NH2OH, (O) no nitrogênio N2, (+1) no óxido nitroso N2O, 
(+2) no óxido nítrico NO, (+3) no ácido nitroso HNO2, (+4) no dióxido de nitrogênio NO2 e (+5) no ácido 
nitroso HNO2, (+4) no dióxido de nitrogênio NOZ e (+5) no ácido nítrico. Os números de oxidação negativos 
surgem em função das eletronegatividades de H=2,1 e N=3,0.
a – Hidretos de Nitrogênio
Amônia, NH3 
À temperatura ambiente e pressão ordinária, a amônia é um gás incolor, com cheiro pungente, 
característico. O gás pode ser liqüefeito por resfriamento a -33,4°C e pressão de 1 atm, ou por compressão a 10 
atm à temperatura ambiente. A molécula NH3 ë piramidal e polar. O amoníaco gasoso é extremamente solúvel 
em água, em função das reações de hidratação e ionização.
- Obtencão do NH3
a) Em Laboratórío
- O gás NH3 puro ë obtido em laboratório pelo aquecimento do NH4Cl, com uma solução de KOH.
NH4Cl(s) + KOH(aq)  NH3(g) + H2O(l) + KCl(aq)
b) Comercial
- Processo Haber - Nas condições normais o N2(g) reage com o H2(g) formando NH3(g).
-
atm 1P
C25 T
 2NH3HN
O
3(g)2(g)2(g)
=
=
→←+ 
Uma mistura destes gases à temperatura ambiente, produz quantidade razoáveis de NH3(g). No entanto, 
a velocidade com que o equilíbrio é atingido é tão pequena que praticamente nenhuma reação se processa. 
Aumentando-se a temperatura, a velocidade da reação aumenta, mas decresce a concentração de NH3 presente 
na mistura em equilíbrio, pois o aumento da temperatura faz aumentar o termo T ∆ S desfavorável em 
comparação com o termo H favorável e assim, ∆ G se aproxima de zero. Na prática, a síntese do NH3 a partir do 
N2 e H2 é conduzida a 450-600°C, na presença de um catalisador e a uma pressão alta, em terno de 200-600 atm.
b – Óxidos de Nitrogênio
- Óxido Nitroso. N2O
É um gás incolor e inodoro. É obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio fundido.
(l)2(g)2
C250
3(l)4 O2HONNONH
O
+ →
O óxido nitroso tem uma estrutura linear NNO. É pouco reativo, inerte frente aos halogêneos, metais 
alcalinos e ozônio na temperatura ambiente. Pelo aquecimento, decompõem-se em N2 e O2. É usado como 
anestésico.
c – Haletos
O nitrogênio, no estado de oxidação +3, forma uma série de trihaletos, o NF3, NCl3 e o NI3, cujas 
moléculas são piramidais. Á temperatura ambiente, só 0 NF3 é estável à decomposição em nitrogênio e flúor. 
Isto ocorre em função da eletronegatividade.
d – Nitratos
- Ácido Nítrico. HNO3
O HNO3 é preparado em laboratório pelo aquecimento de um nitrato de metal alcalino com ácido 
sulfúrico.
NaNO3(s) + H2SO4(l)  HNO3(g) + NaHSO4(s)
O ácido nítrico HNO3, puro, é um líquido incolor, com ponto de ebulição de 83°C. Congela a -41,59°C, 
formando um sólido cristalino incolor.
É um dos ácidos mais fortes que se conhece. Oxida quase todos os metais, menor Au e Pt. O Ouro e a 
Platina, não são oxidados, mesmo pelo HNO3 concentrado, mas são oxidados pela ÁGUA RÉGIA, que é uma 
mistura de três partes em volume do HCl concentrado e uma parte em volume do HNO3 concentrado.
3.3 Fósforo
a) Ocorrência
O Fósforo é o único elemento do grupo 5A que nunca foi encontrado em estado livre na natureza. Ele 
ocorre principalmente sob a forma de Fosfatos, o fosfato de cálcio simples Ca3(PO4)2 , e o fosfato misto (fosfato 
contendo um pouco de flúor), (CaF3. 3Ca3(PO4)2 , denominado Apatita. O fósforo ocorre em todos os solos 
férteis. O fósforo é um elemento essencial a toda matéria viva; o fosfato de cálcio, é o constituinte principal dos 
ossos (cerca de 60% ).
b) Obtenção
O fósforo é comumente preparado por redução de Ca3(PO4)2 ou CaF2.3Ca3(PO4)2 com sílica (SiO2) e 
colocado em um forno elétrico à temperatura de 1450°C.
2 Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s)  6CaSiO3(s) + P4O10(g)
O P4O10 gasoso é, logo após a sua formação, reduzido pelo coque aquecido.
PaO10(g) + 10C(s)  P4(g) + 10CO(g)
De tempos em tempos , o CaSiO3 e o excesso de SiO2 são removidos, sob a forma de escória, do fundo 
do forno elétrico. O vapor de fósforo é condensado ao estado líquido, sob água, para impedir que ele seja 
oxidado pelo ar. Por solidificação do líquido â temperatura ambiente, obtém-se o fósforo branco, que pode ser 
purificado por destilação fracionada em vácuo ou em atmosfera inerte de nitrogênio.
c) Propriedades do Fósforo elementar
No estado sólido, o fósforo existe em várias modificações cristalinas.
- FÓSFORO BRANCO OU AMARELO
A condensação do vapor de fósforo em condições ordinárias produz o fósforo ,