blocos s e p

blocos s e p

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Introdução

O bloco s é formado pelos grupos 1 e 2 da tabela periódica. Compreende os elementos: lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio - que formam o grupo 1- e berílio, magnésio, cálcio, estrôncio bário e rádio - que formam o grupo 2. São metais facilmente encontrados em minerais e águas naturais, e alguns constituem importantes fluidos biológicos.

Já o bloco p é formado pelos grupos 12, 14, 15, 16, 17 e 18. Como este bloco compreende mais de 30 elementos, com características bastante variadas entre si, estes elementos são encontrados nos mais diversos compostos, e alguns ocorrem até mesmo na forma pura.

Metais do bloco s

Os metais do bloco s são os átomos que possuem maior tamanho em seus respectivos períodos, sendo que os átomos do grupo 1 - os metais alcalinos - são ainda mais volumosos que os átomos do grupo 2 - os metais alcalino terrosos. Na tabela a seguir, é possível observar uma comparação entre os raios atômicos dos metais alcalinos e alcalino terrosos que ocupam os mesmos períodos:

Metal alcalino

Raio atômico (Å)

Metal alcalino terroso

Raio atômico (Å)

Lítio

1,52

Berílio

1,12

Sódio

1,86

Magnésio

1,60

Potássio

2,27

Cálcio

1,97

Rubídio

2,48

Estrôncio

2,15

Césio

2,65

Bário

2,22

Tabela 1 - Comparação entre os raios metálicos dos metais alcalinos e metais alcalino terrosos.

Note-se que os raios dos metais frâncio e rádio não aparecem na tabela, visto que estes metais são muito raros e, no caso do frâncio, instável.

Estes metais tendem a formar íons com carga 1+ e 2+, respectivamente, já que os metais do grupo 1 possuem apenas um elétron de valência, e os metais do grupo 2, apenas 2 elétrons de valência. Desta forma, é de se esperar que os raios iônicos entre os grupos apresentem ainda maior diferença, pois enquanto os metais alcalinos perdem apenas um elétron, os metais alcalino terrosos perdem dói elétrons. Assim, além de perder completamente a última camada eletrônica, a maior carga positiva dos metais alcalino terrosos faz com que seus elétrons sejam atraídos mais fortemente, e, por conseqüência, seu raio iônico seja ainda menor, conforme a tabela a seguir:

Metal alcalino

Raio iônico M+ (Å)

Metal alcalino terroso

Raio iônico M2+ (Å)

Lítio

0,76

Berílio

0,31

Sódio

1,02

Magnésio

0,72

Potássio

1,38

Cálcio

1,00

Rubídio

1,52

Estrôncio

1,18

Césio

1,67

Bário

1,35

Tabela 2 - Comparação entre os raios iônicos dos metais alcalinos e metais alcalino terrosos.

A densidade dos metais do bloco p também varia muito do grupo 1 para o grupo 2, já que a massa aumenta ao longo do período, enquanto que o tamanho dos átomos diminui. Assim, é natural que os metais do grupo 2 sejam mais densos do que os metais do grupo 1, em seus respectivos períodos, como demonstrado na tabela a seguir:

Metal alcalino

Densidade (g/cm³)

Metal alcalino terroso

Densidade (g/cm³)

Lítio

0,54

Berílio

1,85

Sódio

0,97

Magnésio

1,74

Potássio

0,86

Cálcio

1,55

Rubídio

1,53

Estrôncio

2,63

Césio

1,90

Bário

3,62

Tabela 3 - Comparação entre as densidades dos metais alcalinos e metais alcalino terrosos.

Quanto aos pontos de fusão e de ebulição, os metais alcalino terrosos possuem os maiores valores de temperatura em reação aos metais alcalinos. Isto porque, na forma metálica, a atração entre os átomos dos metais do grupo 2 é maior, já que cada átomo destes metais possui seus 2 elétrons de valência livres ao formar a ligação metálica, enquanto que os metais alcalinos possuem apenas 1 elétron livre na ligação metálica, apresentando menores forças de coesão. Os valores dos pontos de fusão e de ebulição dos metais do bloco s são apresentados na tabela a seguir:

Metal alcalino

Ponto de fusão (Cº)

Ponto de ebulição (Cº)

Metal alcalino terroso

Ponto de fusão (Cº)

Ponto de ebulição (Cº)

Lítio

181

1347

Berílio

1285

2470

Sódio

98

883

Magnésio

650

1100

Potássio

64

774

Cálcio

840

1490

Rubídio

39

688

Estrôncio

770

1380

Césio

28

678

Bário

710

1640

Tabela 4 - Comparação entre os pontos de fusão e de ebulição dos metais alcalinos e metais alcalino terrosos.

O caráter covalente é maior nos metais do grupo 2, em relação ao grupo 1, já que são menores e com carga mais elevada. Desta forma, a diferença de eletronegatividade entre os metais do grupo 2 e os ânions que podem se ligar a eles é menor do que a diferença entre a eletronegatividade destes ânions e os metais do grupo 1, que, portanto, possuem maior caráter iônico, de acordo com a regra de Fajans, que afirma que íons pequenos de carga elevada tendem a formar compostos covalentes. É importante destacar que o berílio forma ligações tipicamente covalentes, mesmo com átomos bastante eletronegativos, como o flúor e o oxigênio, para formar o BeF2 e o BeO, respectivamente, que mostram evidências de covalência.

Os metais do bloco s participam geralmente de reações de oxirredução, já que passam da forma metálica, com nox zero, para a forma iônica, com cargas positivas. Assim, sofrem oxidação, apresentando propriedades fortemente redutoras. Os valores de potenciais padrão de redução dos elementos do bloco s, evidenciando a maior reatividade dos metais alcalinos, estão descritos na tabela abaixo:

Metal alcalino

Potencial padrão de redução (E°red)

Metal alcalino terroso

Potencial padrão de redução (E°red)

Lítio

-3,04

Berílio

-1,97

Sódio

-2,71

Magnésio

-2,36

Potássio

-2,94

Cálcio

-2,87

Rubídio

-2,92

Estrôncio

-2,90

Césio

-3,06

Bário

-2,92

Tabela 5 - Potenciais de redução dos metais alcalinos e dos metais alcalino terrosos.

A tabela mostra, portanto, que o lítio e o césio apresentam reatividade notavelmente maior que os demais elementos do grupo 1. Este fato deve-se ao tamanho dos átomos: o lítio, como é pequeno, apresenta grande reatividade devido à atração exercida pelo seu núcleo sobre elétrons mais eletronegativos; por outro lado, é também o tamanho do átomo de césio que faz com que ele seja bastante reativo, devido à facilidade que este átomo tem de perder seu elétron de valência, que sofre pouca atração pelo núcleo. Já no grupo 2, é notável a diferença do valor de Eºred para o berílio e os demais metais do grupo. Porém, este comportamento particular observado para o berílio já foi discutido anteriormente. Como o seu tamanho é bastante pequeno, sua reatividade é menor devido à resistência que apresenta em perder seus elétrons, formando compostos covalentes. Por isso, sua capacidade redutora não é tão acentuada quanto os demais.

Elementos do bloco p

Os elementos do bloco p possuem, como já citado, as características mais variadas, já que compreendem metais, semimetais e ametais.

Os metais do bloco p estão presentes principalmente no grupo 13, que é formado pelos elementos boro, alumínio, gálio, índio e tálio. Neste grupo, observa-se uma característica interessante. O boro, que é um ametal e tem um volume muito pequeno, forma compostos covalentes com octeto deficiente, e não doa seus elétrons. Já o alumínio, sendo um metal, doa seus três elétrons de valência, tendo nox +3. Porém, mesmo que os demais elementos do grupo sejam igualmente metais, tem nox +1 como valência mais comum. Isto ocorre com os átomos mais pesados, como o tálio e o índio, devido ao chamado efeito do par inerte. Neste fenômeno, os dois elétrons do subnível s são retidos, e os átomos doam apenas o único elétron presente no subnível p. Isto não significa que estes metais não possam doar seus elétrons s, formando também compostos trivalentes.

Diferenças entre as características de elementos de um mesmo grupo são notadas também nos outros grupos do bloco p. Por exemplo, no grupo 14, pode-se citar a diferença entre o estado físico dos óxidos de carbono e de silício: enquanto o primeiro é gasoso à temperatura ambiente, o segundo é sólido. Esta diferença de estado físico se deve ao tipo de ligação estabelecida entre o carbono e o oxigênio e o silício e o oxigênio. Apesar de ambos os compostos se formarem através de ligações covalentes, há uma (relativamente) grande diferença entre os valores de eletronegatividade do carbono e do silício, sendo, respectivamente, 2,6 e 1,9. Como o valor de eletronegatividade do oxigênio é de 3,4, a diferença de eletronegatividade na ligação C=O é de ΔE = 0,8, caracterizando uma típica ligação covalente, na qual a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos é relativamente pequena. Já na ligação Si=O, este valor aumenta para ΔE = 1,5, dando a esta ligação um caráter mais iônico do que a ligação C=O. Isto permite que SiO2 seja sólido à temperatura ambiente, enquanto que o CO2 apresenta-se na forma gasosa.

Nota-se, portanto, que o caráter metálico aumenta, nos grupos do bloco p, de cima para baixo. Este fato deve-se ao aumento no número de camadas e à distanciação dos elétrons do núcleo, neste sentido. Os átomos do primeiro período do bloco são, em geral, bastante eletronegativos e possuem tamanho pequeno. Esta característica faz com que sejam capazes de atrair fortemente elétrons de outros átomos para si. Já os átomos maiores possuem maior número de camadas, e, por consequência, seus elétrons de valência são menos atraídos pelo núcleo, e são ainda menos capazes de atrair elétrons de outros átomos. Um exemplo é o bismuto, que é classificado como metal, mesmo pertencendo ao grupo 5, no qual é de se esperar que os elementos tenham nox -3. Por ser um átomo de grande tamanho, o nox mais comum do bismuto é +3, doando seus elétrons p e sofrendo efeito do par inerte nos elétrons s.

No grupo dos calcogênios (grupo 16), existe destaque para as ligações entre o enxofre e o oxigênio e o selênio e o oxigênio. As ligações entre estes elementos são mais curtas do que o esperado para ligações simples, e, em alguns casos podem ser consideradas como ligações duplas localizadas. Uma ligação é formada de maneira convencional, enquanto que uma ligação se forma pela união lateral de um orbital p do oxigênio e um orbital d do enxofre ou do selênio, formando uma interação do tipo p-d, que é diferente das ligações duplas comuns do tipo p-pPorém, para que ocorra uma interação efetiva do tipo p-d, é necessário que o tamanho dos orbitais d do elemento e p do oxigênio sejam semelhantes. Portanto, a interação S-O é mais forte que a interação entre o oxigênio e os elementos mais pesados do grupo.

No grupo dos halogênios (grupo 17), a diferença mais marcante é entre o flúor e os demais elementos, principalmente na volatilidade de seus compostos e no poder oxidante. Estas características particulares do flúor devem-se, assim como nos elementos do primeiro período dos outros grupos, ao seu pequeno tamanho. Quanto à volatilidade, os pontos de fusão e de ebulição são realmente contrastantes com os demais elementos, quando formam substâncias simples de moléculas diatômicas:

Substância

Ponto de fusão (°C)

Ponto de ebulição (°C)

F2

-219

-188

Cl2

-101

-34

Br2

-7

60

I2

114

185

Tabela 6 - Comparação entre a volatilidade das moléculas diatômicas simples dos halogênios.

Este fato tem duas teorias que tentam explicá-lo. De acordo com Mulliken, o flúor apresenta maior volatilidade que o cloro, bromo e iodo na forma molecular porque estes possuem orbitais d disponíveis, fazendo com que exista um grau de hibridização pd e fazendo com que estas ligações apresentem certo caráter de ligação múltipla, fato que não ocorre na molécula de F2, que não possui orbitais d. Por ouro lado, Coulson baseou a explicação para este fato na repulsão internuclear. Como o átomo de flúor é muito pequeno, a distância entre os núcleos também é pequena, resultando na repulsão simultânea entre os núcleos. As repulsões entre os pares eletrônicos isolados também enfraquecem as ligações, favorecendo a maior volatilidade. Apesar de ser mais simples, a explicação de Coulson ainda é a mais aceita.

O forte poder oxidante do flúor, maior que de todos os outros, apesar de sua afinidade eletrônica ser menor que a do cloro, se deve também, em partes, à força da ligação F-F. Como a entalpia de dissociação é baixa, não é necessária muita energia para quebrar a molécula de F2 para que ela reaja com outros elementos menos eletronegativos.

Metais do bloco s e do bloco p

Apesar de todos terem a mesma classificação como metais, apresentarem as características do grupo dos metais, como brilho metálico, condutividade elétrica, maleabilidade etc, os metais do bloco s e os metais do bloco p apresentam muitas diferenças entre si.

Os metais do bloco s são maiores do que os metais do bloco p, mesmo os que estão localizados em períodos superiores. Isto porque os metais do bloco s possuem poucos prótons, se comparados aos metais do bloco p. Assim, os elétrons dos metais do bloco p são mais fortemente atraídos por seus próprios núcleos, o que faz com que seus volumes atômicos sejam menores do que os metais do bloco s. Os íons dos metais do bloco p são ainda menores do que os íons dos metais do bloco s, já que alguns podem perder todos seus elétrons de valência, ficando com carga positiva maior que os metais s, e mesmo os que sofrem efeito do par inerte, como já possuem raio atômico menor, apresentam também menor raio iônico. As diferenças entre os raios atômicos e iônicos dos metais s e metais p podem ser visualizadas na tabela a seguir:

Elemento

Raio atômico (pm)

Raio iônico (pm) / Carga iônica

Bloco s

Grupo 1

Lítio

157

58 (1+)

Sódio

191

102 (1+)

Potássio

235

138 (1+)

Rubídio

250

149 (1+)

Césio

272

170 (1+)

Frâncio

270

180 (1+)

Grupo 2

Berílio

112

27 (2+)

Magnésio

160

72 (2+)

Cálcio

197

100 (2+)

Estrôncio

215

116 (2+)

Bário

224

136 (2+)

Rádio

223

152 (2+)

Bloco p

Grupo 3

Alumínio

143

53 (3+)

Gálio

153

62 (3+)

Índio

167

72 (3+)

Tálio

171

88 (3+)

Grupo 4

Estanho

158

93 (2+)

Chumbo

175

132 (2+)

Grupo 5

Bismuto

182

96 (3+)

Tabela 7 - Comparação entre o raio atômico e o raio iônico dos metais do bloco s e os metais do bloco p.

Nota-se, portanto, que entre um metal p que possui seis camadas eletrônicas, como o bismuto, e um metal s que possui apenas duas camadas eletrônicas, como o lítio, a diferença de 25 pm entre seus raios atômicos é pequena, comparando-se, por exemplo, a diferença entre o bismuto e o césio, metal s que pertence ao mesmo período que o bismuto, que possuem raio atômico com diferença de 90 pm. Assim, os metais p possuem raios atômicos e principalmente raios iônicos muito menores que os metais s.

Os metais do bloco s e do bloco p também apresentam diferenças marcantes em seus valores de densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição, como pode ser visto na tabela abaixo:

Elemento

Densidade (g/cm³)

Ponto de fusão (°C)

Ponto de ebulição (°C)

Bloco s

Grupo 1

Lítio

0,53

181

1347

Sódio

0,97

98

883

Potássio

0,86

64

774

Rubídio

1,53

39

688

Césio

1,87

28

678

Frâncio

-

27

677

Grupo 2

Berílio

1,85

1285

2470

Magnésio

1,74

650

1100

Cálcio

1,53

840

1490

Estrôncio

2,58

770

1380

Bário

3,59

710

1640

Rádio

5,00

700

1500

Bloco p

Grupo 3

Alumínio

2,70

600

2350

Gálio

5,91

30

2070

Índio

7,29

157

2050

Tálio

11,87

304

1460

Grupo 4

Estanho

7,29

232

2720

Chumbo

11,34

328

1760

Grupo 5

Bismuto

8,90

271

1650

Tabela 8 - Comparação entre os valores de densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição dos metais do bloco s e os metais do bloco p.

É fácil observar a grande diferença entre os valores de densidade dos metais do bloco s e os metais do bloco p. Enquanto os metais s apresentam baixos valores de densidade (sendo metais, estes valores são relativamente baixos), os metais p apresentam valores mais elevados. Este fato se deve ao tamanho e à massa dos átomos destes metais: enquanto que os metais s possuem os maiores raios atômicos e as menores massas, tendo sua pequena massa distribuída por um grande volume, os metais p possuem massa elevada e pequeno tamanho, tendo sua massa mais concentrada no seu pequeno volume.

Quanto ao ponto de fusão e de ebulição, porém, não apresentam características tão distintas, com exceção do grupo 1, que apresenta PF e PE mais baixos. Isto porque as forças de coesão nestes metais são bastante baixas, enfraquecendo de cima para baixo ao longo do período, o que se reflete nas baixas temperaturas necessárias para fazê-los entrar em processo de fusão e de ebulição. Contudo, os metais do grupo 2 do bloco s e os metais do bloco p apresentam uma característica interessante: enquanto os metais s do grupo 2 possuem maiores pontos de fusão, os metais p apresentam os maiores pontos de ebulição. Outra característica é variação não regular dos valores de PF e PE dentro dos períodos. Isto ocorre porque os metais do grupo 2 e do bloco p se organizam em diferentes estruturas cristalinas. O gálio, por exemplo, que apresenta o mais baixo ponto de fusão do bloco p, muito diferente dos demais, possui esta característica devido à forma de arranjo entre seus átomos, que se comporta mais como uma molécula diatômica do que como uma substância metálica, pois cada átomo possui um vizinho mais próximo e outros seis vizinhos mais distantes.

O caráter covalente destes metais também varia conforme o bloco em que se localizam na tabela periódica. De acordo com a Regra de Fajans, o caráter covalente aumenta com a diminuição do raio iônico e com o aumento da carga. Como os metais do bloco s são, em geral, bastante volumosos e possuem cargas pequenas, o caráter covalente é menor para estes elementos (e, portanto, possuem maior caráter metálico). Já os metais do bloco p, mesmo que alguns tenham pequena carga, devido ao efeito do par inerte, ainda assim são capazes de alcançar estados de oxidação mais elevados, e apresentam menos volume, e, portanto, possuem maior caráter covalente.

Conclusões

Tendo em vista o estudo das propriedades dos elementos do bloco s e do bloco p feitas neste trabalho, foi possível concluir que os elementos do bloco s apresentam várias características comuns entre si, diferente dos elementos do bloco p, que possuem características bastante distintas uns dos outros.

Apesar de possuírem características parecidas, os metais do grupo 1 (bloco s) possuem apresentam maior tamanho e reatividade que os metais do grupo 2 (bloco s), mas possuem menores valores de densidade, PF e PE que estes.

Os elementos do bloco p apresentam certas diferenças nas suas características devido a diferenças de estrutura, de eletronegatividade, de caráter covalente, etc. Como o caráter metálico aumenta de cima para baixo nos grupos, é natural que os compostos formados entre os elementos dos períodos superiores possuam menor interação entre os átomos, que são bastante eletronegativos e pequenos (como o CO2), do que os compostos formados entre um elemento de um período superior e um elemento de um período inferior (como o SiO2), que começam a apresentar maios atração entre os átomos.

Os dois blocos abrangem metais, porém, estes metais apresentam várias características diferentes entre si: enquanto os metais do bloco s são menos densos, mais voláteis, mais reativos, possuem os maiores volumes atômicos e iônicos e maior caráter metálico, os metais do bloco p apresentam os maiores valores de densidade entre os dois blocos, possuem altos valores de PF e PE, em sua maioria, e apresentam maior caráter covalente, justamente por serem menores e com maior carga que os metais do bloco s.

Referências

SHRIVER, D.F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. Tradução de Maria Aparecida Gomes. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios da Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Tradução de Ignez Caracelli et al. Porto Alegre: Bookman, 2001.

LEE. J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução de Henrique E. Toma. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.

COMASSETO, João Valdir. Compostos Organometálicos. Disponível em www.quimica.ufpr.br/armo/.../CompostosOrganometalicos.ppt, acesso em 11/11/10.

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