Captulo II Classificao Peridica, Notas de estudo de Engenharia Civil

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para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica. A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho. Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos e números mais precisos de massa atômica, rearranjando as informações existentes. A última maior troca na tabela periódica resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. A partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu outros elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho.

2.2. A descoberta da lei periódica e a tabela periódica moderna

Dmitri Mendeleev e o alemão Lothar Meyer, trabalhando independentemente, descobriram experimentalmente a lei periódica e publicaram suas tabelas de elementos, demonstrando a variação de propriedades periódicas conseqüente da ordenação dos elementos adotada por eles. Em suas tabelas, ambos listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica (na época, não se conheciam os números atômicos, só as massas atômicas). Atualmente, sabemos que a periodicidade é mais facilmente visualizada se a listagem for feita em ordem crescente do número atômico, o que ocasiona uma pequena diferença seqüencial em relação à ordenação por massa atômica. O sucesso de Mendeleev e Meyer, apesar de ordenarem os elementos com base em suas massas atômicas, deve-se ao fato de que, em geral, quanto maior o número atômico, maior a massa atômica do elemento. A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, seqüencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades.

Figura 2.1 Tabela periódica.

A repetição verificada na lei periódica é a base da estrutura da tabela periódica moderna, de maneira que elementos com propriedades químicas semelhantes ficam distribuídos em colunas verticais chamadas grupos. Vejamos então esta estrutura, acompanhando na figura 2.1:

• Grupos: são as colunas da tabela periódica, também denominadas famílias. Os grupos são enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18, da esquerda para a direita, como recomendação da IUPAC, a partir de 1990. A notação usada até então e ainda hoje encontrada nomeava os grupos utilizando algarismos romanos e letras do alfabeto da seguinte forma:
• grupos A para os elementos representativos, de IA até VIIA e para os gases nobres (grupo 0), cujo subnível de maior energia é do tipo s ou p;
• grupos B para os elementos de transição, de IB até VIIIB, cujo subnível de maior energia é do tipo d. Alguns grupos são conhecidos por nomes especiais, tais como:
• grupo 1: metais alcalinos;
• grupo 2: metais alcalinos terrosos;
• grupo 16: calcogênios;
• grupo 17: halogênios;
• grupo 18: gases nobres.

Os demais grupos são comumente reconhecidos pelo primeiro elemento da coluna, como por exemplo, o grupo 14, chamado também de grupo do carbono.

• Períodos: são as filas horizontais da tabela periódica (linhas), enumeradas de 1 a 7, a partir da linha do hidrogênio. Note que os elementos das duas linhas dispostas

Figura 2.2 Tabela periódica com a separação em blocos s, p, d e f.

Tabela 2.1 Configuração eletrônica dos elementos.

2.4. A periodicidade nas propriedades atômicas

As propriedades químicas e físicas de um elemento são determinadas pelo número atômico e pelo número e disposição dos elétrons existentes nos orbitais. Condutividade elétrica, estrutura cristalina, energia de ionização, afinidade eletrônica são exemplos de propriedades que estão relacionadas com o comportamento químico geral dos elementos.

elementos de transição, que são maioria nestes três períodos, são caracterizados por receber elétrons não na camada de valência, mas sim na segunda camada mais externa. Uma vez que os elétrons são colocados nos orbitais (n – 1)d, entre o núcleo e a camada de valência n, eles protegem parcialmente os elétrons de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Este efeito de blindagem faz com que o raio não decresça tão rapidamente ao longo dos períodos, nos trechos dos elementos de transição. No final da série dos elementos de transição, a subcamada (n – 1)d se aproxima de sua população máxima, 10 elétrons, aumentando o efeito de blindagem; conseqüentemente, as repulsões interatômicas entre a camada (n - 1)d e a camada de valência compensam quase completamente o aumento na carga nuclear, acarretando um menor aumento no tamanho do raio, principalmente nas séries dos elementos de transição interna, onde a subcamada (n - 2)f, que é preenchida ao longo do período, comporta um grande número de elétrons (14, no máximo). No grupo, o aumento de tamanho se explica, pois quanto maior o número de camadas utilizadas, maior o tamanho. Se há aumento da carga nuclear, se esperaria uma maior atração do núcleo, entretanto o número de elétrons por camada aumenta, causando o aumento na distância entre a camada de valência e o núcleo. Conseqüentemente, o aumento do número de camadas internas de elétrons implica no aumento do efeito de blindagem que compensa o aumento da carga nuclear, resultando num aumento do raio atômico. Existem, porém, lugares na tabela periódica onde o tamanho atômico não varia significativamente no grupo. Analisando qualquer elemento de transição do quarto período e um imediatamente abaixo, do quinto período, notamos apreciável aumento do raio atômico. Do quinto para o sexto período, praticamente não há alteração. Isso ocorre devido à contração lantanóidica. O zircônio (Z = 40) com um raio de 1,45 Å é aproximadamente igual ao háfnio (Z = 72), de raio 1,44 Å. Esta contração corresponde à aparição de elétrons em orbitais 4f que se situam profundamente dentro do átomo, onde os efeitos de aumento de carga nuclear e população eletrônica se cancelam, ou seja, a blindagem da camada interna compensa completamente o efeito de aumento da carga nuclear. Similaridade no tamanho e na configuração eletrônica entre os elementos de transição do quinto e sexto períodos conduz a semelhanças notáveis em propriedades químico-físicas. O zircônio e o háfnio formam compostos químicos com fórmulas similares, apresentam-se juntos nos minérios no estado natural e apresentam propriedades semelhantes (ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade, etc).

2.4.1.1. O raio iônico

Um caso interessante que devemos denotar em relação ao raio de um átomo é a alteração no tamanho deste quando o átomo se transforma em um íon. O raio de um íon é chamado raio iônico. Quando comparamos um átomo neutro com seu íon, a carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante, pois o número atômico não se altera. Porém, como o número de elétrons em um íon é sempre diferente do número de elétrons do átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio atômico decorrente dessa situação. Por exemplo, um átomo de sódio, cuja configuração é 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 , quando perde seu elétron 3s, logicamente, perde também a terceira camada, o que leva à redução do raio. Além disso, o menor número de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica, contribuindo para a redução do raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que o átomo neutro que o originou.

Por outro lado, o cloro, por exemplo, cuja configuração é 1s^2 2s^2 2p^5 , quando recebe um elétron, aumenta seu número de elétrons e, conseqüentemente, as repulsões intereletrônicas na camada 2p. Isso contribui para uma expansão da nuvem eletrônica, que aumenta o raio iônico. Portanto, um ânion é sempre maior do que o átomo neutro que o originou. É importante ressaltar que só se deve fazer comparações entre íons isoeletrônicos ou entre um íon e seu átomo neutro. Outras comparações não teriam sentido.

2.4.1.2. Raio covalente e raio de Van der Waals

Além do raio atômico e do raio iônico, podemos ainda falar em raio covalente e raio de Van der Waals. O raio atômico corresponde ao raio do átomo em seu estado neutro, ou seja, sem se combinar; o raio iônico corresponde ao raio de um íon, ou seja, do átomo que forma uma ligação iônica; logicamente, o raio covalente corresponde ao raio de um átomo que forma uma ligação covalente. O raio covalente é menor que o raio iônico, devido ao fato de o átomo não receber elétrons, mas compartilhar, fazendo com que a expansão da nuvem eletrônica seja menos intensa, já que o elétron não pertence somente a um átomo. Para exemplificar o conceito de raio de Van der Waals vamos imaginar uma substância diatômica no estado sólido. Nesse estado, as moléculas “encostam-se” umas às outras. Podemos esquematizar as moléculas desenhando átomos com raios aparentes. Então, tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada uma da outra.

Figura 2.4 Raio covalente e raio de Van der Waals.

O raio de Van der Waals, portanto, corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos da substância que se encostam e pertencem a moléculas diferentes. Trata-se de uma distância intermolecular.

2.4.2. Energia de ionização

Outra propriedade relacionada com a configuração eletrônica é a energia de ionização. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo no seu estado fundamental e corresponde à energia requerida para a reação: X°(g) →X+(g) + e− A notação de estado gasoso (g) enfatiza a necessidade de que os átomos devem estar isolados um em relação aos outros. Esta energia é também a energia de ligação do último elétron a ser colocado no átomo.Uma vez o elétron completamente removido, o átomo passa a ser um íon positivo (cátion), por isso o processo é dito ionização. O elétron mais facilmente removível é aquele que possui maior energia (último a ser distribuído segundo as regras de Hund), e está menos atraído pelo núcleo. A energia para remover este primeiro elétron mais externo é denomina primeira energia de ionização. No caso de átomos com mais de um elétron removível, diz-se que a energia

átomo em receber o elétron. Isso, porém, não impede que alguns elementos tenham afinidade eletrônica positiva, o que indica uma baixíssima tendência de receber elétrons e a necessidade de absorver energia para poder ganhar elétrons. A eletronegatividade de X é igual à energia de ionização de X−. As afinidades eletrônicas, em geral, têm valores menos negativos ao longo de um grupo (descendo), porque a camada de valência está progressivamente mais distante do núcleo e a blindagem das camadas internas é mais efetiva na compensação do aumento da carga nuclear. Uma exceção a essa regra é que o flúor é menos negativo que o cloro. Uma possível explicação para esse resultado baseia-se no fato de que, o flúor, por ser o menor átomo do grupo dos halogênios, não pode ter a força de repulsão inter-eletrônica na camada mais externa ignorada. Para converter F^0 em F−, o oitavo elétron estaria comprimido na camada n = 2, por esta ser muito pequena e com isso, a repulsão entre elétrons seria relativamente grande, reduzindo assim a afinidade eletrônica do flúor. Os elementos do grupo dos halogênios são os átomos que possuem maior afinidade eletrônica devido ao reduzido tamanho dos átomos, à carga nuclear efetiva relativamente grande e à necessidade de apenas um elétron para alcançar a configuração eletrônica de gases nobres (regra do octeto). Os gases nobres têm valores nulos para a eletroafinidade.

1 H

2 He 3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne 11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar 19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

24 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr 37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn 51 Sb^

52 Te

53 I

54 Xe 55 Cs

56 Ba

71 Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn 87 Fr

88 Ra

103 Lr

104 Rf

105 Db

106 Sb

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Dm

111 Uuu

112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo Figura 2.6 Tendência da afinidade eletrônica na tabela periódica.

A afinidade eletrônica pode ser expressa em elétron-volts por átomo ou, no SI, kJ/mol, assim como a energia de ionização.

2.4.4. Eletronegatividade, eletropositividade e reatividade

A eletronegatividade é definida como o grau de intensidade com que um átomo atrai elétrons, capturando-os. A tendência relativa do comportamento eletronegativo ou eletropositivo de um átomo pode ser quantificada, atribuindo a cada elemento um número de eletronegatividade. Outra interpretação para eletronegatividade refere-se às ligações covalentes. Numa ligação covalente, um par (ou mais pares) de elétrons é compartilhado entre dois átomos. Isso significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. Essa atração é

medida pela eletronegatividade, que aqui pode ser definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação.

1 H 2,

2 He n.a. 3 Li 0,

4 Be 1,

5 B 2,

6 C 2,

7 N 3,

8 O 3,

9 F 3,

10 Ne n.a 11 Na 0,

12 Mg 1,

13 Aℓ 1,

14 Si 1,

15 P 2,

16 S 2,

17 Cℓ 3,

18 Ar n.a 19 K 0,

20 Ca 1,

21 Sc 1,

22 Ti 1,

23 V 1,

24 Cr 1,

24 Mn 1,

26 Fe 1,

27 Co 1,

28 Ni 1,

29 Cu 1,

30 Zn 1,

31 Ga 1,

32 Ge 2,

33 As 2,

34 Se 2,

35 Br 2,

36 Kr n.a 37 Rb 0,

38 Sr 0,

39 Y 1,

40 Zr 1,

41 Nb 1,

42 Mo 2,

43 Tc 1,

44 Ru 2,

45 Rh 2,

46 Pd 2,

47 Ag 1,

48 Cd 1,

49 In 1,

50 Sn 1,

51 Sb 2,

52 Te 2,

53 I 2,

54 Xe n.a 55 Cs 0,

56 Ba 0,

71 Lu 1,

72 Hf 1,

73 Ta 1,

74 W 2,

75 Re 1,

76 Os 2,

77 Ir 2,

78 Pt 2,

79 Au 2,

80 Hg 2,

81 Tℓ 2,

82 Pb 2,

83 Bi 2,

84 Po 2,

85 At 2,

86 Rn n.a 87 Fr 0,

88 Ra 0,

103 Lr 1,

104 Rf 105 Db 106 Sb 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Dm 111 Uuu 112 Uub 113 Uut 114 Uuq 115 Uup 116 Uuh 117 Uus 118 Uuo

57 La 1,

58 Ce 1,

59 Pr 1,

60 Nd 1,

61 Pm 1,

62 Sm 1,

63 Eu 1,

64 Gd 1,

64 Tb 1,

66 Dy 1,

67 Ho 1,

68 Er 1,

69 Tm 1,

70 Yb 1, 89 Ac 1,

90 Th 1,

91 Pa 1,

92 U 1,

93 Np 1,

94 Pu 1,

95 Am 1,

96 Cm 1,

97 Bk 1,

98 Cf 1,

99 Es 1,

100 Fm 1,

101 Md 1,

102 No 1, Figura 2.7 Eletronegatividade dos elementos da tabela periódica.

A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento da carga nuclear. Essa tendência é geralmente uniforme entre os elementos representativos. Através de uma série de transição, a eletronegatividade apresenta algumas irregularidades no crescimento da esquerda para a direita, resultantes da variação do efeito de blindagem. Indo para baixo num grupo, a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem compensa amplamente o aumento da carga nuclear. Assim, os elementos com maior eletronegatividade são os não- metais da tabela periódica, destacando-se o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. Os elementos mais eletropositivos, ou seja, com as mais baixas eletronegatividades são os metais, particularmente os que se encontram na parte inferior esquerda da tabela periódica.

1 H

2 He 3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne 11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar 19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

24 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr 37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn 51 Sb^

52 Te

53 I

54 Xe 55 Cs

56 Ba

71 Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn 87 Fr

88 Ra

103 Lr

104 Rf

105 Db

106 Sb

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Dm

111 Uuu

112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo Figura 2.8 Tendência da eletronegatividade na tabela periódica.

1 H

− 1

2 He

3 Li =

4 Be

5 B

6 C

− 4

7 N

− 3

8 O − 2 − 1

9 F − 1

10 Ne

11 Na =

12 Mg

13 Al

14 Si

− 4

15 P

− 3

16 S

− 2

17 Cl

− 1

18 Ar

19 K =

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

24 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

− 4

33 As

− 3

34 Se

− 2

35 Br

− 1

36 Kr

37 Rb =

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

− 3

52 Te

− 2

53 I

− 1

54 Xe

55 Cs =

56 Ba

71 La

58 71 Ce → Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At − 1

86 Rn

Figura 2.10 Número de oxidação dos elementos.

Na fig. 2.11, podemos observar, através das indicações das setas, que o elemento mais reativo entre os metais é o frâncio (elemento mais eletropositivo da tabela) e, entre os não-metais, o mais reativo é o flúor (elemento mais eletronegativo da tabela).

1 H

2 He 3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne 11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar 19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

24 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr 37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn 51 Sb^

52 Te

53 I

54 Xe 55 Cs

56 Ba

71 Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn 87 Fr

88 Ra

103 Lr

104 Rf

105 Db

106 Sb

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Dm

111 Uuu

112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo Figura 2.11 Tendência da reatividade na tabela periódica.

2.4.5. Densidade

A densidade dos elementos é uma propriedade física que apresenta periodicidade dentro da disposição da tabela periódica, embora as variações de densidade não sejam muito regulares, pois diferentes características estruturais influenciam na densidade da substância. Num período, a densidade aumenta das extremidades para o centro. Nos grupos, ela aumenta de cima para baixo. A fig. 3.12 ilustra esquematicamente essas tendências da densidade, considerando que os valores de densidade foram obtidos a temperatura de 25º C e pressão de 1 atm. Nestas condições, o elemento mais denso da tabela periódica é o ósmio (Z = 76).

1 H 0,

2 He 0, 3 Li 0,

4 Be 1,

5 B 2,

6 C 3,

7 N 1,

8 O 1,

9 F 1,

10 Ne 0, 11 Na 0,

12 Mg 1,

13 Aℓ 2,

14 Si 2,

15 P 1,

16 S 2,

17 Cℓ 3,

18 Ar 1, 19 K 0,

20 Ca 1,

21 Sc 2,

22 Ti 4,

23 V 6,

24 Cr 7,

24 Mn 7,

26 Fe 7,

27 Co 8,

28 Ni 8,

29 Cu 8,

30 Zn 7,

31 Ga 5,

32 Ge 5,

33 As 5,

34 Se 4,

35 Br 3,

36 Kr 3, 37 Rb 1,

38 Sr 2,

39 Y 4,

40 Zr 6,

41 Nb 8,

42 Mo 10,

43 Tc 11,

44 Ru 12,

45 Rh 12,

46 Pd 12,

47 Ag 10,

48 Cd 8,

49 In 7,

50 Sn 5,

51 Sb 6,

52 Te 6,

53 I 4,

54 Xe 5, 55 Cs 1,

56 Ba 3,

71 Lu 9,

72 Hf 13,

73 Ta 16,

74 W 19,

75 Re 21,

76 Os 22,

77 Ir 22,

78 Pt 21,

79 Au 19,

80 Hg 13,

81 Tℓ 11,

82 Pb 11,

83 Bi 9,

84 Po 9,

85 At n.a.

86 Rn 9, 87 Fr n.a.

88 Ra 5,

103 Lr n.a.

104 Rf n.a. 105 Db^106 Sb^107 Bh^108 Hs^109 Mt^110 Dm^111 Uuu^112 Uub^113 Uut^114 Uuq^115 Uup^116 Uuh^117 Uus^118 Uuo

57 La 6,

58 Ce 8,

59 Pr 6,

60 Nd 7,

61 Pm 7,

62 Sm 7,

63 Eu 5,

64 Gd 7,

64 Tb 8,

66 Dy 8,

67 Ho 8,

68 Er 9,

69 Tm 9,

70 Yb 6, 89 Ac 10,

90 Th 11,

91 Pa 15,

92 U 18,

93 Np 20,

94 Pu 19,

95 Am 13,

96 Cm 13,

97 Bk 14,790.

98 Cf 15,

99 Es n.a.

100 Fm n.a.

101 Md n.a.

102 No n.a. Figura 2.12 Tendência da densidade na tabela periódica.

2.4.6. Ponto de fusão e ponto de ebulição

O ponto de fusão é a temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. O ponto de ebulição é a temperatura na qual uma substância para

grupos, nos quais as características comuns entre os elementos de um bloco estreitam-se ainda mais.

2.5.1. O hidrogênio

O hidrogênio por apresentar características únicas, é posicionado fora de qualquer grupo da tabela periódica, apenas dividindo o primeiro período com o hélio. Ele possui a estrutura atômica mais simples entre todos os elementos, apresentando seu único elétron uma configuração eletrônica 1s^1. O hidrogênio é bastante reativo, podendo alcançar a estabilidade formando ligações covalentes com outros átomos, perdendo seu elétron para formar H+^ ou ainda adquirindo um elétron para formar H-. Embora sua configuração eletrônica assemelhe-se à dos elementos do grupo 1 ou metais alcalinos, que possuem um elétron no nível mais externo, o hidrogênio tem maior tendência a compartilhar este elétron do que perde-lo, como ocorre com os metais alcalinos ao reagirem. O hidrogênio é um dos elementos mais abundantes do planeta, apesar da quantidade de H 2 na atmosfera terrestre ser muito pequena. Ele é encontrado na crosta terrestre, nas águas dos oceanos, nos compostos como água, combustíveis fosseis, amônia, ácidos, carboidratos e proteínas. Na verdade, o hidrogênio é o elemento que mais forma compostos.

2.5.2. Elementos do bloco s

2.5.2.1. Grupo 1: metais alcalinos

Tabela 2.2 Elementos do grupo 1 e seus símbolos. Elemento Símbolo Lítio Li Sódio Na Potássio K Rubídio Rb Césio Cs Frâncio Fr Os elementos aqui formam um grupo bastante homogêneo. Todos os elementos desse grupo são metais, são excelentes condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. As propriedades químicas e físicas estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho. Geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Todos os elementos desse grupo possuem um elétron de valência na camada mais externa. Esse elétron é fracamente ligado ao núcleo por encontra-se bastante afastado dele, podendo ser removido facilmente. Os demais elétrons, por estarem mais próximos ao núcleo, são mais firmemente ligados e removidos com dificuldade. Os elementos do grupo 1 são os maiores nos seus respectivos períodos mas quando perdem o elétron mais externo na formação de íons positivos, o tamanho diminui consideravelmente. Essa redução acontece porque uma camada eletrônica inteira foi removida e como com a perda do elétron a carga positiva do núcleo ficou maior que a soma da carga negativa dos elétrons, há uma maior atração do núcleo sobre os elétrons remanescentes. Como os átomos são grandes, esses elementos apresentam densidades muito baixas.

Como os átomos desse grupo são grandes e o elétron mais externo é fracamente atraído pelo núcleo, as primeiras energias de ionização desses átomos são muito menores que de elementos de outros grupos da tabela periódica. No grupo, como os átomos são cada vez maiores (sentido descendente), as energias de ionização diminuem. Já a segunda energia de ionização desses elementos é extremamente elevada em comparação com a primeira energia devido a maior atração eletrostática entre o núcleo e esse segundo elétron. Em condições normais, o segundo elétron nunca é removido, pois seria necessária uma energia maior que a energia para ionizar um gás nobre. Os elementos desse grupo formam íons X+. Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 1 são os menores da tabela periódica. Com isso, ao reagirem com outros elementos, verifica-se uma grande diferença de eletronegatividade entre o metal alcalino e o outro elemento, o que caracteriza a formação de uma ligação predominantemente iônica. As baixas energias de coesão acarretam as baixíssimas temperaturas de fusão e de ebulição dos elementos desse grupo. Os pontos de fusão no grupo variam entre 181ºC (Li) e 28,5ºC (Cs) enquanto que as temperaturas de fusão de metais de transição geralmente são superiores a 1000ºC. Como a energia de coesão diminui de cima para baixo no grupo, os pontos de fusão e de ebulição acompanham a mesma tendência.

Tabela 2.3 Pontos de fusão e de ebulição dos elementos do grupo 1. Be Mg Ca Sr Ba Ra P. F. (ºC) 1287 649 839 768 727 700 P. E. (ºC) 2500 1105 1494 1381 1850 1700

Apesar de sua grande semelhança química, os elementos alcalinos não ocorrem juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos de seus íons. O lítio é encontrado na crosta terrestre sob a forma de silicatos e fosfatos, sendo os seus principais minerais o espodumênio, a ambligonita, a lepidolita e a petalita. O sódio é o 4º elemento mais abundante na Terra, compondo aproximadamente 2,6% da crosta terrestre, ele se apresenta na forma de minerais e na água do mar. A halita (NaCl), também conhecida como salgema ou o "sal comum", é seu mineral mais comum. É encontrada em depósitos subterrâneos e dissolvida nos mares, oceanos e fontes de água salgada. O potássio ocorre na natureza na forma combinada como silicatos de potássio, em depósitos de sais solúveis de potássio e nas águas dos oceanos. O rubídio é um elemento raro e ocorre quase sempre com o césio, como traços de óxido de rubídio em diversos minerais, tais como a leucita, o espodumênio, a carnalita e a lepidolita. Uma das principais fontes de césio está localizada no lago Bernic em Manitoba com 300.000 toneladas de polucita, com 20% de césio. Também ocorre como traço na lepidolita. É um elemento instável que ocorre em quantidades traço nas rochas. Existem menos de 30g de frâncio em toda a crosta terrestre. O frâncio é encontrado em minérios de urânio (U) e tório (Th).