A Tabela Periódica

A Tabela Periódica organiza todos os elementos em ordem crescente de número protônico (o número atômico). As linhas horizontais são chamadas períodos e as colunas verticais são chamadas grupos.

Alguns padrões-chave:

• Através de um período, os elementos mudam de metais na esquerda para não metais na direita.
• O número do grupo indica a carga dos íons que os elementos formam. O Grupo I forma íons $+1$, o Grupo II forma íons $+2$ e o Grupo VII forma íons $-1$.
• Elementos do mesmo grupo possuem propriedades químicas semelhantes. Isso ocorre porque têm o mesmo número de elétrons da camada externa (a mesma configuração eletrônica externa).

Devido a esses padrões, você pode usar a posição de um elemento para prever suas propriedades.

Ao longo do período 3, da esquerda para a direita:

Os metais à esquerda conduzem eletricidade e formam íons positivos ao perder elétrons; os ametais à direita formam íons negativos ao ganhar elétrons (ou compartilham elétrons em ligações covalentes). Os elementos do grupo IV geralmente não formam nenhum dos dois, e os gases nobres não formam íons. Os óxidos metálicos são básicos; os óxidos de ametais são ácidos.

Exemplo resolvido. O elemento X está no grupo II e no período 4. Preveja três de suas propriedades. Ele está no grupo II, portanto é um metal com 2 elétrons na camada externa, formando íons X$^{2+}$; seu óxido é básico. Está no mesmo grupo que o magnésio, portanto reage de maneira semelhante, por exemplo, com ácidos, formando hidrogênio e um sal. (X é o cálcio.)

Os elementos do Grupo I são os metais alcalinos: lítio, sódio e potássio. São metais macios (é possível cortá-los com uma faca).

Descendo pelo grupo, observam-se tendências claras:

Você pode usar essas tendências para prever as propriedades de outros elementos do Grupo I. Por exemplo, o rubídio (abaixo do potássio) seria ainda mais reativo e teria um ponto de fusão ainda menor.

Exemplo resolvido (usando dados).

Preveja o ponto de fusão do rubídio. O ponto de fusão diminui ao descer no grupo, então o do rubídio fica entre o do potássio (63 °C) e o do césio (29 °C): cerca de 40 °C (o valor real é 39 °C). O rubídio flutuará na água? Sua densidade, 1.53 g/cm³, é maior que a da água (1.00 g/cm³), então ele afundaria, ao contrário do lítio, do sódio e do potássio. Sua reação com a água seria ainda mais violenta que a do potássio, formando hidróxido de rubídio e hidrogênio: $2\text{Rb} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{RbOH} + \text{H}_2$.

Por que a reatividade aumenta. Todos os átomos do grupo I reagem ao perder seu único elétron da camada externa para formar um íon $+1$. Ao descer no grupo, o elétron externo está em uma camada mais distante do núcleo, por isso é atraído com menos força e é perdido mais facilmente.

Reação com a água e o que se vê

Esta é a reação mais cobrada nos exames. Todo metal do Grupo I reage com a água para formar uma base (hidróxido do metal) mais hidrogênio - exatamente por isso são chamados de metais alcalinos:

“Descreva o que você vê” vale pontos próprios, então aprenda a lista para o sódio na água:

• ele flutua - o metal é menos denso que a água.
• ele derrete formando uma bola - a reação libera calor e o ponto de fusão do metal é baixo.
• ele se move pela superfície - o jato de hidrogênio que escapa o empurra.
• há efervescência (borbulhamento) - devido à saída de gás hidrogênio.
• ele diminui e desaparece à medida que é consumido.
• a solução torna-se alcalina, então o indicador universal fica roxo (é agora $\text{NaOH}$).

A tendência aparece na intensidade da reação: o lítio apresenta efervescência constante, mas não derrete; o sódio derrete formando uma bola e se move rapidamente; o potássio reage rápido o suficiente para inflamar o próprio hidrogênio, queimando com uma chama lilás. Duas respostas a evitar: “hidrogênio é liberado” não é uma observação (você não consegue vê-lo - diga efervescência), e o metal derrete porque a reação é exotérmica, não porque “a água está quente”.

Os elementos do Grupo VII são os halogêneos: cloro, bromo e iodo. São não metais diatômicos (cada molécula é formada por dois átomos, como $\text{Cl}_2$).

Sua aparência à temperatura e pressão ambiente:

Descendo o grupo, a densidade aumenta, mas a reatividade diminui (a tendência oposta ao Grupo I).

Os halogênios também ficam mais escuros ao descer no grupo e passam de gás a líquido e a sólido, porque seus pontos de fusão e ebulição aumentam. Assim, o flúor, acima do cloro, é um gás amarelo muito pálido e o halogênio mais reativo; espera-se que o astato, abaixo do iodo, seja um sólido preto e o menos reativo.

Em água, o cloro forma uma solução verde muito pálida, o bromo uma solução laranja (ou amarelo-alaranjada) e o iodo uma solução marrom. Essas cores permitem identificar, em um tubo de ensaio, qual halogênio foi formado.

Por que a reatividade diminui. Os átomos de halogênio reagem ao ganhar um elétron para completar sua camada externa, formando um íon $-1$. Ao descer no grupo, a camada externa fica mais distante do núcleo, então um elétron que se aproxima é atraído com menos força e é ganho menos facilmente.

Reações de deslocamento

Um halogênio mais reativo desloca um íon haleto menos reativo de sua solução. Trata-se de uma reação de deslocamento.

Por exemplo, o cloro é mais reativo que o bromo, então o cloro desloca o bromo do brometo de potássio:

Os íons potássio não mudam, então a reação pode ser escrita como uma equação iônica:

Esta é uma reação de oxirredução: o cloro ganha elétrons (é reduzido) e os íons brometo perdem elétrons (são oxidados).

Exemplo resolvido. Cloro em solução aquosa é adicionado a uma solução de iodeto de potássio; em seguida, iodo em solução aquosa é adicionado a uma solução de brometo de potássio. O que acontece em cada caso? A reatividade diminui ao descer no grupo VII: cloro, depois bromo, depois iodo. (a) O cloro está acima do iodo, então é mais reativo e o desloca: $\text{Cl}_2 + 2\text{KI} \rightarrow 2\text{KCl} + \text{I}_2$, e a solução fica marrom à medida que o iodo é liberado. (b) O iodo está abaixo do bromo, então é menos reativo e não consegue deslocá-lo - não há reação nem mudança de cor. “Nenhuma reação” é uma resposta completa que vale pontos: confira a ordem no grupo antes de escrever qualquer equação.

Os elementos de transição são o bloco de metais no centro da Tabela Periódica. Comparados aos metais do Grupo I, eles:

• têm altas densidades;
• têm altos pontos de fusão;
• formam compostos coloridos;
• frequentemente atuam como catalisadores, tanto como elementos quanto em compostos.

Também podem apresentar números de oxidação variáveis. Por exemplo, o ferro forma compostos de ferro(II) e ferro(III).

O algarismo romano no nome indica o número de oxidação (a carga do íon). Exemplos de elementos de transição como catalisadores: ferro no processo Haber para produzir amônia e óxido de vanádio(V) (um composto) no processo de contato para produzir ácido sulfúrico.

Exemplo resolvido. O elemento Y tem ponto de fusão de 1910 °C, densidade de 6.1 g/cm³ e forma um cloreto verde e um cloreto azul. É mais provável que seja um metal do grupo I ou um elemento de transição? Um elemento de transição: seu ponto de fusão e sua densidade são altos (os metais do grupo I fundem abaixo de 200 °C e têm densidades próximas ou inferiores a 1 g/cm³), ele forma compostos coloridos e dois cloretos diferentes sugerem números de oxidação variáveis.

Os gases nobres do Grupo VIII são inertes, gases monatômicos (existem como átomos individuais, não como moléculas).

Eles são inertes porque já possuem uma camada externa de elétrons completa. Isso os torna estáveis, então não precisam ganhar, perder ou compartilhar elétrons.

Erros comuns.

• Dizer que a Tabela Periódica é ordenada por massa. Ela é ordenada pelo número atômico.
• Dar aos halogêneos a mesma tendência do Grupo I. Os metais alcalinos ficam mais reativos descendo o grupo; os halogêneos ficam menos reativos.
• Esperar que o iodo desloque o cloro. Apenas um halogênio mais reativo desloca um menos reativo: o cloro desloca brometo e iodeto; o iodo não desloca nenhum.
• Escrever cloro como Cl em uma equação. Halogêneos são diatômicos: $\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$.
• Confundir o halogênio com o haleto. Cloro é o elemento $\text{Cl}_2$; cloreto é o íon $\text{Cl}^{-}$ em um composto como KCl.
• Dizer que os gases nobres não são reativos porque suas camadas são “estáveis”. Diga por quê: eles têm a camada externa completa, então não precisam ganhar, perder ou compartilhar elétrons.

• A Tabela Periódica é ordenada pelo número de prótons. Elementos no mesmo grupo (coluna) têm o mesmo número de elétrons externos, então reagem de maneira semelhante; períodos são as linhas.
• Grupo I (metais alcalinos) tornam-se mais reativos descendo; Grupo VII (halogênios) tornam-se menos reativos descendo — tendências opostas.
• Um halogênio mais reativo desloca um menos reativo de uma solução de seu sal — por exemplo, o cloro desloca o bromo.
• Gases nobres são inertes porque têm uma camada externa cheia. Metais de transição são duros e densos, formam compostos coloridos, atuam como catalisadores e têm números de oxidação variáveis.
• Em uma questão de previsão, use a tendência nos dados fornecidos: o novo valor fica além dos valores vizinhos ou entre eles.
• Aprenda as cores das soluções dos halogênios: cloro verde pálido, bromo laranja, iodo marrom.