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Elementos do bloco s
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.
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, Sódio 1,86 Magnésio 1, Potássio 2,27 Cálcio 1, Rubídio 2,48 Estrôncio 2, Césio 2,65 Bário 2,
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 M 2+^ (Å)
Lítio 0,76 Berílio 0, Sódio 1,02 Magnésio 0, Potássio 1,38 Cálcio 1, Rubídio 1,52 Estrôncio 1, Césio 1,67 Bário 1,
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, Sódio 0,97 Magnésio 1, Potássio 0,86 Cálcio 1, Rubídio 1,53 Estrôncio 2, Césio 1,90 Bário 3, 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 BeF 2 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:
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 SiO 2 seja sólido à temperatura ambiente, enquanto que o CO 2 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 α é formada de maneira convencional, enquanto que uma ligação π 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 pπ -dπ , que é diferente das ligações duplas comuns do tipo pπ -pπ Porém, para que ocorra uma interação efetiva do tipo pπ -dπ , 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) F 2 -219 - Cl 2 -101 - Br 2 -7 60 I 2 114 185
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 F 2 para que ela reaja com outros elementos menos eletronegativos.
