Trabalho de Química Geral - T2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS - UFSCAR 
ENGENHARIA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OS GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA 
QUÍMICA GERAL 01 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO CARLOS- SP 
2014 
Hidrogênio 
 
O Hidrogênio é o elemento químico mais abundante do universo, que se 
encontra principalmente na forma de água ou nos hidrocarbonetos pela superfície 
terrestre. O gás hidrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e de baixa densidade. 
Devido a essas características ele é atualmente utilizado como combustível, além do 
mais, possui uma entalpia de combustão por grama elevada em comparação aos 
demais combustíveis e o único produto de sua combustão é a água, contribuindo 
com a diminuição do efeito estufa. 
Além do fato do hidrogênio não pertencer definitivamente a um grupo da 
tabela periódica, ele é incomum por poder formar um cátion ( ) e um ânion ( ). O 
íon hidreto é volumoso, com um raio de 154 pm, fazendo com que seja muito 
polarizável e capaz de formar ligações covalentes com todos os elementos, exceto 
os metais, devido a sua eletronegatividade intermediária. 
 
Grupo 1 – Metais Alcalinos 
 
Os metais alcalinos (grupo 1), por serem violentamente reativos, são 
dificilmente encontrados na forma livre na natureza e são obtidos por eletrólise de 
seus compostos. Suas características são classificadas de acordo com a facilidade 
no qual o elétron de valência pode ser removido. 
Os elementos do grupo 1 são metais leves e de cor cinza prateada. Eles 
possuem baixos pontos de fusão, de ebulição e densidade, devido ao fato de sua 
camada de valência ter apenas um elétron, tornando assim sua ligação metálica 
fraca. Essas propriedades aumentam de cima para baixo no grupo, acompanhando 
o tamanho do átomo. 
 
TABELA 01 – Elementos do grupo 1. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
3 Lítio 6,94 181 1347 0,53 
11 Sódio 22,99 98 883 0,97 
19 Potássio 39,10 64 774 0,86 
37 Rubídio 85,47 39 688 1,53 
55 Césio 132,91 28 678 1,87 
87 Frâncio 223 27 677 - 
 
O lítio (Li), o sódio (Na) e o potássio (K) sofrem corrosão rápida quando 
expostos ao ar úmido e o rubídio (Rb) e o césio (Cs) são mais reativos ainda, sendo 
armazenados em recipientes selados sem ar. Já o frâncio (Fr) nunca foi isolado em 
quantidades visíveis. 
A energia da primeira ionização dos metais alcalinos é pequena, formando, 
em sua grande maioria, compostos iônicos, no qual se encontram como os cátions 
do composto. Além de facilitar a formação dos cátions, a baixa energia de ionização 
contribui para que esses metais sejam excelentes redutores. Os potenciais padrões 
dos metais alcalinos são todos negativos, mas não varia uniformemente de cima 
para baixo como a energia de ionização. 
Os metais alcalinos reagem diretamente com quase todos os ametais, exceto 
os gases nobres, mas apenas o lítio consegue reagir com o nitrogênio. Eles reagem 
com a água com vigor crescente de cima para baixo no grupo e o principal produto 
da reação desses metais com o oxigênio também varia de cima para baixo no grupo. 
O lítio forma o óxido ( ), o sódio forma o peróxido ( ) e o potássio forma o 
superóxido ( ), isso devido ao tamanho do íon, que aumenta ao decorrer do 
grupo. Os cátions tendem a formar compostos mais estáveis com ânions de raios 
semelhantes do que com ânions de raio diferente. 
 
Grupo 2 – Metais Alcalinos Terrosos 
 
Os elementos do grupo 2 são chamados de alcalinos terrosos devido ao fato 
do cálcio (Ca), do estrôncio (Sr) e do bário (Ba) formarem óxidos alcalinos (básicos) 
e essa nomenclatura foi estendida para todo o grupo. Esses elementos possuem 
dois elétrons na camada de valência e, portanto formam cátions com número de 
oxidação +2 em todos os compostos, sendo dificilmente encontrados na livres na 
natureza. Com exceção do berílio (Be) todos têm características metálicas. 
 
TABELA 02 – Elementos do grupo 2. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
4 Berílio 9,01 1285 2470 1,85 
12 Magnésio 24,31 650 1100 1,74 
20 Cálcio 40,08 840 1490 1,53 
38 Estrôncio 87,62 770 1380 2,58 
56 Bário 137,33 710 1640 3,59 
88 Rádio 226 700 1500 5,00 
 
Todos os metais alcalinos terrosos são muito reativos e, com exceção do 
berílio, todos reagem com água. Assim como no grupo 1, as reações desses metais 
com oxigênio e a água tornam-se mais vigorosas de cima para baixo no grupo. Os 
metais do grupo 2 podem ser identificados na chama de compostos pelas cores que 
produzem. O cálcio queima com uma cor laranja avermelhada, o estrôncio com cor 
carmim e o bário com cor verde amarelada. 
O berílio é o elemento do grupo 2 de menor caráter metálico e muitos de seus 
compostos têm propriedades comumente atribuídas ás ligações covalentes. Suas 
propriedades são dominadas pelo seu volume pequeno, limitando seu íon a fazer 4 
ligações e garantindo uma geometria tetraédrica. 
 
Grupo 13 – Família do Boro 
 
Á partir dos elementos do grupo 13 começa os ametais, com propriedades 
estranhas, pois não são tão eletropositivos para perder elétrons facilmente e nem 
tão eletronegativos para ganhá-los facilmente. Os elementos mais importantes 
desse grupo são o boro (B) e o alumínio (Al). 
 
TABELA 03 – Elementos do grupo 13. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
5 Boro 10,81 2300 3931 2,47 
13 Alumínio 26,98 660 2467 2,70 
31 Gálio 69,72 30 2403 5,91 
49 Índio 114,82 156 2080 7,29 
81 Tálio 204,38 304 1457 11,87 
 
O boro tem energia de ionização relativamente alta e é um metalóide que 
forma ligações covalentes, mas como possui apenas três elétrons na camada de 
valência e um raio atômico pequeno ele forma compostos com octetos incompletos. 
Seus óxidos têm caráter ácido. 
 
Grupo 14 – Família do Carbono 
 
Os elementos do grupo 14 mostram caráter crescente de metal de cima para 
baixo no grupo. O carbono (C) tem propriedades definidas de ametal, formando 
compostos covalentes com os ametais e compostos iônicos com os metais. O 
germano (Ge) é um metalóide típico, pois tem características de metal ou ametal 
dependendo do outro elemento presente no composto. O estanho (Sn), assim como 
o chumbo (Pb) têm propriedades de metal bem definidas, mas o estanho possui 
algumas características de metalóides. 
 
TABELA 04 – Elementos do grupo 14. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
5 Carbono 12,01 3370 - 2,55 
13 Silício 28,09 1410 2620 2,33 
31 Germânio 72,61 937 2830 5,32 
49 Estanho 118,71 232 2720 7,29 
81 Chumbo 207,20 328 1760 11,34 
 
Todos os membros desse grupo possuem quatro elétrons na camada de 
valência, no qual estão quase todos igualmente disponíveis para formar ligações. O 
carbono e o silício (Si) caracterizam-se pela sua capacidade de formar quatro 
ligações covalentes, mas apenas o carbono é capaz de formar ânions e ligações 
múltiplas com ele mesmo. O caráter metálico cresce significativamente de cima para 
baixo no grupo. 
O carbono tem uma série importante de alótropos: o diamante, com átomos 
de carbono ligados tetraedricamente e com hibridização ; a grafita, formada por 
camadas planas de átomos de carbono em hibridização e em arranjo hexagonal; 
e os fulerenos, átomos de carbono formando compostos moleculares. 
Os elementos do grupo 14 formam tetracloretos moleculares líquidos, e o 
menos estável é o , que se decompõe ao ser aquecido em 50°C em , que 
é sólido.Grupo 15 – Família do Nitrogênio 
 
Os elementos do grupo 15 tem 5 elétrons na camada de valência. As 
propriedades desses elementos variam consideravelmente ao longo do grupo, desde 
o gás nitrogênio (N), quase tão inerte como os gases nobres, até o bismuto (Bi), com 
caráter bem metálico, passando pelo fósforo (P), um metal mole e reativo com o ar e 
pelo arsênio (As) e o antimônio (Sb), materiais semicondutores. Os números de 
oxidação nesse grupo variam de -3 até +5, mas apenas o nitrogênio e fósforo, os 
principais elementos do grupo, são encontrados em todos os casos possíveis. 
 
TABELA 05 – Elementos do grupo 15. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
7 Nitrogênio 14,01 -210 -196 1,04 
15 Fósforo 30,97 44 280 1,82 
33 Arsênio 74,92 613 - 5,78 
51 Antimônio 121,76 631 1750 6,69 
83 Bismuto 208,98 271 1650 8,90 
 
O nitrogênio, devido à energia da ligação N=N (944 KJ/mol) que o torna bem 
inerte, dificilmente é encontrado combinado com outros elementos úteis aos 
organismos vivos, sendo “fixado” em compostos apenas por algumas bactérias e 
pelo relâmpago em tempestades. Ele possui também algumas características que os 
outros membros do grupo não possuem, como uma alta eletronegatividade, 
garantindo a formação de hidretos capazes de formar ligação hidrogênio. Devido ao 
seu tamanho e volume pequenos, o nitrogênio pode formar ligações múltiplas com 
outros átomos do segundo período usando seus orbitais p. 
O fósforo, mesmo sendo muito reativo, não forma ligações π, apenas ligações 
simples, uma vez que seu raio atômico é cerca de 50% do raio atômico do 
nitrogênio, ou seja, não consegue aproximar seus orbitais 3p. Porém, a 
disponibilidade dos orbitais 3d no fósforo garante a formação de até seis ligações, 
enquanto que o nitrogênio realiza no máximo quatro. 
 
Grupo 16 – Calcogênios 
 
Quanto mais a direita na Tabela Periódica, menos metálicos são os 
elementos. No grupo 16, mesmo o polônio (Po), que se localiza na base do grupo, 
se caracteriza como um metalóide, mas mesmo assim o caráter metálico aumenta 
de cima para baixo no grupo. Todos os elementos desse grupo possuem seis 
elétrons na camada de valência, precisando assim de apenas mais dois elétrons 
para completarem o octeto, e são chamados de calcogênios. 
 
TABELA 06 – Elementos do grupo 16. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
8 Oxigênio 16,00 -218 -183 1,14 
16 Enxofre 32,06 115 445 2,09 
34 Selênio 78,96 220 685 4,79 
52 Telúrio 127,60 450 990 6,25 
84 Polônio 209 254 960 9,40 
 
Os raios atômicos aumentam de cima para baixo no grupo enquanto que as 
eletronegatividades decrescem e as diferenças entre o oxigênio (O) e o enxofre (S) 
são semelhantes às entre o nitrogênio e o fósforo. O enxofre tem uma baixa 
tendência a formar ligações múltiplas, assim como o fósforo, e uma alta capacidade 
de se encadear, podendo formar anéis com ele mesmo, enquanto que a do oxigênio 
é limitada. 
O selênio (Se) e o telúrio (Te) são encontrados nos minérios de sulfeto e 
ambos se parecem com metais branco-prateados, porém são maus condutores 
elétricos. O polônio é um metalóide radioativo de baixo ponto de fusão e é uma fonte 
de partículas α, sendo utilizado em aparelhos na indústria têxtil para inibir o aumento 
da eletricidade estática. 
 
Grupo 17 – Halogênios 
 
Os elementos do grupo 17 são chamados de halogênios e possuem sete 
elétrons na camada de valência, ou seja, necessitam de apenas mais um elétron 
parta completarem o octeto, o que explica suas propriedades químicas. Para 
completar a última camada no estado elementar todos formam moléculas diatômicas 
e, com exceção do flúor (F), seus números de oxidação variam entre -1 e +7. Os 
halogênios apresentam variações de propriedades suaves, uma vez que a 
eletronegatividade diminui no grupo de cima para baixo e os raios atômicos crescem 
de cima para baixo moderadamente. 
 
TABELA 07 – Elementos do grupo 17. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
Densidade 
(g/cm3) 
9 Flúor 19,00 -220 -188 1,51 
17 Cloro 35,45 -101 -34 1,66 
35 Bromo 79,90 27 59 3,12 
53 Iodo 126,90 114 184 4,95 
85 Astatíneo 210 300 350 - 
 
O flúor, o primeiro elemento do grupo, é o elemento oxidante mais forte, 
portanto não pode ser obtido a partir de seus compostos por oxidação de outro 
elemento, e sim por eletrólise. Sua alta eletronegatividade e seu pequeno volume 
fazem com que ele oxide outros elementos, sendo assim, ele é muito reativo. 
O cloro (Cl) é um agente oxidante forte, oxidando metais até altos estados de 
oxidação, e, além disso, reage diretamente com quase todos os elementos, exceto o 
carbono, o nitrogênio, o oxigênio e os gases nobres. 
 
Grupo 18 – Gases Nobres 
 
Os elementos do grupo 18 recebem esse nome devido ao fato de possuírem 
uma reatividade muito baixa e, até 1962, eram considerados quimicamente inertes. 
Mas no mesmo ano um químico inglês conseguiu sintetizar um composto com 
xenônio (Xe), o hexafluoroplatinato de xenônio ( ), e mais tarde, foi sintetizado 
o tetrafluoreto de xenônio ( ). 
 
TABELA 08 – Elementos do grupo 18. 
Z Nome Massa Molar 
(g/mol) 
Ponto de 
Fusão (°C) 
Ponto de 
Ebulição (°C) 
2 Hélio 4,00 - -269 
10 Neônio 20,18 -249 -246 
18 Argônio 39,95 -189 -186 
36 Criptônio 83,80 -157 -153 
54 Xenônio 131,29 -112 -108 
86 Radônio 222 -71 -62 
 
Todos esses elementos se encontram na atmosfera como gases 
monoatômicos e são obtidos através da destilação fracionada do ar líquido (exceto o 
hélio (He) e o radônio (Rn)). Suas energias de ionização são muito altas e 
decrescem de cima para baixo no grupo, e é devido a isso que o xenônio é capaz de 
formar compostos com o flúor. A energia de ionização do xenônio é suficientemente 
baixa para perder elétrons para um átomo tão eletronegativo como flúor ou o 
oxigênio. 
 
Bloco d e f 
 
Os elementos do grupo 3 ao grupo 11 são chamados de metais de transição 
por corresponderem a transição entre os metais muito reativos (grupos 1 e 2) e os 
metais pouco reativos (grupos 13 em diante). Os elementos a partir da terceira linha 
do bloco d (lantanídeos e actinídeos) são chamados de metais de transição interna. 
No bloco d as propriedades dos elementos estão relacionadas principalmente 
com a ocupação dos orbitais d, e não com o número de elétrons na camada de 
valência como os outros grupos. Todos esses elementos são metais e em sua 
maioria são bons condutores elétricos, maleáveis, dúcteis, lustrosos e de cor cinza-
prateada, apresentando geralmente pontos de fusão e ebulição altos. Apenas o 
cobre, o ouro e o mercúrio são exceções a essas características, sendo marrom 
avermelhado, amarelo e liquido a temperatura ambiente, respectivamente. 
Os raios atômicos tendem a decrescer gradualmente segundo o período e 
depois aumentar novamente e a carga nuclear cresce da esquerda para a direita em 
cada linha. Os elementos do bloco d tendem a perder os elétrons s de valência ao 
formar compostos, exceto o zinco (Zn), o cádmio (Cd) e o mercúrio (Hg). 
No bloco f, mais precisamente nos lantanídeos (período 6), os raios atômicos 
são menores do que esperado devido ao aumento da carga nuclear ao longo do 
período e a pequena capacidade de blindagem dos elétrons. Esse efeito é 
conhecido como contração lantanídica. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATIKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química – Questionando a 
vida moderna. Tradução: ALENCASTRO, Ricardo Bicca de. 3ª edição. Bookman 
Companhia ED. Pag.625-697.