Classificação Periódica 1 – Períodos e Famílias

Histórico

Desde o surgimento da Química, com Lavoisier (1743-1794), os cientistas

procuram regularidades sobre o comportamento dos elementos, mesmo

antes de considerá-los como “átomos”. Lavoisier foi o primeiro a perceber

que a massa das substâncias numa reação química (reagentes e produtos)

permanecia inalterada; mas, somente John Dalton, em 1808, conseguiu

explicar porque isso acontecia. Segundo Dalton, os átomos eram os

mesmos, antes e depois da reação, e que apenas teriam se reorganizado,

formando novas substâncias.

Lei periódica, química e música

A palavra “periódica”- ou “periodicidade” - nada mais é que o reflexo do comportamento dos

elementos químicos que, a cada ciclo ou período, se repetem. Existem inúmeros ciclos na

Natureza, como dos dias e noites, das estações do ano, etc. Até mesmo as notas musicais têm

seus ciclos: a nota “dó”, por exemplo, se repete uma oitava acima, ou seja: dó, ré, mi, fá, sol, lá,

si, dó, ré, mi... Apesar de mais agudo que o primeiro “dó”, o segundo é a mesma nota musical; ou

seja, a onda sonora vibra na mesma frequência.

O mesmo acontece com os átomos, se analisados em certa ordem. Suas propriedades, como a

tendência de ganhar ou perder elétrons, variam, ao longo de um período (linha horizontal), mas

se repetem no período seguinte, de forma bastante parecida, mas não idêntica.

No século 17, apesar da tecnologia muito limitada e pouquíssimas informações teóricas, os

cientistas começavam a perceber essas semelhanças de comportamento dos cerca de 60

elementos conhecidos.

Johann Dobereiner, em 1817, foi o primeiro a fazer pequenos agrupamentos, colocando alguns

elementos em grupos de três, de propriedades semelhantes, chamando-os de “tríades”. Um dos

grupos era composto por lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K), classificados como “tríade dos metais

reativos e frágeis”. Ele percebeu uma importante propriedade: quando arranjados pela massa

atômica, o segundo membro de cada tríade tinha aproximadamente a média do primeiro elemento

com o terceiro, o que ficou conhecido como “lei das tríades”. Isso acontecia não só com a massa

relativa, mas também com outras propriedades, como densidade e ponto de fusão.

Outros cientistas, como Leopold Gmelin, Max Von Pettenkofer e Jean-Baptiste Dumas ampliaram

as tríades para grupos de quatro e de cinco elementos, além de terem relacionado os grupos, nas

décadas de 1840 e 1850. Mas não havia um esquema que agrupasse todos.

Em 1862, Alexandre-Emile de Chancourtois publicou uma tabela chamada de “parafuso telúrico”,

sendo o primeiro trabalho a reconhecer a “lei periódica” dos elementos, demonstrando que eles

tinham propriedades que se repetiam. Seu trabalho incluía compostos e íons, o que deixou a

desejar como classificação de elementos.

De Chancourtois e seu “parafuso telúrico”, o

primeiro esquema a reconhecer a “lei

periódica”, em 1862.

Disponíveis (acesso 11.03.2014):

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Telluric

_screw_of_De_Chancourtois.gif

e

http://commons.wikimedia.org/wiki/Category:A

lexandre-

%C3%89mile_B%C3%A9guyer_de_Chancour

tois

Em 1863 e 1866, John Newlands publicou vários artigos sobre a lei periódica, demonstrando que

as propriedades físicas e químicas dos elementos se repetiam com intervalos de oito; e

relacionou essa variação às oitavas da escala musical. Essa comparação da “lei das oitavas” com

a música foi ridicularizada por seus contemporâneos e a Sociedade de Química da Inglaterra se

recusou a publicar seu trabalho. Cinco anos mais tarde, a instituição se desculpou e reconheceu

seu trabalho, com a outorga de uma medalha.

John Newlands

(1837-1898) e

a “lei das oitavas”.

Disponíveis

(acesso 11.03.2014): http://commons.wikimedia.org/wiki/File:John_Alexander

_Reina_Newlands.jpg, http://commons.wikimedia.o

rg/wiki/File:PTE-Law_of_Octaves.svg e

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Newlands_periodiska_system_1866.png

Simplicidade genial

Mas o trabalho realmente genial dessa época foi o do russo Dimitri Mendeleiev (1834-1907).

Percebendo que os elementos combinavam com o oxigênio em proporções fixas (lei de Proust),

colocou-os em ordem crescente de massa na vertical de uma tabela; e, nas mesmas linhas, os

elementos que combinavam com o oxigênio em proporções idênticas, também em ordem de

massa, da esquerda para a direita. Assim, ele obteve uma tabela com várias “famílias” na

horizontal, e vários elementos vizinhos a essas famílias.

Tabela periódica de Mendeleiev

Observe que, no centro da tabela, estão as principais

famílias, que seguem da esquerda para a direita.

Exemplo: ao lado direito do lítio (Li), seguem o sódio

(Na), potássio (K), rubídio (Rb) etc.

Outra família começa com flúor (F) e segue com

cloro (Cl), bromo (Br) e iodo (I). Observe também os

pontos de interrogação na tabela, como na família do

carbono (C), logo após o silício (Si): elementos que

ainda não tinham sido descobertos, já com os

valores calculados de massa atômica relativa.

A massa do mercúrio (Hg) e do ouro (Au) estão

invertidas? E a do iodo (I) e do telúrio (Te)?

Disponível (acesso 11.3.2014):

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Mendeleev%27s_p

eriodic_table_(1869_year).jpg

Mendeleiev percebeu que as propriedades físicas (como ponto de fusão e densidade) de um

elemento qualquer eram muito próximas da média aritmética das propriedades dos

elementos vizinhos, à esquerda e à direita, bem como também dos elementos vizinhos,

acima e abaixo. Essa descoberta, aparentemente simples, permitiu uma grande revolução. Isso

porque, curiosamente, sua tabela tinha apresentado alguns “buracos”. Mendeleiev supôs tratar-se

de elementos que ainda não haviam sido descobertos. Fez a média aritmética das propriedades

dos elementos vizinhos e, com esse simples cálculo, previu, com assombrosa exatidão, as

propriedades de elementos que não eram ainda conhecidos. Anos mais tarde, esses elementos

foram sendo sucessivamente isolados em diferentes laboratórios do mundo, confirmando as

previsões de Mendeleiev, com pequenos desvios.

Mas não foi só isso. Na tabela de Mendeleiev, alguns elementos pareciam não corresponder à

ordem de massa; ou seja, colocados nas colunas apropriadas de propriedades, suas massas não

ficavam na ordem crescente. Se colocados na ordem crescente, as propriedades não batiam com

as do restante da “família”. Veja, na ilustração, que o iodo (“I = 127”) e o telúrio (“Te =128?”)

parecem estar em ordem invertida de massa. Seguindo sua intuição, Mendeleiev percebeu que

a ordem de massa deveria estar errada, e colocou os elementos organizados, de acordo com as

suas propriedades, como é a Tabela Periódica atual. A ordem de massa realmente não é o que

diferencia os elementos e, sim, a ordem de número de prótons (número atômico). Vale

lembrar que Mendeleiev não conhecia nada sobre prótons, nêutrons, núcleo atômico, nem

elétrons!

Obs.: Mendeleiev não conhecia a existência dos gases nobres, descobertos só no século 20, a

partir do estudo dos espectros descontínuos da luz dos elementos, com o modelo atômico de

Niels Bohr (1913). Estudando o espectro da luz solar, os cientistas descobriram o gás hélio no Sol

(do latim “helium”, Sol). Somente depois, descobriu-se hélio e os outros gases nobres na

atmosfera da Terra, mas em quantidades mínimas, bem inferiores a 1%.

Monumento para a Tabela Periódica, em

frente à Faculdade de Química e

Tecnologia de Alimentos, da Slovak

University of Technology, em Bratislava,

Eslováquia.

O monumento tem a face de Mendeleiev

no centro de uma tabela circular.

Disponível (acesso 11.3.2014):

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_table_m

onument.jpg

Em 1913, após a descoberta dos prótons, Henry Moseley descobriu que o número de prótons nos

núcleos dos átomos de um mesmo elemento era sempre igual. Estava definido, então, qual era o

critério da Natureza para diferenciar os elementos. Moseley propôs que esse número fosse o

“número atômico” que identifica o elemento, além de ordenar a Tabela Periódica, de acordo com

esse número. Os problemas de inversão da tabela de Mendeleiev desapareceram.

Nas décadas seguintes, várias descobertas foram influenciando mudanças no formato da Tabela

Periódica, como:

a descoberta dos subníveis de energia;

a definição da ordem de energia dos subníveis, com o diagrama de Linus Pauling;

o cálculo da forma e propriedades dos orbitais.

Assim, a tabela foi tomando o formato atual. Novos elementos também foram sendo descobertos,

mas sempre considerando o número de prótons como número atômico. A partir da descoberta do

plutônio, na década de 1940, Glenn Seaborg descobriu os elementos artificiais transurânicos

(“além do urânio”, 92U), e os incluiu na série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos.

A “lei periódica”, subníveis eletrônicos e a tabela atual

Com os trabalhos de Linus Pauling (-) sobre distribuição eletrônica, já no século 20, foi possível

organizar uma tabela em que a “ordem de energia dos elétrons” fosse o critério mais importante

para definir seu número de colunas e o seu formato geral. Isto porque o comportamento dos

átomos e a repetição deles (lei periódica) estão ligados ao comportamento e à energia dos

elétrons. Por isso, é importantíssimo saber sobre distribuição eletrônica por subníveis (pelo

diagrama de Linus Pauling), para se entender a Tabela Periódica.

De qualquer forma, a Tabela Periódica atual é organizada em ordem de número atômico

(prótons), que crescem em unidade, da esquerda para a direita.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2

2 3 4 5 6 7 8 9 10

3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

6 57La 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

7 89Ac 90 91 92U 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Na tabela atual, os elementos estão em ordem de número de prótons, de 1 até 118. Há um

aparente “salto” a partir do número 56, mudando para 71; mas é porque a sequência muda para

as linhas abaixo, na série dos Lantanídeos (que vai do lantânio, 57La, até o lutécio, 71Lu). O

mesmo “salto” acontece com o número atômico 88, que “pula” para 103; mas é devido à série

dos Actinídeos (que começa no actínio, 103Ac, passando pelo urânio, 92U, indo até o laurêncio,

103Lr).

Os elementos naturais vão até o urânio (92U), sendo todos os elementos de 93 em diante,

produzidos em laboratórios nucleares; e, por isso, inexistentes na natureza. A maioria dos

elementos artificiais não tem estabilidade e dura frações de segundo ou alguns minutos, decaindo

novamente para números atômicos menores e mais estáveis. No alto, a numeração oficial das

colunas, de acordo com a IUPAC. De azul, a numeração antiga, mas ainda muito usual entre os

químicos.

Períodos e o número de “camadas” ou “níveis”

A tabela periódica possui sete períodos ou linhas horizontais. Não é coincidência. Desde o

modelo de Bohr, sabemos que o átomo possui sete “camadas”, conhecidas como K, L, M, N, O, P

e Q ou “níveis de energia” de números quânticos, de 1 até 7.

Em outras palavras, basta saber em qual período o átomo está localizado para se saber quantas

camadas eletrônicas ele possui.

Por exemplo, o gás nobre neônio (10Ne) está no segundo período;

isso significa que ele possui duas camadas K e L, ou n = 1 e n = 2:

1s2 2s2 2p6.

O elemento rubídio (37Rb) está no quinto período, porque possui

cinco camadas K, L, M, N e O: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1.

Subníveis “s”, “p”, “d” e “f” e as quatro “regiões” da tabela

Como existem quatro tipos de subníveis “s”, “p”, “d” e “f”, a Tabela Periódica atual possui quatro

grandes regiões, cujas formas derivam da sequência dos “elétrons de diferenciação” para os

elementos nelas localizados.

O elemento hélio (2He) não está localizado no

bloco original do subnível “s”. A sua distribuição

eletrônica é 1s2, com a camada K completa com

apenas dois elétrons. Isso significa que ele não

tende a perder nem a ganhar elétrons, sendo

um gás nobre muito estável. Por isso, ele está

na coluna 18, junto com os demais gases

nobres; e não na coluna dos metais alcalinos

terrosos. Disponível (acesso 11.3.2014):

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_Table_2.svg

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

2

3 11Na IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 16S

4 26Fe

5 s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6

6

7

6 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

7 92U

Em outras palavras, se um elemento qualquer está localizado em uma

das duas colunas maiores da esquerda, seu elétron de diferenciação

está em algum subnível “s”, como é o caso do sódio (11Na), cuja

distribuição por subníveis é: 1s2 2s2 2p6 3s1.

Se um elemento qualquer está em alguma das seis colunas altas da

direita, seu elétron de diferenciação está em algum subnível “p”, como

é o caso do enxofre (16S), que tem a distribuição 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Se um elemento qualquer está em alguma das dez colunas baixas do

centro, seu elétron de diferenciação está em algum subnível “d”,

como o caso do ferro (26Fe), cuja distribuição por subníveis é 1s2 2s2

2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

Se um elemento qualquer está nas duas linhas abaixo do corpo geral

da tabela, que são continuações do sexto e sétimo períodos, seu

elétron de diferenciação está em algum dos dois subníveis “f”, como é

o caso do urânio (92U), o elemento radioativo mais importante, que

tem a distribuição 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14

5d10 6p6 7s2 5f4.

Metais, ametais e gases nobres

Outras três regiões importantes da Tabela Periódica estão relacionadas às tendências de perder

e de ganhar elétrons por parte do átomo neutro. São os metais que têm maior tendência de

perder elétrons; os ametais, com maior tendência em ganhar elétrons; e os gases nobres

que são estáveis e, portanto, não têm tendência de ganhar ou perder elétrons.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2

2 3 4 5 6 7 8 9 10

3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

7 89 90 91 92U 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Separação oficial de metais, ametais e gases nobres.

Algumas tabelas ainda trazem os “semi-metais”, mas este grupo de sete elementos não é mais

oficial (IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry). Dos seus sete elementos,

alguns foram reclassificados como metais e outros, como ametais. A divisão oficial, atualmente,

obedece a uma “escada”, que começa entre o Boro (5B, ametal) e o Alumínio (13Al, metal).

NÃO CONFUNDA: “Neutralidade” e “estabilidade” de um átomo são situações diferentes.

Neutralidade é quando o número de elétrons e prótons é igual; as cargas positivas anulam as

negativas e vice-versa. Estabilidade é uma situação em que o átomo tende a continuar

como está, ou seja, provavelmente está com configuração eletrônica de gás nobre. Para

isso, ele pode ter perdido elétrons e ficou positivo (cátion de um metal); ou pode ter recebido

elétrons e ficou negativo (ânion de um ametal). Apenas os gases nobres são neutros e

estáveis.

Elementos típicos, elementos de transição e elementos de transição interna

Os elementos “típicos”, também chamados de “representativos”, são aqueles localizados nas

colunas “A” da numeração antiga; ou seja, as duas colunas altas da esquerda e as seis colunas

altas à direita. Seus elétrons de diferenciação coincidem com os da camada de valência, e a

distribuição segue o diagrama de Pauling, sem mudanças e alterações. Além disso, possuem

distribuição mais próxima da dos gases nobres, facilmente perdendo ou ganhando elétrons para

ficar estáveis. Por isso, são mais fáceis de prever seu comportamento, pela sua localização nas

colunas. Por exemplo, os elementos da coluna VA possuem 5 elétrons de valência; por isso,

tendem a ganhar 3 elétrons para ficar estáveis, completando o octeto. Elementos da coluna IIA,

perdem dois elétrons e ficam com configuração de gás nobre.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2

2 3 4 5 6 7 8 9 10

3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Elementos “típicos” ou “representativos”, elementos ou metais “de transição”

e elementos ou metais “de transição interna”.

Alguns autores não incluem os gases nobres como elementos típicos, o que é uma contradição quanto às

suas distribuições eletrônicas, muito parecidas com as dos demais elementos das colunas “A”.

Os elementos de transição são os localizados nas colunas “B” da numeração usual - todos metais

e, por isso, também chamados de “metais de transição”. São elementos mais difíceis de prever

seu comportamento por coluna, muitas vezes exigindo o estudo por elemento. Isso acontece

porque seus elétrons de diferenciação não coincidem com os elétrons de valência; portanto, sua

distribuição fica mais distante da configuração dos gases nobres.

Exemplo 1

26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

A camada de valência é a “N”, ou nível 4. Mas os elétrons de diferenciação, de maior energia,

estão no subnível “d” da camada M; ou seja, 3d. Por isso, o ferro tende a perder dois elétrons em

4s, mas também pode perder mais um elétron em 3d, para ficar com todos os orbitais “d” semi-

preenchidos e iguais, com um elétron em cada.

Exemplo 2 e o “defeito” do diagrama de Pauling

Quando a distribuição eletrônica termina em “d4” ou “d9”, há migração de um elétron do último

nível para o penúltimo, para satisfazer à homogeneidade dos orbitais, que ficam todos iguais -

semipreenchidos com “d5”, ou totalmente preenchidos com “d10”.

47Ag: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10

(distribuição pelo diagrama de Pauling) (distribuição após “migração” do elétron)

O elemento paládio (46Pd) também apresenta o mesmo fenômeno, mas com migração de dois

elétrons:

46Pd: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0 4d10

(distribuição pelo diagrama de Pauling) (distribuição após “migração” de 2 elétrons)

Por causa dessas e outras exceções, há bastante variação do número de oxidação (Nox) dos

elementos de transição.

Os elementos de transição interna possuem seus elétrons de diferenciação na

antepenúltima camada. Ou seja, considerando os lantanídeos, por exemplo, a semelhança entre

eles é muito grande, tanto em propriedades físicas quanto químicas, por serem idênticos na

última e também na penúltima camada eletrônica.

57La: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

2 4f

1

Apesar da diferença de número atômico, lantânio

e lutécio possuem a mesma distribuição

eletrônica nas últimas e penúltimas camadas. 71Lu: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

2 4f

14

Famílias dos elementos típicos

Metais alcalinos – os maiores doadores de elétrons

Possuem distribuição eletrônica terminada em “s1”, com um elétron de valência. Perdem um

elétron para ficar estáveis, pois adquirem configuração de gás nobre. Não são encontrados na

forma metálica (átomos neutros) na Natureza, e sim na forma de cátions monovalentes (X1+), pois

já perderam o elétron de valência, talvez há bilhões de anos! São encontrados, mais comumente,

dissolvidos em água, como o caso do sódio (Na+) e do potássio (K+), presentes na água do mar,

plantas e no plasma sanguíneo.

O sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é o composto iônico rico em sódio, mais comum no

nosso dia a dia, formado de cátions Na+1 e ânions Cl-1 ,que se atraem eletrostaticamente “em

rede” , formando um cristal. Como toda substância iônica típica, não é formado por “moléculas” de

NaCl, mas sim por átomos positivos e negativos intercalados, constituindo um pedaço de sal.

A forma metálica, neutra, dos metais alcalinos (Xo) só existe em condições controladas de

laboratório, sem contato com a atmosfera, geralmente mergulhadas em querosene, para evitar

reações em que possam doar elétrons para o oxigênio, que é forte receptor de elétrons. São

metais macios, que podem ser cortados com uma faca. O sódio e o potássio metálicos (Nao e Ko),

logo que cortados, começam a perder a cor prateada metálica, característica dos metais, e

formam rapidamente, na superfície cortada, um sólido branco, óxido de sódio (Na2O) ou óxido de

potássio (K2O), produtos da reação com o oxigênio.

Reagem violentamente com água, liberando gás hidrogênio, de acordo com a equação:

2Nao(s) + 2H2O(l) → 2Na+

(aq) + 2OH-

(aq) + H2(g)

Essa reação acontece porque o sódio doa seu elétron de valência para o oxigênio da molécula de água, já que o sódio é metal e o oxigênio, ametal. Moléculas de água são quebradas na reação porque o oxigênio não precisa mais ficar ligado a dois hidrogênios, porque já ganhou um elétron. Se a mesma reação for feita com potássio (19K), ela será bem mais rápida e violenta, liberando muito mais calor. Isso porque o potássio tem mais tendência de perder um elétron que o sódio (11Na), já que tem uma camada eletrônica a mais. Seu elétron de valência está mais distante do núcleo e, portanto, é menos atraído por ele.

Veja o vídeo disponível no link abaixo:

a reação do potássio com água é bem mais violenta que a do sódio.

http://www.youtube.com/watch?v=T_ylmtGvsrQ

A explosão que se vê é a queima do hidrogênio, que é uma reação secundária, que pode ou não

acontecer. Devido ao intenso calor liberado na reação acima, o gás hidrogênio produzido pode

incendiar-se (reação com o oxigênio do ar), produzindo vapor d’água:

2H2(g) + O2(g) → H2O(V)

Os elementos mais importantes dessa família são justamente o sódio (11Na) e o potássio (19K), cujos cátions (Na1+ e K1+) mantêm o equilíbrio da pressão sanguínea e da pressão celular, em quase todo os seres vivos do planeta.

Metais alcalinos terrosos – doadores, mas com menos “entusiasmo”

Possuem distribuição eletrônica terminada em “s2”, com dois elétrons de valência. Possuem forte

tendência de perder esses elétrons, mas não com a mesma intensidade e violência dos

elementos da primeira coluna. Vale lembrar que, para os alcalinos terrosos, não adianta de nada

perderem apenas um elétron, pois só adquirem estabilidade se perderem os dois elétrons de

valência.

Por isso, são encontrados na natureza, na forma de cátions bivalentes (X2+), podendo estar

dissolvidos em água, mas não são tão solúveis quanto os metais alcalinos. Os elementos mais

importantes dessa família são o magnésio (12Mg) e o cálcio (20Ca), ambos micronutrientes

importantes para nosso organismo. O cátion magnésio (Mg2+) é encontrado em quantidades

significativas, dissolvido na água do mar e, na forma metálica, neutra (Mgo); é usado em ligas

metálicas leves. O cálcio (Ca2+) é importante para a constituição de dentes e ossos, além de

formar conchas de animais marinhos e cascas de ovos de aves e répteis. A cal (óxido de cálcio,

CaO) é matéria-prima na fabricação de cimento e já era usado para rejuntar blocos de pedras, em

construções, desde a antiguidade.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 1H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2He

2 3 4 5 6 7 8 9 10

3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Metais alcalinos e alcalinos terrosos

O hidrogênio não é metal alcalino; nem mesmo um metal.

Sua distribuição eletrônica é 1s1, mas, como a camada K comporta apenas dois elétrons, a tendência

principal do hidrogênio é a de ganhar mais um elétron e ficar com configuração do gás nobre hélio (2He),

1s2. Por isso, alguns teóricos defendem a mudança do hidrogênio para a coluna 17.

Família do boro – “ovelha negra” da família

Possuem distribuição eletrônica em “s2p1”, com três elétrons de valência. A tendência de perder

elétrons dessa família já é menor que a dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. O boro (5B),

inclusive, apesar de dar nome à família, é o único ametal do grupo, sendo que a partir do alumínio

(13Al), logo abaixo, todos são metais.

Assim, com exceção do boro, a tendência geral desses elementos é de perder os três elétrons de

valência. Isso não acontece com o boro, por causa de seu tamanho muito pequeno: a maior

proximidade do núcleo, em relação à última camada (L) ,“segura mais” os elétrons de valência.

Por isso, a tendência maior do boro é a de ganhar outros três elétrons, ao invés de perder três.

Mas, ganhando três elétrons, ele não consegue completar a configuração do gás nobre mais

próximo (10Ne, neônio), sendo, portanto, uma das exceções importantes à “regra do octeto”. O

boro não consegue ganhar cinco elétrons para completar seu octeto na camada de valência, pois

teria que manter dez elétrons ao todo, atraídos por apenas cinco prótons.

5Bo: 1s2 2s2 2p1 5B

3-: 1s2 2s2 2p4 5B

5-: 1s2 2s2 2p6

5p+ / 5e- 5p+ / 8e- 5p+ / 8e-

O elemento mais importante dessa família é o alumínio (13Al), devido à sua grande aplicação

industrial e importância econômica. Um fato curioso sobre o alumínio é que ele oxida mais rápido

que o ferro (26Fe), mas sua “ferrugem”, ou melhor, seu óxido (Al2O3) não “descasca” como a

ferrugem, e forma uma película que protege os átomos mais internos da oxidação (reação com o

oxigênio). Assim, apesar de quimicamente ser mais reativo que o ferro, o alumínio é preferido

para a fabricação de esquadrias de portas e janelas na construção civil, pois não precisa de tinta

para protegê-lo da oxidação.

Família do carbono – carbono, a base da vida

Possuem distribuição eletrônica em “s2p2”, na camada de valência, com quatro elétrons. Apenas o

carbono (6C) e o silício (14Si) são ametais, com tendência de ganhar mais quatro elétrons. Os

demais elementos são metais com tendência de perder quatro elétrons.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2He

2 3 4 5B 6C 7N 8 9 10

3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Família do boro, família do carbono e família do nitrogênio

O carbono é, sem dúvida, o mais importante dos elementos dessa família, pois é o único capaz

de formar grandes “cadeias” de átomos, em sequências que formam moléculas com dezenas,

milhares ou milhões de átomos em ligação covalente. As proteínas, gorduras, vitaminas,

açúcares, alcoóis, hidrocarbonetos do petróleo, DNA e todas as outras substâncias orgânicas são

formadas por “esqueletos” de átomos de carbono, onde, lateralmente, podem ser ligados átomos

de outros elementos, como hidrogênio, cloro, oxigênio, flúor, nitrogênio, bromo, iodo etc. Até

elementos metálicos podem se ligar a uma cadeia carbônica, como é o caso do ferro na molécula

de hemoglobina, responsável pelo transporte de oxigênio (O2) e o dióxido de carbono (CO2) nas

células vermelhas do nosso sangue.

O silício (14Si) é o principal constituinte da areia (SiO2), muito usado atualmente em circuitos

eletrônicos de computadores e celulares; e é componente importante nas células fotovoltaicas

para transformação de luz solar em energia elétrica. O chumbo (82Pb) é um metal de grande

importância, desde a antiguidade, usado na fabricação de armas, munição e participando de

outras ligas metálicas e na composição de tintas.

Família do nitrogênio – ar atmosférico, nitrato e proteínas

Os elementos dessa família possuem distribuição eletrônica em “s2p3” na camada de valência,

com cinco elétrons. Por isso, apresentam tendência de ganhar três elétrons para completar a

configuração de gás nobre. No entanto existem dois elementos, antimônio (51Sb) e bismuto (83Bi),

que são metais e, portanto, sua tendência maior é perder elétrons.

Os elementos mais importantes dessa família são nitrogênio (7N) e fósforo (15P). O nitrogênio

forma moléculas diatômicas (N2), principal gás da atmosfera, em torno de 78%. Suas moléculas

são bastante difíceis de serem quebradas, sendo necessária a energia dos raios durante as

tempestades, para favorecer a reação com o oxigênio do ar. Nessa reação, são formados óxidos

de nitrogênio, que, no meio aquoso, formam ácidos e íons nitrato (NO31-). Os íons nitrato são

importantíssimos para a absorção do nitrogênio pelas plantas, para que elas possam fabricar

aminoácidos e proteínas.

O fósforo também é um elemento importante para a formação de substâncias orgânicas vitais

para os organismos vivos, obtidos pelas plantas através do solo na forma de íons fosfato (PO43-).

Existem dois tipos de substâncias simples formadas por átomos de fósforo (formas alotrópicas), o

fósforo branco (P4) e o fósforo vermelho (Pn). O fósforo branco é altamente reativo com o oxigênio

do ar e precisa ficar mergulhado na água para não incendiar-se. Há quase duzentos anos, já foi

usado em palitos para fazer fogo, comercializado em latas com água. Mas, devido ao risco de

acidentes, foi substituído pelos “fósforos de segurança”, que precisavam ser riscados.

Atualmente, o fósforo não está no palito, mas na lateral da caixinha de fósforos, onde os palitos

são riscados.

Calcogênios – queimando tudo

A palavra “calcogênios” é derivada da palavra “calcinar”, que significa “queimar completamente”

ou “queimar até as cinzas”, numa referência ao gás oxigênio, que é o comburente mais

importante. “Comburente” é a substância que reage com os “combustíveis”, queimando-os.

Outros elementos também podem exercer a função de comburente, dependendo das condições

ambientes, mas sempre elementos receptores de elétrons, como enxofre (S), flúor (F), etc.

Os calcogênios possuem distribuição eletrônica em “s2p4”, com seis elétrons de valência. Por

isso, apresentam tendência de ganhar dois elétrons para ficar estáveis. O elemento oxigênio é o

maior receptor de elétrons nas condições do nosso planeta, embora com menos intensidade que

o flúor. Mas, como a quantidade de flúor no ambiente é muito menor que a de oxigênio,

principalmente na forma de fluoreto (F1-), em que os átomos já ganharam o elétron que precisam,

o oxigênio é o elemento oxidante por excelência.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA VIIIA

1 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 2He

2 3 4 5 6 7 8O 9F 10

3 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18

4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

6 55 56 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

7 87 88 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118

6 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

7 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

Calcogênios, halogênios e gases nobres

Halogênios – os “sais da terra”

A palavra “halogênios” significa “formadores de sais”, numa referência aos sais formados pelos

ânions fluoreto (F1-), cloreto (Cl1-), hipoclorito (ClO1-), clorato (ClO31-), perclorato (ClO4

1-), iodeto

(I1-), brometo (Br1-), bromato (BrO31-), com os cátions metálicos de outras famílias.

Possuem distribuição em “s2p5” na camada de valência, com sete elétrons. Como está faltando

apenas um elétron para completar a configuração de gás nobre, apresentam forte tendência de

receber esse elétron. Como dissemos acima, o flúor (F) é o elemento mais “eletronegativo”

(tendência de receber elétrons), dentre todos da Tabela Periódica. Todos os elementos dessa

família possuem propriedades bactericidas: o flúor é usado em tratamentos dentários e

purificação de água potável; o cloro, em tratamento de água; o iodo, para limpeza de ferimentos.

Gases nobres – se misturam, sim

São os únicos elementos que aparecem isolados quimicamente de outros e de seus semelhantes.

Pode-se dizer que se apresentam na forma de “moléculas monoatômicas” ou de “átomos

isolados”. Em outras palavras, não reagem ou formam “compostos” facilmente, a não ser em

condições de laboratório.

Um erro comum que se comete sobre essas substâncias é afirmar que são gases “que não se

misturam” com outros. Na verdade, qualquer gás se mistura com qualquer gás, devido à grande

distância e agitação de suas partículas. Os gases nobres, aliás, são encontrados misturados

com outros gases no ar atmosférico.

Possuem distribuição eletrônica em “s2p6” na camada de valência, com oito elétrons. Apenas o

hélio (2He) é um gás nobre, com distribuição diferente, com 1s2, uma vez que a camada K

comporta apenas dois elétrons.