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Química

Ametais

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 29/10/2019

Introdução

Os elementos não metálicos, também chamados de ametais, estão localizados na porção superior direita da tabela periódica.

Os não-metais apresentam propriedades opostas aos dos metais, ou seja, são maus condutores térmicos e elétricos, quando estão no estado sólido são quebradiços, e não exibem refletividade elevada ou brilho metálico como os elementos metálicos. Cerca da metade dos elementos deste grupo se encontram na natureza na forma gasosa. Entre os elementos da outra metade, com exceção do bromo, que é líquido, todos os outros são sólidos.

Os ametais são caracterizados pela alta afinidade eletrônica e alta energia de ionização. Por isso, nas diversas reações químicas, tendem a ganhar elétrons gerando íons negativos, denominados ânions.

Estes elementos podem reagir entre si e compartilhar seus elétrons por meio de ligações covalentes, ou podem, também, reagir com metais recebendo elétrons destes por meio de ligações iônicas. Os haletos (elementos do grupo 17 ou VIIA), tais como o flúor, o cloro, o bromo, o iodo e o astato, ao reagir com elementos metálicos, formam sais, como o sal de cozinha (NaCl).

Exemplos de ligações entre ametais: gás oxigênio (O2), dióxido de enxofre (SO2), gás carbônico (CO2), água (H2O) etc.

Exemplos de ligações entre metais e ametais: sal de cozinha (NaCl), cloreto de magnésio (MgCl2), óxido de aluminio (Al2O3) etc.

Na tabela abaixo encontram-se todos os ametais e suas principais características físicas e químicas.

ElementoZAPonto de fusão (°C)Ponto de ebulição (°C)Densidade (g/cm3)Forma normal
Hidrogênio (H)11,008-259-2530,089Hidrogênio H
2,014-254-2490,18Deutério H2 ou D
3,016-252-2480,27Trítio H3 ou T
Carbono (C)512,013370-1,9 - 2,3Ametal preto (grafita)Ametal transparente (diamante)Ametal laranja (fulerita)
Nitrogênio (N)714,01-210-1961,04Gás incolor
Fósforo (P)1530,97442801,82Ametal branco ou vermelho
Oxigênio (O)816,00-218 -183 1,14 Gás incolor paramagnético (O2)
-192-1121,35Gás azul (ozônio, O3)
Enxofre (S)1632,061154452,09Ametal sólido amarelo (S8)
Selênio (Se)3478,962206854,79Ametal sólido cinzento
Flúor (F)919,00-220-1881,51Gás quase incolor
Cloro (Cl)1735,45-101-341,66Gás amarelo-esverdeado
Bromo (Br)3579,9027593,12Líquido vermelho-marrom
Iodo (I)53126,901141844,95Ametal sólido púrpura-escuro
Astato (At)85210300350-Ametal sólido

Hidrogênio

O hidrogênio é um elemento não-metálico único, pois possui a propriedade de se combinar tanto com metais, quanto com ametais e semimetais. Pode ocorrer na forma de ânion, íon hidreto (H-) e de cátion, íon hidrogênio (H+).

Em relação à carga, o íon hidreto é parecido com os íons haletos. Já o íon hidrogênio é parecido com os cátions dos metais alcalinos. Por isso, o hidrogênio é colocado, algumas vezes, no topo dos grupos IA e VIIA na tabela periódica, apesar de não ser nem metal nem halogênio.

Alguns compostos moleculares que o hidrogênio forma com outros ametais são: o metano (CH4), a amônia (NH3), a água (H2O) e os haletos de hidrogênio (HCl, HF, HBr, HI).

Carbono

O carbono é o centro da vida e da inteligência natural. Este elemento forma tantos compostos que tem seu próprio ramo na química, denominado química orgânica. O carbono é o único elemento da família IVA que normalmente forma ligações múltiplas com ele mesmo.

O carbono sólido é encontrado como grafita, diamante e outras fases, como os fulerenos, que possuem estruturas relacionadas às da grafita. A grafita é a forma termodinamicamente mais estável sob condições normais.

Nitrogênio

O nitrogênio, apesar de ser raro na crosta terrestre, é o principal componente do ar atmosférico. As plantas necessitam do nitrogênio para crescer, porém, elas não podem utilizá-lo diretamente devido à energia de ligação N≡N (944 kJ/mol), que torna o gás nitrogênio quase tão inerte quanto os gases nobres. A fim de ser utilizado pelos organismos, o nitrogênio deve ser fixado primeiro, ou seja, combinado com outros elementos para formar compostos mais úteis. Assim, o nitrogênio pode ser convertido e usado como remédio, fertilizantes, explosivos e plásticos.

O gás nitrogênio puro é obtido via destilação fracionada do ar líquido. O ar é resfriado abaixo de -196 °C, a mistura líquida é aquecida e o nitrogênio, que possui ponto de ebulição de -196 °C, evapora primeiro. O argônio e o oxigênio, que possuem ponto de ebulição de -186 °C e -183 °C, respectivamente, permanecem líquidos.

O nitrogênio é extremamente eletronegativo, por isso, é o único elemento da família VA que gera hidretos capazes de formar ligações de hidrogênio. Por ser um átomo pequeno, o nitrogênio pode formar ligações múltiplas com outros átomos do período 2 usando seus orbitais p. Além disso, o nitrogênio apresenta diferentes números de oxidação, de -3 (NH3) a +5 (ácido nítrico e nitratos), e também números de oxidação fracionários, como -1/3, no íon azoteto (N3-).

Fósforo

O fósforo pode ser obtido das apatitas, que são formas minerais do fosfato de cálcio (Ca(PO4)2). Neste processo, as rochas são aquecidas em um forno elétrico com carbono (C) e areia (SiO2). O vapor de fósforo condensa na forma de fósforo branco, que é um composto molecular sólido, branco, macio, tóxico e muito reativo. Esse fósforo branco é armazenado sob água e se transforma em fósforo vermelho quando aquecido na ausência de ar.

Oxigênio

O oxigênio é o elemento mais abundante da crosta terrestre e representa cerca de 23% da massa atmosférica. O gás oxigênio se mistura com o gás hidrogênio sem que haja qualquer reação aparente. Porém, uma faísca é suficiente para iniciar uma reação explosiva entre esses dois gases, caso a composição não seja muito diferente da relação estequiométrica. A equação para esta reação é:

O2 (g) + 2 H2 (g) → 2 H2O (g)    ΔH° = -484 kJ

As misturas entre os gases oxigênio e nitrogênio não reagem explosivamente. A reação ocorre espontaneamente, porém é muito lenta para ser acompanhada. A equação da reação é a seguinte:

N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g)    ΔH° = +181 kJ

O produto NO é altamente tóxico. Quando é fornecido energia por meio de chama ou descarga elétrica, a reação ocorre mais rapidamente, e o produto NO participa da formação da chuva ácida.

Enxofre

Os átomos de enxofre são 58% maiores que os átomos de oxigênio, possuem eletronegatividade e a primeira energia de ionização mais baixas. O enxofre possui forte capacidade de formar cadeias atômicas, o que leva à formação de anéis S8 a seus fragmentos e aos longos fios de “enxofre plástico” que se formam quando o enxofre é aquecido até 200 °C e depois rapidamente resfriado.

O enxofre encontra-se distribuído em minérios de sulfetos, como a galena (PbS), o cinábrio (HgS), a pirita (FeS2) e a esfalerita (ZnS); e é um subproduto da extração de diversos metais, como o cobre. Também pode ser encontrado em depósitos do elemento nativo, chamado pedra de enxofre, formados pela ação de bactérias sobre H2S.

Seu ponto de fusão é considerado baixo, 115 °C. Isso permite que o vapor de água superaquecida funda o enxofre sólido e o retire da pedra onde se encontra preso. A emulsão resultante é bombeada com ar comprimido até a superfície.

Além disso, o enxofre está presente no petróleo, sendo sua extração segura e barata; e apresenta grande importância industrial, principalmente na produção de ácido sulfúrico e na vulcanização da borracha.

O enxofre elementar é um sólido amarelo, insípido, quase inodoro, insolúvel e possui caráter de ametal. Apresenta-se sob duas formas cristalinas: o enxofre monoclínico e o enxofre rômbico (é a forma mais estável nas condições normais).

Selênio

O selênio também é encontrado nos minérios de sulfeto e pode ser recuperado dos sedimentos formados no ânodo durante o resfriamento eletrolítico do cobre. Esse elemento apresenta vários alótropos. O mais estável deles é formado por longas cadeias de átomos em ziguezague. O selênio é formado por moléculas Se8 e existe na forma de um sólido vermelho escuro.

Sua condutividade elétrica é baixa, porém pode ser aumentada com exposição à luz. Por isso, ele é usado em células solares, em aparelhos fotoelétricos e em máquinas fotocopiadoras.

Halogênios

Os halogênios apresentam elevadas afinidades eletrônicas. Por isso, são elementos que ganham elétrons nas reações químicas. As reatividades, contudo, variam muito e dependem da afinidade eletrônica e da estabilidade do(s) produto(s) de reação.

Dentre os halogênios, o flúor é o mais reativo devido à elevada afinidade eletrônica e pequenos tamanhos do átomo e de seu íon, o que permite que outros átomos ou íons se aproximem e formem ligações mais fortes. Além disso, é o elemento deste grupo mais abundante na crosta terrestre.

O flúor reage explosivamente no contato com o hidrogênio, segundo a reação abaixo:

F2 (g) + H2 (g) → 2 HF (g)     ΔH° = -537 kJ

A reação entre o cloro e o hidrogênio, por sua vez, é menos violenta e exotérmica, pois a ligação do H com o Cl é mais fraca do que com o F.

Cl2 (g) + H2 (g) → 2 HCl (g)     ΔH° = -185 kJ

Já as reações entre o hidrogênio e com Br2 e I2 são menos violentas ainda e menos exotérmicas.

Os halogênios podem, também, formar compostos entre si, cujas fórmulas gerais são: XX’, XX’3, XX’5 e XX’7, sendo X’ o maior elemento e o mais pesado na molécula. Os compostos formados recebem o nome de inter-halogênios e são todos preparados por meio da reação direta dos dois halogênios. As proporções dos reagentes determinarão o produto formado.

Exemplos:

Cl2 (g) + 3 F2 (g) → 2 ClF3 (g)

Cl2 (g) + 5 F2 (g) → 2 ClF5 (g)


Exercícios

Exercício 1
(FATEC/2011)

Cloro, bromo e iodo são elementos químicos classificados como halogênios. Logo, eles:

Ilustração: Rapaz corpulento de camiseta, short e tênis acenando

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