Tabela periódica - Apostilas - Agronomia Parte1, Notas de estudo de Agronomia

Baixe Tabela periódica - Apostilas - Agronomia Parte1 e outras Notas de estudo em PDF para Agronomia, somente na Docsity! CAPÍTULO 3 TABELA PERIÓDICA SUMÁRIO 3.1 A história da tabela periódica ............................................................................. 64 3.2 A descoberta da lei periódica e a tabela periódica moderna .............................. 65 3.3 A periodicidade nas configurações eletrônicas................................................... 67 3.4 A periodicidade nas propriedades atômicas ....................................................... 70 3.4.1 Tamanho do átomo.......................................................................................... 70 3.4.2 Energia de ionização ....................................................................................... 73 3.4.3 Afinidade eletrônica ......................................................................................... 74 3.4.4 Eletronegatividade, eletropositividade e reatividade........................................ 75 3.4.5 Densidade ....................................................................................................... 79 3.4.6 Ponto de fusão e ponto de ebulição ................................................................ 79 3.5 Os blocos da tabela periódica e seus grupos ..................................................... 80 3.5.1 O hidrogênio .................................................................................................... 80 3.5.2 Elementos do bloco s ...................................................................................... 81 3.5.2.1 Grupo 1: metais alcalinos ............................................................................. 81 3.5.2.2 Grupo 2: metais alcalinos terrosos ............................................................... 82 3.5.3 Elementos do bloco p ...................................................................................... 83 3.5.3.1 Grupo 13: grupo do boro .............................................................................. 83 3.5.3.2 Grupo 14: grupo do carbono......................................................................... 85 3.5.3.3 Grupo 15: grupo do nitrogênio...................................................................... 86 3.5.3.4 Grupo 16: calcogênios.................................................................................. 87 3.5.3.5 Grupo 17: halogênios ................................................................................... 88 3.5.3.6 Grupo 18: gases nobres ............................................................................... 90 3.5.4 Elementos do bloco d ...................................................................................... 91 3.5.4.1 Grupo 3: grupo do escândio ......................................................................... 92 3.5.4.2 Grupo 4: grupo do titânio .............................................................................. 93 3.5.4.3 Grupo 5: grupo do vanádio ........................................................................... 93 3.5.4.4 Grupo 6: grupo do crômio............................................................................. 93 3.5.4.5 Grupo 7: grupo do manganês....................................................................... 94 1 3.5.4.6 Grupo 8: grupo do ferro ................................................................................ 95 3.5.4.7 Grupo 9: grupo do cobalto ............................................................................ 95 3.5.4.8 Grupo 10: grupo do níquel............................................................................ 96 3.5.4.9 Grupo 11: grupo do cobre............................................................................. 96 3.5.4.10 Grupo 12: grupo do zinco ........................................................................... 97 3.5.5 Elementos do bloco f ....................................................................................... 97 3.5.5.1 Série dos lantanídeos ................................................................................... 97 3.5.5.2 Série dos actinídeos ..................................................................................... 98 3.6 Referências bibliográficas do capítulo ................................................................ 99 66 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 sequencial 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, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades. Figura 3.1 - 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 3.1: • 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. 67 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 abaixo da tabela principal, os lantanídeos (ou terras-raras) e os actinídeos, pertencem aos sexto e sétimo períodos, respectivamente. Estes elementos são conhecidos como elementos de transição interna (subnível mais energético do tipo f) e são assim dispostos por questão de praticidade e clareza. O período em que um elemento está localizado indica o número de níveis de energia (n) do elemento possui. O hidrogênio, devido a suas propriedades particulares, distintas dos demais elementos, é disposto isoladamente, não pertencendo a nenhum grupo, mas faz parte do primeiro período juntamente com o hélio. 3.3 A periodicidade nas configurações eletrônicas A organização da tabela periódica está intimamente relacionada com a configuração eletrônica dos átomos. Cada período começa com um elemento que tem um elétron de valência do tipo s. No primeiro período existem apenas dois elementos, pois o orbital 1s comporta até 2 elétrons. O segundo período tem início com o lítio, pois seu terceiro elétron é do tipo 2s. Como há um orbital 2s e 3 orbitais 2p, cada um capaz de acomodar dois elétrons, é possível colocar 8 elementos neste período. O mesmo ocorre para o terceiro período com os orbitais 3s e 3p. Como foi visto no capítulo anterior, o orbital 4s tem menor energia que os orbitais 3d (fig. 2.31 e 2.32) e por este motivo, o quarto período inicia com o potássio (4s1) e após o preenchimento do orbital 4s no cálcio, os orbitais vazios de menor energia são os cinco orbitais 3d. Como os orbitais 3d podem acomodar 10 elétrons, este período terá mais 10 elementos (metais de transição). Em seguida, o quarto período pode ser completado com o preenchimento dos 3 orbitais 4p (mais 6 elementos). No quinto período, os orbitais 5s, 4d e 5p são preenchidos em sequência. No sexto período, após o preenchimento do orbital 6s e a entrada de um elétron nos orbitais 5d, os 7 orbitais 4f são os próximos, em ordem de energia crescente, possibilitando o encaixe de 14 elementos (lantanídeos) antes do preenchimento do próximo orbital 5d. Os orbitais 5d preenchidos são sucedidos pelos 6 elementos requeridos pelos 3 orbitais 6p. O sétimo período começa com o preenchimento do orbital 7s; em seguida, um elétron é adicionado a um dos orbitais 6d. Os próximos elétrons vão para os orbitais 5f, cujos 14 elementos formam a série dos actinídeos, grupo de elementos com propriedades e estruturas eletrônicas semelhantes aos dos lantanídeos. Os átomos de um mesmo grupo (coluna) da tabela periódica apresentam os elétrons de valência com a mesma configuração e por isso são quimicamente semelhantes. Por outro lado, sempre que existir uma semelhança entre as 68 propriedades químicas dos elementos de um mesmo período, tais como entre os lantanídeos ou entre os metais de transição, os elementos quimicamente semelhantes diferem somente no número de elétrons encontrados num tipo particular de orbital, por exemplo, 4f ou 3d. Figura 3.2 - Tabela periódica com a separação em blocos s, p, d e f. 71 Figura 3.3 - Representação esquemática dos raios atômicos dos elementos. A explicação para a redução do raio atômico ao longo do segundo e terceiro períodos é que, nestes períodos, os elétrons são adicionados na camada de valência dos átomos e, com o aumento do número atômico, para cada elétron adicionado, há também o acréscimo de um próton no núcleo, tornando a carga nuclear maior. A força de atração eletrostática do núcleo sobre os elétrons é proporcional à carga nuclear e, conforme esta carga aumenta, a atração sobre os elétrons também aumenta, reduzindo o raio atômico. O decréscimo moderado do raio atômico, observado no quarto, quinto e sexto períodos, também é explicado pela configuração eletrônica de seus elementos. Os 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, 72 causando o aumento na distância entre a camada de valência e o núcleo. Consequentemente, 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 o A é aproximadamente igual ao háfnio (Z = 72), de raio 1,44 o A . 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). 3.4.1.1 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 1s22s22p63s1, 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 1s22s22p5, 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. 3.4.1.2 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, 73 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 3.4 - 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. 3.4.2 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: −+ +→ e)g(X)g(X0 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 para remover um segundo elétron é a segunda energia de ionização, e assim por diante. A segunda energia de ionização é a energia necessária, portanto para provocar o seguinte processo: −++ +→ e)g(X)g(X 2 A energia de ionização, cuja unidade é dada geralmente em kJ/mol (quilojoules por mol), também é uma propriedade periódica que varia com o número atômico e em geral, quanto maior este for, maior é a carga nuclear do elemento, maior é a atração dos elétrons pelo núcleo e mais difícil é a sua ionização. Portanto, a energia de ionização tende a aumentar através do período. Alguns fatores que influenciam a energia de ionização são: • tamanho do átomo; • carga do núcleo; 76 Figura 3.7 - 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. Figura 3.8 - Tendência da eletronegatividade na tabela periódica. Segundo a primeira definição de eletronegatividade, que seria a capacidade de um átomo em atrair elétrons e, portanto, tornar-se um íon negativo (ânion), podemos então definir eletropositividade como a capacidade de um átomo em perder elétrons, originando cátions. Como os metais são os elementos que 77 apresentam maior tendência em perder elétrons, a eletropositividade também pode ser denominada de caráter metálico. A perda de elétrons em reações químicas é uma característica dos elementos metálicos. Figura 3.9 - Tendência da eletropositividade na tabela periódica. O número de elétrons perdidos por um átomo eletropositivo e de elétrons recebidos por um átomo eletronegativo é indicado pelo número de oxidação do elemento, que é, respectivamente positivo e negativo. O número de oxidação indica a reatividade de um elemento e a forma como ele irá reagir, pela indicação de sua maior ou menor facilidade em ganhar ou perder elétrons. Alguns elementos da tabela periódica podem se comportar de forma eletronegativa ou eletropositiva, o que depende da reação química em que estão envolvidos. Os gases nobres, devido a sua configuração eletrônica, são mais estáveis e menos reativos que outros elementos. 78 Figura 3.10 - Número de oxidação dos elementos. Na fig.3.11, 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). 81 3.5.2 Elementos do bloco s 3.5.2.1 Grupo 1: metais alcalinos Elemento Símbolo Lítio Li Sódio Na Potássio K Rubídio Rb Césio Cs Frâncio Fr Tabela 3.2 - Elementos do grupo 1 e seus símbolos. 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. 82 Be Mg Ca Sr Ba Ra P. F. (ºC) 1287 649 839 768 727 700 P. E. (ºC) 2500 1105 1494 1381 1850 1700 Tabela 3.3 - Pontos de fusão e de ebulição dos elementos do grupo 1. 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). 3.5.2.2 Grupo 2: metais alcalinos terrosos Elemento Símbolo Berílio Be Magnésio Mg Cálcio Ca Estrôncio Sr Bário Ba Rádio Ra Tabela 3.4 - Elementos do grupo 2 e seus símbolos. Os elementos do grupo 2 apresentam tendências similares às apresentadas pelo grupo 1 quanto a suas propriedades. Esses elementos formam uma série bem comportada de metais altamente reativos, embora menos reativos que os metais alcalinos. Geralmente são divalentes, formando compostos iônicos incolores. Os elementos desse grupo possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais externo. Seus átomos são grandes, mas menores que os átomos dos elementos o grupo 1 no mesmo período. Isso ocorre porque a carga adicional do núcleo faz com que este atraia mais fortemente os elétrons. Os íons são relativamente grandes, mas menores que dos elementos do grupo 1, uma vez que na remoção dos dois elétrons de valência, o núcleo fica com uma carga efetiva maior que nos íons dos metais alcalinos. Os elementos do grupo 2 apresentam densidades maiores que os do grupo 1. Os metais do grupo 2 têm cor branca prateada. Por apresentarem dois elétrons que podem participar de ligações metálicas, eles são mais duros, suas energias de ligação são maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são mais 83 elevados que os metais do grupo 1, a possuem apenas um elétron. Em relação aos demais metais, são considerados moles. Os pontos de fusão variam de forma irregular devido às diferentes estruturas cristalinas assumidas por esses metais. Li Na K Rb Cs P. F. (ºC) 181 98 63 39 28,5 P. E. (ºC) 1347 881 766 688 705 Tabela 3.5 - Pontos de fusão e de ebulição dos elementos do grupo 2. Excetuando o berílio, cujos compostos são tipicamente covalentes, os compostos formados por esses metais são predominantemente iônicos. Por serem menores os átomos dos elementos do grupo 2, seus elétrons estão mais fortemente ligados do que nos elementos do grupo 1, acarretando uma primeira energia de ionização maior para a formação de X+. Depois de removido um elétron, a atração entre o núcleo e os elétrons remanescentes torna-se ainda maior e com isso, a energia necessária para a remoção do segundo elétron para formar íons X2+ é quase o dobro da requeria para a remoção do primeiro. Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 2 são baixos, mas maiores que dos correspondentes elementos do grupo 1. A eletronegatividade do berílio é a maior do grupo. O berílio não é muito comum por não ser abundante e por sua difícil extração. Pode ser encontrado na natureza sob a forma de minerais, como o berilo e a fenacita. O magnésio é um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre. Não ocorre livre na natureza, mas só na forma combinada em grandes depósitos minerais, como a magnesita, a dolomita e a carnalita. Pequenas quantidades de magnésio estão presentes na maioria dos organismos vivos. O cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre, não ocorre livre na natureza, mas na forma combinada em diversos minerais, como a gipsita, a anidrita, a fluorita, a apatita, a dolomita e o calcáreo. O estrôncio não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada em vários minerais, sendo os principais a estroncianita e a celestita. O bário não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada em vários minerais, sendo os principais a barita e a witherita. O rádio é o sexto elemento mais raro na natureza. Ocorre em todos os minérios de urânio (U), como a pitchblenda (U3O8). Pode ser extraído nos resíduos do processamento do urânio. Grandes depósitos de urânio estão localizados no Novo México, em Ontário, em Utah e na Austrália. 3.5.3 Elementos do bloco p 3.5.3.1 Grupo 13: grupo do boro Elemento Símbolo Boro B Alumínio Al Gálio Ga Índio In Tálio Tl Ununtrio Uut Tabela 3.6 - Elementos do grupo 13 e seus símbolos.