Capítulo 7 - ATUALIZADO (com exemplo) (1)

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Capítulo 7 
Propriedades periódicas dos elementos
Atualmente existem, 118 elementos conhecidos.
A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843
Como organizar estes elementos diferentes de forma que
 possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos?
Desenvolvimento da tabela periódica
Desenvolvimento da tabela periódica
No início do século XIX, os avanços na química fizeram com que fosse mais fácil isolar os elementos de seus compostos. Como resultado, o número de elementos conhecidos duplicou, passando de 31, em 1800, a 63, em 1865.
Em 1869, Dmitri Mendeleev, na Rússia, e Lothar Meyer, na Alemanha, publicaram esquemas de classificação dos elementos quase idênticos. Ambos notaram que propriedades físicas e químicas semelhantes se repetiam periodicamente quando os elementos eram dispostos em ordem crescente de massa atômica.
Desenvolvimento da tabela periódica
Desenvolvimento da tabela periódica
O crédito da descoberta da periodicidade das propriedades dos elementos foi dado a Mendeleev, pois ele aprofundou mais suas ideias e estimulou a realização de novos trabalhos. 
Sua insistência em listar elementos com características semelhantes no mesmo grupo o obrigou a deixar espaços em branco em sua tabela. Mendeleev chegou a prever, corajosamente, a existência e as propriedades de alguns elementos.
Em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o
 As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento
 
faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para
 este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge
 se equiparam bem à previsão de Mendeleev.
Desenvolvimento da tabela periódica
Desenvolvimento da tabela periódica
Em 1913, dois anos depois que Rutherford propôs o modelo nuclear do átomo, o físico inglês Henry Moseley desenvolveu o conceito de números atômicos e identificou corretamente o número atômico como sendo o número de prótons no núcleo do átomo.
O conceito de número atômico esclareceu alguns problemas na tabela periódica vigente na época de Moseley, baseada em massas atômicas, e tornou possível a identificação dos “buracos” na tabela periódica, o que levou à descoberta de novos elementos.
A tabela periódica moderna organiza os 
 elementos em ordem crescente de número atômico.
Desenvolvimento da tabela periódica
Carga nuclear efetiva
A força de atração entre um elétron e o núcleo depende da magnitude da carga nuclear e da distância média entre o núcleo e o elétron. A força aumenta à medida que a carga nuclear aumenta, e diminui à medida que o elétron se move para mais longe do núcleo.
Carga nuclear efetiva
Em um átomo polieletrônico, a situação é complicada. Cada elétron em um átomo polieletrônico é blindado do núcleo pelos demais elétrons, sofrendo, portanto, uma atração líquida menor do que sofreria se os outros elétrons não estivessem presentes.
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O valor de S é geralmente próximo do número de elétrons do caroço do átomo. (Elétrons na mesma camada de valência não blindam uns aos outros de forma muito eficaz, mas afetam ligeiramente o valor de S.)
O elétron experimenta uma atração líquida que é o resultado da atração nuclear enfraquecida pelas repulsões intereletrônicas, uma carga nuclear parcialmente blindada, ou carga nuclear efetiva, Zef, que é sempre menor que a carga nuclear real.
Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva
Regra de Slater
No texto, estimamos S de maneira muito simples, assumindo que cada
 elétron de caroço contribui com 1,00 para o S e que os elétrons externos
 não contribuem. Entretanto, uma abordagem mais precisa foi
 desenvolvida por John Slater, que pode ser usada se nos limitarmos a
 elementos que não apresentam elétrons nas subcamadas d ou f.
Elétrons cujo número quântico principal n é maior que o valor de n do
 elétron de interesse não contribuem para o valor de S. Já os elétrons com
 o valor de n igual ao do elétron de interesse contribuem com 0,35 para o
 valor de S. Os elétrons com número quântico principal n - 1 contribuem
 com 0,85, enquanto aqueles com valores ainda menores que n 
 contribuem com 1,00. 
Carga nuclear efetiva
Por exemplo, considere o flúor, que tem configuração eletrônica no estado
 fundamental . Para um elétron de valência do flúor, as regras
 de Slater determinam que S = (0,35 x 6) + (0,85 x 2) = 3,8. Vale lembrar
 que as regras de Slater ignoram a contribuição do elétron de interesse
 para sua própria blindagem; portanto, consideramos apenas seis elétrons
 para n = 2, e não todos os sete. Assim, = Z - S = 9 - 3,8 = 5,2+, um
 pouco abaixo da estimativa simples: 9 - 2 = 7+. 
Valores de estimados pelo método simples descrito no texto, bem
 como os estimados com as regras de Slater, estão no gráfico a seguir. 
Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva
Apesar de nenhum desses métodos replicar com exatidão os valores de
 obtidos com base em cálculos mais sofisticados, ambos captam de
 maneira eficaz a variação periódica da . Embora a abordagem de Slater
 seja mais precisa, o método descrito no texto é razoavelmente bem
 sucedido no processo de estimar o valor de , apesar de sua
 simplicidade. Para nossos propósitos, portanto, podemos assumir que a
 constante de blindagem S na equação, , é aproximadamente
 igual ao número de elétrons de caroço.
Carga nuclear efetiva
Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos 
 elétrons que os protegem da carga nuclear
A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a 
 carga nuclear efetiva (Zef) diminui.
Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva
A carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita em qualquer período da tabela periódica. Embora o número de elétrons de caroço permaneça igual em todo o período, o número de prótons aumenta.
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Em um grupo, a carga nuclear efetiva que atua sobre os elétrons de valência varia muito menos que em um período.
Porém, a carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que descemos em um grupo, porque a nuvem mais difusa dos elétrons de caroço é menos eficaz em blindar os elétrons de valência da carga nuclear.
Carga nuclear efetiva
Carga nuclear efetiva
Tamanhos de átomos e íons
A menor distância que separa dois núcleos durante as colisões equivale a duas vezes o raio dos átomos. Chamamos esse raio de raio atômico não ligante ou raio de van der Waals. 
Podemos também definir o raio atômico com base na distância d entre os núcleos de dois átomos quando eles se encontram ligados um ao outro. O raio atômico ligante (raio covalente) para qualquer átomo em uma molécula é igual à metade da distância de ligação d.
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Tamanhos de átomos e íons
Com valores de raio atômico, é possível estimar os comprimentos de ligação em moléculas. Vejamos as tendências periódicas dos raios atômicos.
Tamanhos de átomos e íons
Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
Número quântico principal, n, e
a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanhos de átomos e íons
À medida que o número quântico principal aumenta (ex., 
 descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao 
 núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta.
Ao longo de um período na tabela periódica, o número de
 elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a 
 carga nuclear aumenta. Consequentemente, aumenta a atração
 entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com
 que o raio atômico diminua.
Tamanhos de átomos e íons
Tamanhos de átomos e íons
Raio aumenta no período, da direita para a esquerda, porque a carga nuclear efetiva diminui.
Raio aumentano grupo, de cima para baixo, porque o número quântico principal aumenta.
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Tamanhos de átomos e íons
Exemplo 1:
Com base na figura 7.7,determine qual tem o maior comprimento: a ligação P-Br no PBr₃ ou a ligação As-Cl no AsCl₃. 
Solução:
De acordo com a figura 7.7:
 = 1,07 Å ; = 1,20 Å 
 = 1,19 Å ; = 1,02 Å
Tamanhos de átomos e íons
 
Comprimento de ligação P-Br = raio atômico ligante do P + raio atômico do Br = 1,07 Å + 1,20 Å = 2,27 Å
 Comprimento de ligação As-Cl = raio atômico ligante do As + raio atômico do Cl = 1,19 Å + 1,02 Å = 2,21 Å
Portanto a ligação P-Br tem maior comprimento de ligação.
Tamanhos de átomos e íons
Exemplo 2:
Considere a Tabela Periódica e coloque os seguintes elementos em ordem crescente de raio atômico: P, Si, N.
 Solução: 
Veja como o raio atômico varia ao longo de um grupo e em um dado período. Quais dos elementos acima citados estão no mesmo grupo? E no mesmo período?
Tamanhos de átomos e íons
Na Figura 7.7, vemos que o N e o P estão no mesmo grupo
 (Grupo 15 ou 5A). Portanto, o raio do N é menor do que o do
 P (o raio atômico aumenta à medida que descemos no grupo).
 O Si e o P estão ambos no terceiro período e o Si está à
 esquerda do P. Logo, o raio do P é menor do que o do Si (o
 raio atômico diminui conforme nos deslocamos da esquerda
 para a direita ao longo de um período). Assim, a ordem
 crescente do raio atômico é N < P < Si.
Tamanhos de átomos e íons
Quando um cátion é formado a partir de um átomo neutro, os elétrons são removidos dos orbitais atômicos ocupados que estão mais distantes do núcleo. Além disso, quando um cátion é formado, a repulsão entre os elétrons é reduzida. Assim, cátions são menores que os átomos que os formam. 
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Quando elétrons são adicionados a um átomo para formar um ânion, o aumento da repulsão entre os elétrons faz com que eles se espalhem mais no espaço. Assim, os ânions são maiores que os átomos que os formam.
Para íons de mesma carga, os raios iônicos aumentam à medida que descemos em um grupo da tabela periódica. 
Tamanhos de átomos e íons
Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo 
 número de elétrons.
Em uma série isoeletrônica, o raio iônico diminui com o aumento da carga nuclear.
 O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Tamanhos de átomos e íons
Tamanhos de átomos e íons
 Aumento da carga nuclear
 
 1,26 Å 1,19 Å 1,16 Å 0,86 Å 0,68 Å
Diminuição do raio iônico
Tamanhos de átomos e íons
Exemplo:
Para cada um dos seguintes pares, indique qual das duas espécies é maior: (a) ou ; (b) ou ; (c) ou . 
Solução:
Ao comparar raios iônicos, é útil classificar os íons em três
 categorias:
Tamanhos de átomos e íons
 
 (1) íons isoeletrônicos, (2) íons que têm a mesma carga e
 são gerados a partir de átomos do mesmo grupo e (3) íons
 com cargas diferentes mas gerados a partir do mesmo átomo. 
 
No caso (1 ), os íons com maior carga negativa são sempre
 maiores; no caso (2), os íons de átomos de maior número
 atômico são sempre maiores; no caso (3), os íons com menor
 carga positiva são sempre maiores. Portanto:
Tamanhos de átomos e íons
(a) são isoeletrônicos, ambos contendo 10 elétrons.
 Como tem apenas sete prótons e tem nove, a menor
 atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons resulta em um
 íon maior.
(b) O Mg e o Ca pertencem ao Grupo 2 (os metais alcalino
 -terrosos). Assim, o íon é maior do que o íon 
 porque os elétrons de valência do Ca estão em uma camada
 maior (n = 4) do que os do Mg (n = 3).
Tamanhos de átomos e íons
(c) Ambos os íons têm a mesma carga nuclear, mas o 
 tem um elétron a mais, 24 elétrons comparados com 23
 elétrons, do , daí uma maior repulsão elétron-elétron. O
 raio do é maior.
Energia de ionização
A energia de ionização de um átomo ou íon representa a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental.
Em geral, a primeira energia de ionização, I1, é a energia necessária para remover o primeiro elétron de um átomo neutro. A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover o segundo elétron, e assim por diante.
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As energias de ionização de um dado elemento aumentam à medida que ocorrem remoções sucessivas de elétrons: I1 < I2 < I3, e assim por diante.
Energia de ionização
Energia de ionização
A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. 
 Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente
 removido ao descermos em um grupo.
 À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover 
 um elétron do orbital mais volumoso.
Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
 Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica
 mais difícil remover um elétron.
Energia de ionização
Energia de ionização
Em geral, átomos menores têm energias de ionização mais elevadas. Os mesmos fatores influenciam o tamanho atômico e as energias de ionização. 
Vejamos as tendências periódicas das primeiras energias de ionização.
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Energia de ionização
São duas as irregularidades na energia de ionização: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.
1º elétron p: Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Consequentemente, a formação de se torna mais favorável do que .
4º elétron p: Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração resultante é mais estável do que a configuração inicial . Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.
Energia de ionização
Energia de ionização
A remoção do primeiro elétron p: 
A diminuição na energia de ionização do berílio ([He]2) ao boro ([He]2), ocorre porque o terceiro elétron de valência do boro ocupa a subcamada 2p, que está vazia no Be. Lembre-se que a subcamada 2p está em um nível de energia mais alto que a subcamada 2s.
A remoção do quarto elétron p:
A diminuição na energia de ionização quando passamos do nitrogênio ([He]2) para o oxigênio ([He] 2) resulta da repulsão entre elétrons emparelhados na configuração 2.
 
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Energia de ionização
Energia de ionização
Exemplo:
(a) Qual dos átomos deverá ter uma primeira energia de ionização mais baixa: o oxigênio ou o enxofre? (b) Qual dos átomos deverá ter a maior segunda energia de ionização: o lítio ou o berílio?
Solução:
(a) A primeira energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo porque o elétron mais externo está mais longe do núcleo e sente menos atração. 
Energia de ionização
O oxigênio e o enxofre são elementos do Grupo 16. Eles têm a
 mesma configuração para os elétrons de valência (),
 mas o elétron 3p do enxofre está mais longe do núcleo e
 sente uma menor atração nuclear do que o elétron 2p do
 oxigênio. Assim, prevemos que o enxofre deverá ter uma
 primeira energia de ionização menor.
(b) A remoção do elétron mais externo requer menos energia se ele estiver blindado por uma camada interior completa.
Energia de ionização
As configurações eletrônicas do Li e do Be são e, respectivamente. A segunda energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um íon monovalente gasoso no seu estado fundamental.
 Para o processo da segunda energia de ionização,
 escrevemos
Energia de ionização
Como os elétrons 1s protegem os elétrons 2s de forma muito
 mais eficiente do que eles se protegem um ao outro,
 prevemos que será mais fácil remover um elétron 2s do 
 do que remover um elétron 1s do .
Energia de ionização
Configurações eletrônicas de íons
Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n:
Li (1s2 2s1) Li+ (1s2) + 
Fe ([Ar] 4s2 3d6) Fe2+ ([Ar]3d6) + 
 
 
Energia de ionizaçãoSe um terceiro elétron for removido, formando , ele virá do orbital 3d, porque todos os orbitais com n = 4 estarão vazios:
Fe2+ ([Ar]3d6) ([Ar]3d5) + 
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5) + F¯­ (1s2 2s2 2p6) 
Afinidade eletrônica
Todas as energias de ionização para os átomos são positivas: a energia deve ser absorvida para que ocorra a remoção de um elétron. A maioria dos átomos também pode ganhar elétrons para formar ânions. A variação de energia que acontece quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso é chamada de afinidade eletrônica. Para a maioria dos átomos, energia é liberada quando um elétron é adicionado.
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Em resumo, a diferença entre energia de ionização e afinidade eletrônica é que: a energia de ionização mede a variação de energia quando um átomo perde um elétron, enquanto a afinidade eletrônica mede a variação de energia quando um átomo ganha um elétron. Quanto maior for a atração entre um átomo e um elétron adicionado, mais negativa será a afinidade eletrônica do átomo.
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica 
Cl(g) + e-  Cl-(g)
 Quanto endotérmica: 
Ar(g) + e-  Ar-(g)
Afinidade eletrônica
Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa. 
O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p.
Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica
Observe que a as afinidades eletrônicas do Be e Mg são positivas, pois o elétron adicionado, seria adicionado em uma subcamada p, antes vazia, que apresenta maior energia.
As afinidades eletrônicas do grupo 5A também são interessantes. Como esses elementos têm subcamada p semipreenchidas, o elétron adicionado deve ser colocado em um orbital já ocupado, resultando em maiores repulsões entre os elétrons. Consequentemente, esses elementos têm afinidades eletrônicas que são positivas (N) ou menos negativas que a de seus vizinhos à esquerda (P, As, Sb). 
Afinidade eletrônica
Exemplo:
Por que as afinidades eletrônicas dos metais alcalino-terrosos, apresentados na Tabela 7.12, são positivas ou têm valores negativos pequenos? 
Solução:
Veja quais são as configurações eletrônicas dos metais alcalino-terrosos. E se o elétron adicionado a tal átomo estará fortemente ligado ao núcleo. 
Afinidade eletrônica
A configuração dos elétrons de valência dos metais alcalino-terrosos é , onde n é o número quântico principal mais alto. Para o processo
 
 onde M representa um membro da família do Grupo 2, o
 elétron extra entra na subcamada np, que é efetivamente
 blindada pelos dois elétrons ns (os elétrons ns são mais
 penetrantes do que os elétrons np) e pelos elétrons internos.
 Consequentemente, os metais alcalino-terrosos têm pouca
 tendência a receber mais um elétron. 
Tendência geral nas propriedades químicas
As relações diagonais
Outra tendência no comportamento químico dos elementos
 representativos é a relação diagonal. As relações diagonais
 são semelhanças entre pares de elementos em grupos e
 períodos diferentes da Tabela Periódica. Especificamente, os
 primeiros três membros do segundo período (Li, Be e B)
 exibem muitas semelhanças aos elementos colocados
 diagonalmente abaixo deles na Tabela Periódica. 
Tendência geral nas propriedades químicas
Tendência geral nas propriedades químicas
O efeito do par inerte
O efeito do par inerte é a tendência de formar íons de carga duas unidades a menos do que o esperado para o número do grupo. Isso é mais saliente nos elementos mais pesados do bloco p.
Metais, não metais e metaloides
Os elementos podem ser agrupados como metais, não metais e metaloides. Algumas das propriedades distintivas de metais e não metais estão resumidas a seguir.
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Metais, não metais e metaloides
Quanto mais um elemento exibir as propriedades físicas e químicas dos metais, maior será seu caráter metálico.
Metais tendem a ter energias de ionização baixas e, portanto, costumam formar cátions de maneira relativamente fácil. Como resultado, os metais são oxidados (perdem elétrons) quando reagem. A primeira energia de ionização é o melhor indicador de que um elemento se comporta como um metal ou um não metal.
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O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
O caráter metálico diminui ao longo do período.
Metais, não metais e metaloides
Metais, não metais e metaloides
Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos.
Todos metais do grupo 1A (ou grupo1) formam íons M+.
Todos metais do grupo 2A (ou grupo 2) formam íons M2+.
A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
Metais, não metais e metaloides
Os compostos formados por um metal e um não metal tendem a ser substâncias iônicas.
Metais, não metais e metaloides
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)
Metais, não metais e metaloides
A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água  hidróxido metálico
 
Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq)
Metais, não metais e metaloides
Metais, não metais e metaloides
Por causa de suas afinidades eletrônicas relativamente grandes e negativas, não metais tendem a ganhar elétrons quando reagem com metais.
Os compostos formados inteiramente por não metais geralmente são substâncias moleculares que tendem a ser gases, líquidos ou sólidos com baixo ponto de fusão à temperatura ambiente.
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A maioria dos óxidos não metálicos é ácida, isso significa que aqueles que se dissolvem na água formam ácidos.
óxido não metálicos + água  ácido
P4O10(s) + 6H2O(l)  4H3PO4(aq)
Metais, não metais e metaloides
As propriedades dos metaloides ficam entre as dos metais e as dos não metais, podendo ter algumas propriedades metálicas características, mas não todas. Vários metaloides, principalmente o silício, são semicondutores elétricos, representando os principais elementos utilizados em circuitos integrados e em chips de computador.
Metais, não metais e metaloides
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Os metais alcalinos são sólidos metálicos macios. Todos têm propriedades metálicas características, como a cor prateada, o brilho metálico e a alta condutividade térmica e elétrica.
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Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Os metais alcalinos são encontrados na natureza apenas na forma de compostos. Na maioria das vezes, todos os metais alcalinos se ligam diretamente a não metais. 
Por exemplo, eles reagem com o hidrogênio para formar hidretos. O íon hidreto, H-, átomo de hidrogênio que ganhou um elétron, é diferente do íon de hidrogênio, H+, formado quando um átomo de hidrogênio perde seu elétron. Reagem também fortemente com água e oxigênio. 
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A química dos metais alcalinos é dominada pela perda de seu único elétron s:
M  M+ + e-
A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:
 2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g)
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Os metais alcalinos são encontrados na natureza apenas na forma de compostos. Na maioria das vezes, todos os metais alcalinos se ligam diretamente a não metais. 
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)
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Submetidos a uma chama, os íons de cada metal alcalino emitem luz de comprimento de onda característico
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
os metais alcalino-terrosos são todos sólidos à temperatura ambiente e possuem propriedades metálicastípicas. Em comparação aos metais alcalinos, os metais alcalino-terrosos são mais duros, densos e fundem a temperaturas mais elevadas.
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As primeiras energias de ionização dos metais alcalino-terrosos são baixas, mas não chegam a ser menores que as dos metais alcalinos. Consequentemente, os metais alcalino-terrosos são menos reativos que seus vizinhos metais alcalinos.
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
A química dos metais alcalinos terrosos é dominada pela perda de dois elétrons s:
M  M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante reagem com a água:
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Tendências dos metais dos grupos 1A e 2A
Tendências de grupo para alguns não metais
O hidrogênio é um não metal encontrado, na maioria das vezes, como um gás incolor diatômico, H2(g). Sua reatividade em relação aos não metais reflete a maior tendência de manter seu elétron em comparação com os metais alcalinos. Facilmente, o hidrogênio forma compostos moleculares com não metais. Como já visto, ele forma também íons H+ e H-.
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Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H, como perder seu elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g)  2NaH(s)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
O H+ é um próton.
A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
Tendências de grupo para alguns não metais
O oxigênio é um gás incolor à temperatura ambiente e é encontrado em duas formas moleculares (alótropos): O2 e O3. O ozônio está presente em quantidades muito pequenas na camada superior da atmosfera e no ar poluído e é formado a partir do O2 na presença de descargas elétricas, como em tempestades violentas. O oxigênio tem uma grande tendência de atrair elétrons de outros elementos, oxidando-os. 
Tendências de grupo para alguns não metais
 O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente,
 uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás nobre.
 Existem três estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por 
 exemplo, H2O) , 1- (por exemplo, H2O2) e -1/2 (exemplo,  KO2)
 Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um 
 gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
Tendências de grupo para alguns não metais
Tendências de grupo para alguns não metais
O enxofre é encontrado diversas formas alotrópicas; sendo a mais comum e estável delas o sólido amarelo de fórmula molecular S8. Assim como o oxigênio, o enxofre tem a tendência de ganhar elétrons dos outros elementos para formar sulfetos, que contêm o íon S2-. O enxofre e os seus compostos (incluindo aqueles presentes no carvão e no petróleo) podem sofrer combustão. O produto principal é o dióxido de enxofre, um dos principais poluentes atmosféricos.
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O selênio, elemento relativamente raro, é essencial para a vida em quantidades bem pequenas, embora seja tóxico em doses elevadas. Há muitos alótropos do Se, incluindo várias estruturas de anel semelhantes ao S8.
A estabilidade térmica dos compostos formados com elementos do grupo 6A e hidrogênio diminui ao longo do grupo.
Tendências de grupo para alguns não metais
Tendências de grupo para alguns não metais
Tendências de grupo para alguns não metais
Algumas propriedades dos elementos do grupo 7A, os halogênios, podem ser vistas a seguir. Diferentemente dos elementos do grupo 6A, todos os halogênios são não metais típicos. Suas temperaturas de ebulição e de fusão aumentam à medida que o número atômico aumenta.
Os halogênios têm afinidades eletrônicas altamente negativas, formando íons halogeneto, X-.
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Tendências de grupo para alguns não metais
A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion:
X2 + 2e-  2X-
O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
2F2(g) + 2H2O(l)  4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ.
Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
Tendências de grupo para alguns não metais
Tendências de grupo para alguns não metais
Os elementos do grupo 8A, conhecidos como gases nobres, são todos não metais, gases à temperatura ambiente e monoatômicos. Algumas propriedades físicas dos gases nobres estão listadas a seguir.
São também muito pouco reativos, porque têm as subcamadas s e p completamente preenchidas. Somente os gases nobres mais pesados formam compostos, e apenas com não metais muito ativos, como o flúor.
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Tendências de grupo para alguns não metais
 Em 1962 os primeiro compostos de gases nobres foi preparado: 
 XeF2, XeF4 e XeF6.
 Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecido são o:
 
 KrF2 e o HArF.
Tendências de grupo para alguns não metais