18.15: Resumo

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18.1 Periodicidade

Esta seção se concentra na periodicidade dos elementos representativos. Esses são os elementos em que os elétrons estão entrando nos orbitais s e p. Os elementos representativos ocorrem nos grupos 1, 2 e 12—18. Esses elementos são metais representativos, metalóides e não metais. Os metais alcalinos (grupo 1) são muito reativos, facilmente formam íons com uma carga de 1+ para formar compostos iônicos que geralmente são solúveis em água e reagem vigorosamente com a água para formar gás hidrogênio e uma solução básica do hidróxido metálico. Os elétrons mais externos dos metais alcalino-terrosos (grupo 2) são mais difíceis de remover do que o elétron externo dos metais alcalinos, fazendo com que os metais do grupo 2 sejam menos reativos do que os do grupo 1. Esses elementos formam facilmente compostos nos quais os metais exibem um estado de oxidação de 2+. Zinco, cádmio e mercúrio (grupo 12) geralmente exibem o estado de oxidação do grupo de 2+ (embora o mercúrio também exiba um estado de oxidação de 1+ em compostos que contêm ${Hg}_{2}^{2+}) .$ Alumínio, gálio, índio e tálio (grupo 13) são mais fáceis de oxidar do que o hidrogênio. Alumínio, gálio e índio ocorrem com um estado de oxidação 3+ (no entanto, o tálio também ocorre comumente como o íon Tl ⁺). O estanho e o chumbo formam cátions divalentes estáveis e compostos covalentes nos quais os metais exibem o estado de oxidação 4+.

18.2 Ocorrência e preparação dos metais representativos

Devido à sua reatividade química, é necessário produzir os metais representativos em suas formas puras por meio da redução de compostos que ocorrem naturalmente. A eletrólise é importante na produção de sódio, potássio e alumínio. A redução química é o principal método para o isolamento de magnésio, zinco e estanho. Procedimentos similares são importantes para os outros metais representativos.

18.3 Estrutura e propriedades gerais dos metalóides

Os elementos boro, silício, germânio, arsênio, antimônio e telúrio separam os metais dos não metais na tabela periódica. Esses elementos, chamados de metalóides ou às vezes semimetais, exibem propriedades características de metais e não metais. As estruturas desses elementos são semelhantes em muitos aspectos às dos não metais, mas os elementos são semicondutores elétricos.

18.4 Estrutura e propriedades gerais dos não metais

Os não metais têm estruturas muito diferentes das dos metais, principalmente porque têm maior eletronegatividade e elétrons mais estreitamente ligados a átomos individuais. A maioria dos óxidos não metálicos são anidridos ácidos, o que significa que eles reagem com a água para formar soluções ácidas. Estruturas moleculares são comuns para a maioria dos não metais, e várias têm vários alótropos com propriedades físicas variadas.

18.5 Ocorrência, preparação e compostos de hidrogênio

O hidrogênio é o elemento mais abundante no universo e sua química é verdadeiramente única. Embora tenha alguma reatividade química semelhante à dos metais alcalinos, o hidrogênio tem muitas das mesmas propriedades químicas de um não metal com uma eletronegatividade relativamente baixa. Ele forma hidretos iônicos com metais ativos, compostos covalentes nos quais tem um estado de oxidação de 1− com menos elementos eletronegativos e compostos covalentes nos quais tem um estado de oxidação de 1+ com mais não-metais eletronegativos. Ele reage de forma explosiva com oxigênio, flúor e cloro, menos facilmente com bromo e muito menos facilmente com iodo, enxofre e nitrogênio. O hidrogênio reduz os óxidos de metais com menores potenciais de redução do que o cromo para formar o metal e a água. Os halogenetos de hidrogênio são todos ácidos quando dissolvidos em água.

18.6 Ocorrência, preparação e propriedades dos carbonatos

O método usual para a preparação dos carbonatos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos é pela reação de um óxido ou hidróxido com dióxido de carbono. Outros carbonatos se formam por precipitação. Carbonatos metálicos ou hidrogenocarbonatos, como calcário (CaCO ₃), o antiácido Tums (CaCO ₃) e bicarbonato de sódio (NaHCO ₃) são exemplos comuns. Carbonatos e hidrogenocarbonatos se decompõem na presença de ácidos e a maioria se decompõe com o aquecimento.

18.7 Ocorrência, preparação e propriedades do nitrogênio

O nitrogênio exibe estados de oxidação que variam de 3− a 5+. Devido à estabilidade da ligação tripla NN, ela requer uma grande quantidade de energia para produzir compostos a partir do nitrogênio molecular. Metais ativos, como metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, podem reduzir o nitrogênio para formar nitretos metálicos. Óxidos de nitrogênio e hidretos de nitrogênio também são substâncias importantes.

18.8 Ocorrência, preparação e propriedades do fósforo

O fósforo (grupo 15) geralmente exibe estados de oxidação de 3− com metais ativos e de 3+ e 5+ com mais não-metais eletronegativos. Os halogênios e o oxigênio oxidarão o fósforo. Os óxidos são óxido de fósforo (V), P ₄ O ₁₀ e óxido de fósforo (III), P ₄ O ₆. Os dois métodos comuns para preparar o ácido ortofosfórico, H ₃ PO ₄, são a reação de um fosfato com ácido sulfúrico ou a reação da água com o óxido de fósforo (V). O ácido ortofosfórico é um ácido triprótico que forma três tipos de sais.

18.9 Ocorrência, preparação e compostos de oxigênio

O oxigênio é um dos elementos mais reativos. Essa reatividade, aliada à sua abundância, torna a química do oxigênio muito rica e bem compreendida.

Os compostos dos metais representativos com oxigênio existem em três categorias (1) óxidos, (2) peróxidos e superóxidos e (3) hidróxidos. O aquecimento dos hidróxidos, nitratos ou carbonatos correspondentes é o método mais comum para a produção de óxidos. O aquecimento do metal ou óxido metálico em oxigênio pode levar à formação de peróxidos e superóxidos. Os óxidos solúveis se dissolvem em água para formar soluções de hidróxidos. A maioria dos óxidos de metais são anidridos básicos e reagem com ácidos. Os hidróxidos dos metais representativos reagem com os ácidos nas reações ácido-base para formar sais e água. Os hidróxidos têm muitos usos comerciais.

Todos os não metais, exceto o flúor, formam vários óxidos. Quase todos os óxidos não metálicos são anidridos ácidos. A acidez dos oxiácidos requer que os átomos de hidrogênio se liguem aos átomos de oxigênio na molécula e não ao outro átomo não metálico. Geralmente, a força do oxiácido aumenta com o número de átomos de oxigênio ligados ao átomo não metálico e não a um hidrogênio.

18.10 Ocorrência, preparação e propriedades do enxofre

O enxofre (grupo 16) reage com quase todos os metais e forma prontamente o íon sulfeto, S ²⁻, no qual tem um estado de oxidação de 2−. O enxofre reage com a maioria dos não metais.

18.11 Ocorrência, preparação e propriedades de halogênios

Os halogênios formam haletos com menos elementos eletronegativos. Os haletos dos metais variam de iônicos a covalentes; os haletos de não metais são covalentes. Os interhalogênios se formam pela combinação de dois ou mais halogênios diferentes.

Todos os metais representativos reagem diretamente com halogênios elementares ou com soluções dos ácidos hidrohálicos (HF, HCl, HBr e HI) para produzir halogenetos metálicos representativos. Outras preparações de laboratório envolvem a adição de ácidos hidrohálicos aquosos a compostos que contêm esses ânions básicos, como hidróxidos, óxidos ou carbonatos.

18.12 Ocorrência, preparação e propriedades dos gases nobres

A propriedade mais significativa dos gases nobres (grupo 18) é sua inatividade. Eles ocorrem em baixas concentrações na atmosfera. Eles encontram usos como atmosferas inertes, sinais de néon e refrigerantes. Os três gases nobres mais pesados reagem com o flúor para formar fluoretos. Os fluoretos de xenônio são os mais bem caracterizados como materiais de partida para alguns outros compostos de gases nobres.