APOSTILA INORGÃ-NICA I -TEORIA 2010 01
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO - UFMT Química inorgânica I
UFMT – UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSOICET-INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INOGÂNICA I
Apostila de Química Inorgânica I
Teoria
PROFESSOR: M. Sc. MÁRIO JOSÉ PEREIRA
MONITORES: JACIRA AMARAL ALVESWEBER LARA LIMA DA SILVA
Cuiabá – MTMARÇO/2010
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores1
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MT – UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSOICET-INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Coordenação: Prof. Ms. MÁRIO JOSÉ PEREIRA
Elaboração:
Prof. Ms. Mário José PereiraMonitores: Júlio César Menezes de Oliveira
Jacira Amaral Alves
Programação Visual:Monitores : Jacira Amaral Alves Weber Lara Lima Da Silva
Cuiabá/2010/01
UFMT – UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores2
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ICET-INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRADEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Reitor:
PROF. Drª. Maria Lúcia Cavalli Neder
Vice-reitor:
Prof. Dr. Francisco José Dutra Souto
Pró-Reitora de Ensino de Graduação:
Prof. Drª. Myrian Thereza de Moura Serra
Diretor do Instituto de Ciências Exatas e da Terra:
Prof. M. Sc. Carlos Antônio Dornellas
Chefe do Departamento de Química:
Prof. M. Sc. Carbene França Lopes
Coordenador de Ensino de Graduação em Química:
Prof. M. Sc. Mário José Pereira
Cuiabá/2010/01
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO - UFMT
ICET - INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRAProfessor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores
3
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO - UFMT Química inorgânica I
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CURSO:
Licenciatura Plena em Química
Bacharelado em Química
DISCIPLINA: Química Inorgânica I
PROFESSOR: M. Sc. Mário José Pereira
Cuiabá/2010/01
SUMÁRIO
LIGAÇÃO QUÍMICA E ESTRUTURA 01
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores4
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INTRODUÇÃO A QUÍMICA GERAL 01
PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES 01
ESTRUTURAS DE SÓLIDAS IÔNICAS 02
ESTRUTURAS LAMELARES 05
DEFEITOS ESTEQUIOMÉTRICOS 05
DEFEITOS NÃO-ESTEQUIOMÉTRICOS 06
SEMICONDUTORES E TRANSISTORES 08
ESTRUTURAS E MOLÉCULAS COVALENTES SIMPLES 08
LIGAÇÃO σ E π 10
O MÉTODO DOS ORBITAIS MOLECULARES 12
O MÉTODO DE COMBINAÇÃO LINEAR DOS ORBITAIS ATÔMICOS CLOA 13
REGRAS PARA A COMBINAÇÃO LINEAR DE ORBITAIS ATÔMICOS 15
MÉTODO DO ÀTOMO COMBINADO 15
PROPRIEDADES GERAIS DOS METAIS 15
CONDUTIVIDADE 15BRILHO 16
MALEABILIDADE E FORÇAS COESIVAS 16
ESTRUTURA CRISTALINA DOS METAIS 17
TEORIA DE LIGAÇÃO DOS METAIS 17
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES OU DAS BANDAS, OU FAIXAS 18
CONDUTORES, ISOLANTES E SEMI-CONDUTORES 19
LIGAS 19
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 20
AFINIDADE ELETRÔNICA 21
ELETRONEGATIVIDADE 22
ALCALINOS - GRUPO I-A 33
PROPRIEDADES QUÍMICAS 34
SOLUBILIDADE E HIDRATAÇÃO 37
SOLUÇÕES DOS METAIS EM AMÔNIA LÍQUIDA 38
HIDRETOS 39
HALETOS 39
OBTENÇÃO DOS METAIS 40
COMPOSTOS COM CARBONO 40COMPOSTOS ORGÂNICOS 41
COMPLEXOS 41
METAIS ALCALINOS-TERROSOS - GRUPO II-A 43
PROPRIEDADES GERAIS 43
COMPORTAMENTO ANÔMALO DO BERÍLIO 45
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SOLUBILIDADE E ENERGIA RETICULAR 46
PROPRIEDADES QUÍMICAS 47
COMPOSTOS ORGANOMETÁLICOS 50
COMPLEXOS 50
OBTENÇÃO DOS METAIS 51
DIFERENÇAS ENTRE O Be E OS DEMAIS ELEMENTOS DO GRUPO II- A 52
USO DOS METAIS ALCALINOS 53
GASES NOBRES – GRUPO VIII-A (GRUPO ZERO) 54
PROPRIEDADE PARTICULARES DO HÉLIO 55
OCORRÊNCIA E USO DOS ELEMENTOS 56
COMPOSTOS DOS GASES NOBRES 57
QUÍMICA DE XENÔNIO 58
COMPLEXOS DE FLUORETO DE XENÔNIO 59
ESTRUTURA E LIGAÇÃO NOS COMPOSTOS DE XENÔNIO 60
HALOGÊNEOS - GRUPO VII-A 63
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E ESTADOS DE OXIDAÇÃO 64
PROPRIEDADES GERAIS 64
PODER OXIDANTE 65
REATIVIDADE DOS ELEMENTOS 66
OBTENÇÃO E USO DOS ELEMENTOS 66
HALOGÊNIOS 67
HALETOS DE HIDROGÊNIO – HX 68
ÓXIDOS DOS HALOGÊNEOS 70
OXIÁCIDOS 74
COMPOSTOS INTERHALOGENADOS 78
PROPRIEDADES BÁSICAS DOS HALOGÊNEOS 82
CALCOGÊNIOS – GRUPO VI-A 87
OCORRÊNCIA E OBTENÇÃO 88
ESTRUTURA DOS ELEMENTOS 90
ESTRUTURA MOLECULAR 91
HALETOS 93PROPRIEDADES GERAIS DOS ÓXIDOS 98
ÓXIÁCIDOS DE ENXOFRE 99
OXIÁCIDOS DE SELÊNIO E TELÚRIO 103
OXIHALETOS 104
COMPOSTOS CÍCLICOS DE ENXOFRE E NITROGÊNIO 104
ORGANO – DERIVADOS 105
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GRUPO DO NITROGÊNIO – GRUPO V-A 106
TIPOS DE LIGAÇÃO 106
CARATER METÁLICO E NÃO METÁLICO 107
ESTRUTURA DOS ELEMENTOS 107
OCORRÊNCIA E OBTENÇÃO 110
HALETOS 112
ÓXIDOS E OXIÁCIDOS 113
ÓXIDOS E OXIÁCIDOS DE NITROGÊNIO 115
ÓXIÁCIDOS DE FÓSFORO 119
OCORRÊNCIA 121
PROPRIEDADES GERAIS 122
EXTRAÇÃO 123
USOS PRINCIPAIS 124
COMPORTAMENTO QUÍMICO 125HIDROGÊNIO ATÔMICO 126
HIDRETOS SALINOS 127
HIDRETOS METÁLICOS 128
HIDRETOS COVALENTES 128
GRUPO DO CARBONO – GRUPO IV-A 129
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO CARBONO 129
FONTES NATURAIS 130
MÉTODOS DE OBTENÇÃO 130
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS 134
PRINCIPAIS COMPOSTOS 137
BIBLIOGRAFIA 143LEE, J. D. – QUÍMICA INORGÂNICA – 4ª EDIÇÃO EDGARD BLUCHER LTDA – 1996 – SÃOPAULO – BRASIL.
CABRAL, J. – INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA LIGAÇÃO QUÍMICA – 1ª EDIÇÃO – PORTOEDITORA LTDA – PORTO EDITORA LTDA – PORTUGAL 1983.
SORUM, D. H. – QUÍMICA GERAL – 1ª EDIÇÃO – URMO, S/A DE EDICIONES ESPANHA –
1975.
-RISTEN, H. R., FUNDAMENTOS DE 1ª QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – EDITORIALREVERTE S/A – 1977.
-EMICHIN, V. – PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – EDITORA MIR MOSCOVO
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– 1979.GUSSGRECHT, E OUTROS – EXPERIÊNCIA DE QUÍMICA – PEQ. – EDITORA MODERNALTDA – 1979.
- COTTON, A./WILKINSON, G./GAUS L. PAUL – BASIC INORGANIS CHEMISTRY – 2ªEDIÇÃO – NEW YORK – 1987.
- MCCLELLEN, A. L. – GUIA DO PROFESSOR PARA QUÍMICA – UMA CIÊNCIAEXPERIMENTAL – FUNDAÇÃO CALOUSTE GULBENKIAN/LISBOA – 1984.
- ATKINS, PETER / LORETA JONES – PRINCÍPIOS DE QUÍMICA: QUESTIONANDO A VIDAMODERNA E O MEIO AMBIENTE/ PORTO ALEGRE: BOOKMAN, 2001.
- ATKINS, PETER / D. F. SHRIVER – TRAD. MARIA APARECIDA GOMES – QUÍMICAINORGÂNICA. I. ATKINS, P.W. II. TÍTULO. 3 ED. – PORTO ALEGRE: BOOKMAN, 2003.
LIGAÇÃO QUÍMICA E ESTRUTURA
INTRODUÇÃO A QUÍMICA GERAL
TIPOS DE LIGAÇÃO:
- Ligações Iônicas
- Ligações covalentes
- Ligações metálicas
PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES
IÔNICOS COVALENTES
• Retículo composto por íons. • Moléculas discretas.
• Atração eletrostática. • Ligação direciona.
• Pontos de Fusão e ebulição
(altos) elevados.
• São geral/gases, líquidos ou sólidos pouco
consistentes e de baixo ponto de fusão.• Alta dureza • No sólido as forças são fracas (Vander Waals).
• Conduzem corrente elétricas
quando dissolvidos.
Poucos casos de estrutura tridimensionais infinita ou
fundidos (diamante e sílica), alto ponto de fusão e
dureza.
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• Solúveis em solventes polares • São isolantes, não conduzem corrente nem no estado
sólido nem no líquido nem no gasoso.
• Reação entre espécies iônicas
são rápidas.
• Solúveis em solventes apoderam (orgânico) - baixa
constante dielétrica.
Ligações e Estruturas Metálicas
- Cúbica de face Centrada
- Hexagonal Empacotamento denso
- Cúbico de corpo centrado ( ou centrado no centro ) característica
marcante dos metais - alta condutividade elétrica.ESTRUTURAS SÓLIDAS IÔNICAS
- Valor limite do quociente dos raios
raio de A+ r+ < 0,155 → instável
0,155
r -
raio de I-
número de coordenação: nº. de íons de carga oposta que circunda cada íon.
Nº de coordenação Forma Relação de raios r + / r -
3 trigonal plana 0,155 - 0,225
4 Tetraédrica 0,225 - 0,414
4 quadrada plana 0,414 - 0,732
6 Octaédrica 0,414 - 0,732
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8 cúbica centrada no centro 0,732 - 1.000Empacotamento máximo - 26% de espaço vazio
- hexagonal
- cúbica centrada na face
Partículas esféricas - 20% espaço vazio - interstício.2 tipos de interstício
octaédrico - O
tetraédrico - T
O > T
O = nº de coordenação = 6T = nº de coordenação = 4
Estrutura iônica
- Íons maiores em empacotamento denso
- Íons menores ocupação os interstícios O ou T dependendo do seu tamanho
Se os íons menores forem maiores do que o interstício os íons maiores serão
obrigados a se afastarem deixando de existir o empacotamento denso, mas a posição
relativa de cada íon é a mesma, é conveniente compostos do tipo AX (ZnS, NaCl, CsCl).
ZnS → ∫+R / ∫-R = 0,40 estrutura tetraédrica nº de coordenação = 4
Podem existir 2 estruturas 4:4 {blenda - cúbica centradas nas faces wurtzita -hexagonal}
S2- → estrutura de empacotamento denso
Zn2+→ interstícios tetraédricos
interstícios tetraédricos = 2 x nº de esferas, apenas metade dos interstícios tetraédricos
serão ocupados pelo Zn2+, em posição alternada.
NaCl → ∫ +R / ∫ -R = 0,52 - estrutura octaédrica nº de coordenação = 6.
CsCl → ∫ +R / ∫ -R = 0,93 - estrutura cúbica centrada no centro, nº de
coordenação = 8.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores10
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A relação dos raios constituem um indício para descobrir as estruturas
geométricas possíveis, mais não um método de confiança para determinar a estrutura real
do composto.
Esta teoria supõe:
- íons sempre admitem > nº de coordenação possível.
- íons se comportam como esferas duras inelásticas.
- conhecimento exato dos raios iônicos (raio iônico aparente muda quando muda
o nº de coordenação).
Energia Reticular
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(crist)
∆V = - 782 Kj/mol
São obtidos a partir de dados termodinâmicos com auxílio do ciclo de Born-Haber.
Com exceção da energia reticular e da afinidade eletrônica todos os termos
podem ser medidos. Inicialmente a partir dos dados fornecidos pela estrutura cristalina
calculava-se U, e depois calculava-se E. Hoje a partir dos dados de E calculados obtém-se
os valores de U para estruturas desconhecidas.
Equação de Born-Lande
→ U = - Nº A Z+ Z- e2 (1 - 1/n)
r
Nº = Constante de Avogadro - Nº de Átomos existentes em 6,023 x 10 23 mol-1 ).
Uma molécula grama.
A = cte madelung - depende da geometria do cristal.
Z+ e Z- = carga dos íons
e = carga do elétron
r = distância entre os íons
n = cte freqüentemente / = 9 (expoente de Born) está relacionada à repulsão
entre os íons.
Compostos do tipo AX2 (CaF2, TiO2)
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Fluorita - CaF2
nº de coordenação do Ca2+ = 8 arranjo 8 : 4nº de coordenação do F- = 4
Ca2+ - posição relativas semelhantes as de uma estrutura cúbica deempacotamento denso.
F- - ocupando todos os interstícios tetraídricos.
Rutilo - TiO2
nº de coordenação do Ti4+ = 6 p/ 0,73 < r + / r - < 0,41nº de coordenação do O2- = 3
Ti4+ - estrutura semelhante à do retículo cúbico centrado no centro distorcido.
Existem poucos em que a relação dos raios é < 0,41 (SiO 2 e BeF2). Estes
apresentam nº de coordenação 4 e 2, mas as previsões sobre os raios são incertas pois os
compostos são consideravelmente covalentes.
ESTRUTURAS LAMELARES
Alguns compostos do tipo AX2 não suficientemente iônicos para formarem
estruturas iônicas perfeitas.CdI2 - camadas elétrica/neutras de Cd2+ intercaladas com camadas de I- -
estrutura em camadas ou lamelar.
Entre as camadas existem forças de Vander Waals.
A maioria dos hidróxidos M(OH)2 mostram uma estrutura lamelar semelhante.
Constituem um caso intermediário entre 2 extremos:
1) - Cristal total - iônico com arranjo regular de íons e forças eletrostáticas fortes
em toda as direções.
2) - Cristal - no qual pequenas moléculas discretas se mantém unidas por ação de
forças fracas, como forças de Vander Waals e pontes de hidrogênio.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores12
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Os átomos ou íons apresentam um considerável grau de vibração térmica, assim
o estado cristalino está longe de ser estático e o retículo raramente é perfeito. Muitas das
propriedades úteis dos sólidos estão relacionadas a:
- vibração térmica dos átomos ou íons.
- presença de impurezas.- existência de defeitos no cristal.
DEFEITOS ESTEQUIOMÉTRICOS
No zero absoluto os cristais tendem a uma estrutura perfeitamente ordenada. A
medida que a temperatura aumenta, aumenta a probabilidade de existirem no retículo
posição não ocupadas por íons.
n = Nexp (- W/2KT)
N = nº. de locais que poderia ser deixado vagos/cm3.
W = trabalho necessário para se formar um defeito.
K = cte dos gases.
T = Temp. absoluta.n = nº de defeitos/cm3.
- defeito de Schottky
Quando existe no cristal a falta de um íon negativo e de um íon positivo, tende a
ocorrer em compostos altamente iônicos e nos quais os íons positivos e negativos tenham
tamanho semelhante.
- defeito de Frenkel
Forma-se um vazio porque um íon passa a ocupar uma posição intersticial em vez
de sua posição correta no retículo. É mais fácil a formação do defeito Frenkel em composto
de baixo número de coordenação, pois serão menos numerosas as forças que devem ser
vencidas.
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• Um sólido cristalino que apresenta defeitos podem conduzir eletricidade, em
pequena proporção, por um mecanismo iônico. No caso do defeito de Schottky
a condução pode surgir pela movimentação apenas do íon menor (cátion) ou
da migração dos dois tipos de íons em direções opostas defeitos de Frenkeltambém podem dar origem a uma condução iônica se a vibração térmica for
suficiente para levar o íon intersticial para outra posição intersticial.
• Ocorrência de defeitos aumentam com o aumento da temperatura.
DEFEITOS NÃO-ESTEQUIOMÉTRICOS
- A não estequiometria implica num excesso ou de átomos do não-metal ou de
átomos do metal.
Excesso de átomos metálicos
⇒ Ausência de um ânion deixando um vazio que será ocupado por um elétron -
Ex. NaCl, KCl os vazios são chamados de “centros F” (ou centros de
coloração). Quanto > nº. centros F > coloração.
- Sólidos contendo centros F são paramagnéticos (elétron que ocupam lugares
vagos são não pareados).
- Se tornam foto condutores quando irradiados com luz Elétrons nos centros Fabsorvem a energia luminosa e são promovidos para uma banda de condução
semelhante à banda de condução existente nos metais.
⇒ Íons positivo adicional ocupa posição intersticial. Neutralidade elétrica é
obtida pela presença de um elétron tb em posição intersticial. É mais comum que
o anterior. Ex. ZnO.
• Cristais com ambos os defeitos contém elétron livres, e se estes migrarem
haverá condução de corrente elétrica (muito pequena devido ao pequenonúmero de defeitos.)
• São (chamados semicondutores do tipo n - condução eletrônica normal.)
Porcentagem de condução por cátions e ânions
Temp. NaF NaCl NaBr
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(ºC)
cátion % ânion % cátion % ânion % cátion % ânion %
400 100 0 100 0 98 2
500 100 0 98 2 94 6
600 92 8 91 9 89 11
Deficiência de átomos metálicos
⇒São de se esperar nos metais de transição pois requerem nº de oxidação
variável do metal.
• Falta de íon metálico, sendo que o íon metálico vizinho apresenta uma cargapositiva a mais. Ex. FeO, FeS e NiO.
⇒ Presença de íon negativo adicional em posição intersticial, balanceando a
carga pela adição de uma carga a mais num íon metálico vizinho. Como íons
negativos são geralmente grandes; não se conhecem até o momento nenhum
exemplo de cristal com íons negativos intersticiais.
• São semi condutores do tipo p (interstício positivo) devido a migração do
elétron do íon A+ para o íon A2+.
SEMI-CONDUTORES E TRANSISTORES
• Semicondutores - são isolantes no zero absoluto, mas condutores de
eletricidade à temp. ambiente.
• Ex. germânio e silício - têm 4 e-0 no último nível - formação de 4 ligações
covalentes - estrutura tetraédrica como o diamante. Fornecendo-se a suficiente energia,
algumas das ligações covalentes se rompem e os elétrons expelidos de suas posições
normais. Estes elétrons podem migrar deixando uma carga positiva no ponto em que falta a
ligação. Chama-se a isto condução intrínseca.
• Germânio e silício podem ser obtidos em estado puro e pela adição
intencional de um átomo contendo cinco elétrons no último nível, 4 destes elétrons formam
ligação covalente e o quinto poderá conduzir corrente elétrica. - Condução extrínseca
semi-condução do tipo n.
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• Se ao contrário adicionamos átomos com 3 elétrons no último nível, por ex:
Indío, estes não terão condições de completar a estrutura covalente. Alguns lugares
ocupados por elétrons permanecem vazios, constituindo “ vazios positivos”. Por migração
ocorre condução elétrica. Este é a semi-condução do tipo p.
⇒ Junção p-n somente permitirá a uma corrente proveniente de uma fonte
externa, passagem em uma direção-retificador.
⇒ Transistores n-p-n e p-n-p são largamente usados em circuitos elétricos e de
rádio.
ESTRUTURAS E MOLÉCULAS COVALENTES SIMPLES
Ligação covalente - Superposição de orbitais.
Distribuição espacial dos orbitais determina fórmula da molécula
VSEPR - repulsão dos pares elétrons na camada de valência.
Ex: BeF2
↑↓ ↑↓ - Be (est. fundamental)
↑↓ ↑ ↑ - Be (est. excitado)
Hibridização
♦ BeF2 - linear
Combinando-se a energia dos orbitais s e p formam-se dois orbitais híbridos
de mesma forma energia - hibridização sp - repulsão mínima.
♦ BF3 - B - 1s2 2s2 2s1 (hibridização sp2)
molécula triangular plana - ângulo 120º
♦ CH4 - hibridização sp3 - tetraédrica
♦ BF4 - hibridização sp3 - ligação coordenada igual à ligação covalente.
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♦ NH3 - hibridização sp3
A distorção em relação à forma ideal é devido à repulsão entre pares não ligantes
ser maior que a repulsão entre um par não ligante e um par covalente que por sua vez émaior que a repulsão entre pares ligantes.
Esta distorção está ligada também com as eletronegatividades.
Eletronegatividades decresce N → P → As.
Assim no NH3, PH3 e AsH3 à medida que a eletronegatividade decresce os pares
passam a se localizar mais próximos ao hidrogênio, assim a repulsão entre os pares de
elétrons decresce.
♦ PCl5 - hibridização sp3d - bipirâmide trigonal
SF4 - hibridização sp3d
I-3 - hibridização sp3d - linear 3 pares não ligantes.
♦ SF6 - hibridização sp3d2 - bipirâmide quadrada ou octaédro.
♦ IF7 - hibridização sp3d3 - único exemplo.
♦ Os orbitais d participam da hibridização quando o elemento que se liga ao
átomo central é muito eletronegativo, o que provoca uma carga + δ no átomo
central, o que leva a uma maior atração sobre o orbital d e consequenteaproximação, permitindo que a energia deste torne-se semelhante à dos orbitais
s e p possibilitando a ocorrência da hibridização.
Os efeitos de pares ligantes e pares isolados nos ângulos da ligação
Orbiatais no
átomo central
Forma Nº de pares
ligantes
Nº de pares
isolados
ângulos da ligação
BeCl2 2 Linear 2 0 180º
BF3 3 trigonal plana 3 0 120º
CH4 4 tetraédrica 4 0 109º 28’
NH3 4 tetraédrica 3 1 107º 48’
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NF3 4 tetraédrica 3 1 102º 30’
H2O 4 tetraédrica 2 2 104º 27’
F2O 4 tetraédrica 2 2 102º
PCl5 5 bipirâmide Trigonal 5 0 120º e 90º
SF4 5 Bipiramide trigonal 4 1 101º 36’ e 86º 33’
ClF3 5 Bipiramide trigonal 3 2 87º 40’
I3- 5 Bipiramide trigonal 2 3 108º
SF6 6 octaédrica 6 0 90º
BrF5 6 octaédrica 5 1 84º 30’
XeF4 6 octaédrica 4 2 90º
LIGAÇÃO σ e π
σ → sobreposição coaxial de orbitais
π → sobreposição lateral
As ligações π nunca estão incluídas na hibridização.
Exemplos:
CO2 O=C=O linear 3s 3p
Carbono - estado fundamental ↑↓ ↑ ↑ ↑
Carbono - estado excitado ↑ ↑ ↑ ↑
Carbono - depois de receber ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ usados na formação
4 e- dos 0 de 2 ligações π
hibridização sp
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SO2 3s 3p 3d
S - estado fundamental ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
S - estado excitado ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
S - depois de receber ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
4 e- dos 0
usados na formação
hibridização sp2 de 2 ligações π
O
Angular - 119º 30’ < 120º (teórico) S
O
SO3 3s 3p 3d
S - estado fundamental ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
S - estado excitado ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
S - depois de receber ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
6 e- dos 0
usados na formação
hibridização sp2 de 3 ligações π
O
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triângulo plano S
O
Número de orbitais e tipo de hibridizaçãoNúmeros de orbitais mais
externosTipos de hibridização Distribuição dos orbitais híbridos no
espaco
2 sp linear
3 sp2 trigonal plana
4 sp3 tetraédrica
5 sp3d bipirâmide trigonal
6 sp3d2 octaédrica
7 sp3d3 bipirâmide pentagonal
(4 dsp2) quadrado planar
O MÉTODO DOS ORBITAIS MOLECULARES
• Teoria das ligações de valência - átomos retêm suas características, até
certo ponto, mesmo quando ligados a outro átomos.
• Hibridização - combinação dos orbitais atômicos de um mesmo átomo.
• Teoria dos orbitais moleculares - elétrons de valência estão associados a
todos os núcleos envolvidos na ligação - combinação de orbitais atômicas de átomos
diferentes , formando orbitais moleculares.
• A função de onda de um orbital molecular - pode ser obtida de duasmaneiras:
1) - Combinação linear dos orbitais atômicos
2) - Método do átomo combinado
O MÉTODO DE COMBINAÇÃO LINEAR DOS ORBITAIS ATÔMICOS CLOA
ψ = N (C (1) ψ (1) + C (2) ψ (2) )
N = constante de normalização
C (1) e C (2) = constante escolhidas de modo a conferir uma energia mínima a U.
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• Sinais das duas funções de onda são os mesmos = ondas em fase - orbital
ligante.
• Sinais das duas funções de onda são diferentes = ondas com fase oposta
- se cancelam por interferência destrutiva - orbital antiligante.
• Quando um par de orbitais atômicos se combinam Ψ (1) e Ψ (2) forma-se um
par de orbitais moleculares Ψ (g) e Ψ (u).
Ψ (g) = densidade eletrônica aumentada entre os núcleos orbital molecular
ligante (interação σ)
“Gerade” par - possui energia menor que os orbitais atômicos iniciais.
Ψ (u) = dois lóbulos de sinais opostos
“ungerade” ímpar - densidade eletrônica nula entre os núcleos orbital molecular
antiligante (interação σ‘). - possui energia mais alta que a dos orbitais atômicos.
Diferença entre orbitais σ e π
1) Na sobreposição π os lóbulos dos dois orbitais estão perpendiculares a linha
que liga os dois núcleos. Na sobreposição de σ eles situam-se ao longo destalinha que liga os dois núcleos.
2) Em orbitais moleculares π, Ψ é igual a zero ao longo da linha internuclear, ao
contrário dos orbitais σ.
3) A simetria dos orbitais moleculares π é diferente da σ. Se o orbital π for girado
em torno da linha internuclear, ocorre uma alteração no sinal do lóbulo.
Orbitais π ligantes - ungeradeσ ligantes - gerade
Orbitais π∗ antiligantes - gerade
σ∗ antiligantes - ungerade
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Combinação não ligantes
A estabilização decorrente da sobreposição + com + é desestabilizada por igualsobreposição + com - → não há variação final de energia → orbital não ligantes
Exemplos:
+ +• ou
-S Py
+ +•
-S Py
- + +•
-Px Py
REGRAS PARA A COMBINAÇÃO LINEAR DE ORBITAIS ATÔMICOS
1)- Os orbitais atômicos devem ter aproximadamente mesma energia.
2)- Os orbitais devem sobrepor-se o mais possível.
3)- Para formar orbitais moleculares ligantes ou antiligantes ou a simetria dos
dois orbitais atômicos deve permanecer inalterada quando ocorre rotação em
torno da linha internuclear ou ambos os orbitais atômicos alteram sua simetria
de maneira idêntica.
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MÉTODO DO ÁTOMO COMBINADO
- CLOA - traz átomos do infinito até sua posição de equilíbrio na molécula.
- Átomo combinado - parte de um átomo hipotético unificado no qual os núcleos
estão superpostos para serem então afastados até a sua posição de equilíbrio.
O átomo combinado contém o mesmo número de orbitais que o átomo normal mas
contém os elétrons de dois átomos. Alguns elétrons devem ser promovidos a níveis
energéticos mais altos. A energia dos orbitais do átomo combinado difere da energia dos
orbitais do átomo comum por causa da carga nuclear maior.
PROPRIEDADES GERAIS DOS METAIS
1)- Elevada condutividade térmica e elétrica.
2)- Superfície de aspecto brilhante.
3)- Maleáveis e dúcteis.
4)- Estruturas cristalinas: cubo centrado centrado nas faces ou hexagonal ou
cúbica centrada no centro.
CONDUTIVIDADE
• Condução de eletricidade - movimento de elétrons.
• Praticamente todos os elementos à esquerda do carbono na tabela periódicasão metais. Apresentam orbitais vagos no nível eletrônico de valência.
• A condutividade dos metais decrescem com o aumento de temperatura.
Condutividade elétrica de vários sólidos
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores23
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Substância Tipo de ligação Condutividade (ohm cm-1)
Prata Metálica 6,3 x 105
Cobre Metálica 6,0 x 105
Sódio Metálica 2,4 x 105
Zinco Metálica 1,7 x 105
Cloreto de sódio Iônica 10-7
Diamante Molécula gigante covalente 10-14
Quartzo Molécula gigante covalente 10-14
BRILHO
• Todos metais exceto cobre e ouro são prateados.
• Os elétrons do metal absorve energia da luz e remetem-na quando voltam do
estado excitado para posição normal. Como a luz de todos comprimentos de
onda é absorvida e imediatamente emitida, praticamente toda a luz é refletida
- daí o brilho.
MALEABILIDADE E FORÇAS COESIVAS
• Não há muita resistência à deformação de estrutura, mas existem uma intensa
força de coesão que mantém a estrutura unida.
• A força de coesão pode ser medida como o calor de atomização. Estas forças
são inversamente proporcionais à distância internuclear.
• As energias de coesão dos metais do grupo III são maiores do que as do grupo
II que por sua vez são maiores que as do grupo I - força da ligação metálica esta ligada ao
número de elétrons de valência.
• Nos metais de transição aumenta inicialmente do Sc - Ti - V à medida que
aumenta o número de elétrons d desemparelhados e decai a um mínimo no Zn à medidaque os elétrons se parificam. (exceção inexplicada: Mn)
• Energia de coesão se aproximam da energia reticular dos sólidos iônicos e são
muitos que as forças de Vander Waals.
ESTRUTURA CRISTALINA DOS METAISProfessor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores
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• São geralmente estruturas de empacotamento denso.
• Número de coordenação = 12 hexagonal
cúbica• Alguns metais apresentam uma estrutura cúbica centrada no centro.
• Esta estrutura: 8 vizinhos imediatos e 6 vizinhos 15% mais afastados. Nº de
coordenação poderia ser considerado: 14.
• Elementos metálicos geralmente reagem com outros elementos metálicos
formando grande número de ligas.
TEORIA DE LIGAÇÃO DOS METAIS
Ligações não direcionais
Teoria do elétron livre
Retículo de esferas rígidas (íons positivos) imersos num “gás” de elétrons de
valências livres que podiam se movimentar nos interstícios. Forças coesivas de origemeletrostática entre os íons positivos e a nuvem de elétrons.
Teoria da Ligação de Valência
Série de estruturas de ressonância possível entre um átomo e seus vizinhos. A
estrutura real seria um híbrido de todas essas formas possíveis.
Ex: Li Li - Li Li Li - Li Li - Li Li - Li Li Li
Li Li - Li Li Li - Li Li - Li Li + Li L’i L’i
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES OU DAS BANDAS, OU FAIXAS
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2s 2s 2s ↑↓ Antiligante
Li3 ↑ ↑ ↑ ↑ Nâo-ligante
1 2 3 ↑↓ Ligante
2s 2s
↑↓ Antiligante
Li2 ↑ ↑
1 2 ↑↓ Ligante
Antiligantes
Li4 ↑ ↑ ↑ ↑
↑↓
Ligantes
↑↓
2s 2s
↑ ↑
1 2
Muitos níveis de OM muito próximos
constituindo uma banda.
A medida que o número de átomos agregados aumentam decrescem a
diferença entre os níveis energéticos dos vários orbitais, que ficam tão próximos
formando uma banda ou faixa contínua.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores26
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• No Lítio - nº de níveis energéticos = nº elétrons.
(Li) : banda está semi - preenchida.
• Basta um mínimo de energia para perturbar o elétron e levá-lo a um orbital
molecular vazio.
• Os MO se entendem nas 3 dimensões, em todos os átomos do cristal de modo
que os elétrons possuem um elevado grau de mobilidade.
CONDUTORES, ISOLANTES E SEMICONDUTORES
Nos condutores ou a banda de valência está semi - preenchida ou ocorre
superposição das bandas de valência, onde não há um salto energético significativo
entre os MO preenchidos e vazios.
Nos isolantes elétricos (Não metais) a banda de valência está preenchida sendo
impossível uma perturbação dentro desta banda e a próxima banda está a uma diferença
apreciável de energia.
Semi - condutores - condutibilidade aumenta com o aumento da temperatura.
LIGAS
∗Ligas intersticiais - soluções sólidas podem ocorrer com H, B, C e N e um
grande número de metais.
Átomo menor
0,414 0,732
Átomo maior
Aleatória
⇒ Ligas pôr substituição
Ordenada
Para uma miscibilidade completa devem ser observadas as três regras seguintes:
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores27
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1) - Os dois metais devem ter tamanhos semelhantes (diferença < 15%).
2) - Os dois metais devem apresentar mesma estrutura cristalina.
3) - As propriedades químicas dos dois metais devem ser semelhantes - o nº deelétrons de valência deve ser o mesmo.
Exemplos:
Cu / Au -1,28 Å / 1.44 Å - estrutura cúbica de empacotamento denso - situam-
se no mesmo grupo da tabela periódica.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Tamanho de átomos e bons
• Decresce da esquerda para a direita num mesmo período.
• Aumenta quando se desce num grupo.
• Cátion <<< átomo do metal.
• Quanto maior o número de elétrons removidos, menor é o íon.
Exemplos:
Raio atômico Na 1,57 Å
Raio iônico Na 0,98 Å
• Ânions >>> átomo correspondente.
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Energias de ionização
• Energia necessária para remover o elétron mais externo de um átomo isolado
gasoso (Kj / mol).
• A energia de ionização decresce com o aumento do tamanho do átomo.• Nos alcalinos a remoção de um segundo elétron envolveria uma quantidade de
energia tão grande que ela praticamente não ocorre.
• De um modo geral a energia de ionização decresce de cima para baixo num
grupo da esquerda para a direita num período.
• 1ª E I < 2ª E I < 3ª E
• Configuração com certa estabilidade.
• Nível s preenchido.
• Nível p semi-preenchido.• Nível p preenchido.
AFINIDADE ELETRÔNICA
• É a energia liberada quando se adiciona um elétron a um átomo neutro gasoso.
• Quando se adiciona um elétron, este passa a repelir novos elétrons, e a adição
de um segundo elétron requer energia.
• As afinidades eletrônicas dependem do tamanho do átomo e da carga nuclear
efetiva.
• São obtidas através do ciclo de Haber-Born
O ciclo de Haber-Born
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• Energia envolvidas na formação de um retículo cristalino.
Exemplo: NaCl
Na sublimação > Na gasoso energia Ionização = +I
s+
½ Cl2(g) dissociação Cl gasoso
calor de formação = -H Afinidade eletrônica -E
E. Retic. Na+ gasoso
Na Cl cristalino
- U Cl- gasoso
Fornecimento de energia ao sistema
Lei de Hess → a variação total de energia do processo depende apenas dos
estados finais e iniciais e não do caminho da transformação.
H = +S + ½ D + I - E - U
Todos os termos podem ser medidos com exceção da energia reticular e da
afinidade eletrônica. Inicialmente calculava-se U através de dados fornecidos pela
estrutura cristalina obtendo assim valores calculados para afinidades eletrônicas. Mais
recentemente usa-se as afinidades eletrônicas para calcular U de estruturasdesconhecidas.
• Energia reticular influência solubilidade.
• pode ser usada para determinar o caráter iônico / covalente de uma ligação
comparando-se o valor teórico de U supondo ligação iônica com o valor obtido
através do ciclo de Born-Haber.
ELETRONEGATIVIDADE
• Tendência de um átomo em atrair elétrons quando combinado num composto
químico.
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• Geralmente átomos pequenos atrai mais os elétrons do que os átomos
grandes.
• Átomos com níveis eletrônicos quase completos terão eletronegatividades
maior do que átomos com níveis eletrônicos escassamente preenchidos.
• Formam-se ligações covalentes entre elementos com valores próximos de
eletronegatividades e as ligações iônicas entre elementos com
eletronegatividade muito diferentes.
• Energia de ressonância = energia real de ligação = energia para uma
ligação 100% covalente.
E100% cov A - B = (E A-A × EB-B)
Pauling = diferença eletronegatividade entre dois átomos
0,18 ∆ = 0,088 ∆
(Kco l/mol) (Kj/mol)
∆ = Energia real de ligação - (E A-A . EB-B’)
Supondo XH = 0, calculava-se X dos outros elementos XH = 2,05.
Pauling propôs um gráfico onde se obtêm a % caráter iônico através da
diferença de eletronegatividade.
Poder Polarizante e Polarizabilidade - Regra de Fajans
• Quando dois íons A+ e B- se aproximam o tipo de ligação dependerá do efeito
de um sobre o outro. O íon positivo atrai o íon negativo e repele o núcleo, provocando uma
distorção ou polarizando o íon negativo se a polarização for pequena resulta ligação iônica.
• Poder polarizante - capacidade de um íon em provocar distorção.
• Polarizabilidade - suscetibilidade do íon em sofrer distorção.
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• Poder polarizante aumenta à medida que os íons se tornam menores e à
medida que aumenta sua carga.
Regras de Fajans - A formação de ligações covalentes é favorecida por:
1) - íon positivo pequeno.
2) - íon negativo grande.
3) - cargas elevadas em ambos os íons.
Caráter Metálico
• São elementos eletropositivos e apresentam tendência a perder elétrons
quando fornecemos energia para tal.
M → M+ + e-
• Como é mais fácil remover um elétron de um átomo grande o caráter metálico
aumenta de cima para baixo nas colunas.
Exemplo:
Grupo IV
C - não metal
Ge - Algumas propriedades metálicas Sn e Pb - metais .
• Caráter metálico decresce da direita para a esquerda.
• Elementos fortemente eletropositivos formam compostos iônicos.
• Óxidos e hidróxidos dos metais são compostos básicos.
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• Óxidos insolúveis em água são considerados como bases se reagirem com
ácidos formando sais.
• Elementos fortemente eletropositivos reagem com água e ácidos, formam
hidróxidos e óxidos básicos.
• Elementos fracamente eletropositivos não são atacados pela água e reagem
menos enérgica/com ácidos. Seus óxidos são frequentemente anfóteros.
• A natureza eletropositiva do metal é mostrada também pelo grau de
hidratação dos íons quanto menos eletropositivo o metal, mais fraca é a
tendência M → M+ é mais forte o grau de hidratação.
• Os elementos do grupo II são mais facilmente hidratados que os do grupo I e o
grau de hidratação decresce de cima para baixo no grupo: HgCl2, 6H2O, BaCl2,
2H2O.
• Sais de metais fortemente eletro positivos apresentam fraca tendência de
hidrólise. Como o íon metálico é grande, ele mostrará pouca tendência de
formar íon complexo. O inverso ocorre com elementos fracamente eletro
positivos.
Potenciais de eletrodo - padrão e série eletroquímica
Quando um metal é imerso numa solução de seus próprios íons, origina-se um
potencial elétrico entre as duas espécies.
E = E0 - RT ln a Eq. Nernst
nF
∆ε = ε0 - 0,0591 log [oxid]
n [red ]
n = valência do íon.
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a = atividade que na maior parte dos casos pode ser substituída pela
concentração dos íons na solução.
E0 = potencial de eletrodo padrão.
• E0 medida da natureza eletropositiva do metal.• Na série eletroquímica, elementos mais eletropositivos se situam na parte
superior da tabela. Portanto um metal deslocará de suas soluções outro metal situado
abaixo dele na série eletroquímica.
• Quando uma solução é submetida à eletrólise, o potencial aplicado deve
vencer o potencial do eletrodo. Os elementos situados na parte inferior da tabela são
neutralizados primeiro.
• O hidrogênio e outros gases requerem com frequência uma voltagem mais
alta do que o valor teórico para sofrer eletrólise. para o hidrogênio essa sobrevoltagem
chega a 0,8 volts.
• Diversos fatores afetam o potencial - padrão. A conversão M → M+ em solução
aquosa pode ser examinada em várias etapas:
1) - Sublimação de um metal sólido.
2) - Ionização de um átomo metálico gasoso.
3) - Hidratação de um íon gasoso.
E M sólido M+ aquoso + e-
0 E = S + I - H
S ↓ calor de hidratação = H
M gasoso M+ gasoso + e-0
I
Nos metais de transição S e I são elevados, .: E será baixo
Bloco S → S e I são pequenos .: E será elevado estes metais, são pois muito
reativos.
• Potenciais - padrão permitem prever quais os íons capazes de oxidar ou
reduzir outros íons mas eles nada informam sobre a velocidade das reações.
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Reações de oxidação e redução
Considere a galvanização do ferro.
Fe2+ + 2e → Fe E0 = - 0,44 volts
Zn2+ + 2e → Zn E0 = - 0,76 volts
Reação espontânea Zn + Fe2+ → Fe + Zn2+
• reveste o ferro e impede a oxidação do mesmo.
• proteção anódica - se o ferro ficar exposto e produzir Fe2+, este é
imediatamente reduzido a Fe pelo Zn.
Aplicação de um metal em proteção ao outro.
• blocos de magnésio em oleodutos de aço subterrâneos.
• blocos de magnésio em cascos de navios
Diagramas de potenciais de redução
As reações e a estabilidade dos diferentes estados de oxidação de um elemento
podem ser evidenciados pelas semi-reações apropriadas e os correspondentes potenciais
de solução.
Fe2+ + 2e → Fe E0 = - 0,44 v
Fe3+
+ 3e → Fe E0
= - 0,04 vFe3+ + e → Fe E0 = + 0,77 v
FeO42- + 3e + 8H+ → Fe3+ + 4 H2O E0 = + 2,20 v
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FeO42- + 2,20 Fe3+ + 0,77 Fe2+ - 0,44 Fe
- 0,04
FeO42- - oxidante forte
Fe3+ - oxidante mais fraco
Fe3+, Fe2+ - não apresentam capacidade de se reduzir a Fe.
H+ + e → H E0 = 0,0 v
Hidrogênio é encarado como redutor
E0 < 0 → + redutores do que o hidrogênio (redutores fortes).
E0> 0,8 → agentes oxidantes.
E0 ≡ 0,8 → mais ou menos estáveis (oxidantes e redutores em graus iguais).
• Potenciais não são funções termodinâmicas e não podem ser somados, maspodem ser calculados a partir da energia livre.
∆ G = - nFE0
• Cobre em solução ácida
Cu2+ + 0,15 Cu+ + 0,50 Cu
+ 0,34 +O potencial e portanto a energia desprendida quando o Cu2+ é reduzido a Cu+
são muitos pequenos, portanto o Cu2+ é estável.
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Passando da esquerda para a direita os potenciais se tornam mais positivos.
Sempre que isto ocorre a espécie do meio sofre desproporcionamento, sendo estável
somente no estado sólido.
Cu+ → Cu2+ e-
Cu+ + e- → Cu
Ocorrência e isolamento dos elementos
• Os elementos mais abundantes da crostra terrestre são oxigênio, silício,
alumínio, ferro, cálcio, sódio, potássio, magnésio, titânio, fósforo e manganês.
• Os métodos empregados para separar e extrair os elementos são divididos emcinco classes.
1)- Separação mecânica de elementos que ocorrem na forma nativa.
Exemplos:
diamante e ouro - são muito pouco reativos enxofre atmosfera - 78% N2, 22%
O2 e traços gases nobres - são separados por destilação fracionada do ar
líquido.
2)- Métodos decomposição térmicaExemplos:
azida de sódio NaN3 ∆ NaN2
iodetos são pouco estáveis - usados para purificar Zr ou B.
óxidos situados abaixo do hidrogênio na série eletroquímica se decompõe com
relativa facilidade. Ex.: HgO e Ag2O.
HgS é aquecido ao ar → HgO e decompõe-se por aquecimento.
3)- Deslocamento de um elemento por outro
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Qualquer elemento pode ser deslocado de sua solução por outro elemento
situado mais acima na série eletroquímica. Não é aplicável para elementos que reagem com
água.
Utiliza-se cloro para extrair o Br - como Br 2 da água do mar
Br - + Cl2→ Br 2 + 2 Cl-.
4)- Métodos de redução química a altas temperaturas
• O carbono pode ser usado para
reduzir os óxidos e outros compostos.
Fe2 O3 + C altos fornos Fe Ca3 (PO4)2 + C ferro elétrico P.3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3 (termita ou alumínio - termia)
Ti Cl4 + 4Na → Ti + 4NaCl
TiCl4 + 2Mg 800º Ti + 2MgCl2Diversos metais ocorrem como sulfetos que podem ser aquecidos em presença
de ar, convertidos parcialmente em óxidos e aquecidos em ausência de ar resultando na
auto-redução.
CuS ∆ ao ar CuO Sem Cu + SO2
+ ar CuS
5)- Redução eletrolítica
• Elétron é o redutor mais forte
possível.• Se os produtos não reagirem com
água a eletrólise pode ser realizada em solução aquosa Cu e Zn são obtidos de seus
sulfatos em solução aquosa.
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• Elementos que reagem com água são
obtidos a partir de seus sais, iônicos, no estado de fusão. Envolvem geralmente grande
quantidade de energia.
O tipo de processo de obtenção industrial depende de vários fatores:
• O elemento é suficientemente inerte
para existir no estado livre ?
• Alguns de seus compostos decompõe-
se por aquecimento ?
• O elemento existe em compostos
iônicos, e é inerte frente a água ? caso positivo existe um elemento barato acima dele na
série eletroquímica, que possa ser empregado para deslocar o elemento de seus compostos
em solução?
• O elemento ocorre na forma de sulfeto
que pode ser aquecido ao ar ou na forma de óxido que pode ser reduzido?
• Se todos os outros processos forem
inaplicáveis a eletrólise pode quase sempre ser empregada com compostos iônicos mas
trata-se de um processo caro.
Termodinâmica de processos de redução
A obtenção de um metal a partir de seu óxido usando carbono ou outros metais ea obtenção por decomposição térmica, envolvem diversos aspectos que merecem discussão
mais detalhada.
Reação espontânea → ∆ G < 0 G = H - T s
Para uma reação como a formação de um óxido.
M + ½ O2 → MO A variação de ∆G se tornará menor à medida que a temperatura aumenta. Isto
porque há um decréscimo da entropia decorrente do consumo de gás, com ∆S < 0. A medida
que aumenta a temperatura T S se torna mais negativo e como esse termo é subtraído G
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torna-se menos negativo se durante o aumento de temperatura o gráfico cruzar a linha ∆G =
0, óxido se torna instável.
Pode se usar um metal para reduzir o óxido de outro metal. Qualquer metal
poderá reduzir o óxido de outro metal situado acima dele no diagrama de Ellingham, pois a
diferença de energia livre será mais negativa em uma quantidade geral a diferença entre osdois gráficos.
Relações Horizontais e Verticais e Diagonais da Tabela Periódica
• Percorrendo a tabela da esquerda
para a direita diminui o tamanho dos átomos por causa da carga nuclear adicional,
aumentando a energia de ionização.
• O caráter metálico também diminui.
• Os óxidos tornam-se menos básicos.
• Descendo um grupo da tabela
aumenta o tamanho dos átomos. Decresce assim a energia de ionização e aumenta o
caráter metálico. Os óxidos tornam-se mais básicos.
• Percorrendo diagonalmente a tabela,
os elementos mostram certas semelhanças estas são semelhanças acentuadas nos
seguintes pares de elementos.
Li Be B C
Na Mg Al Si
Num período, da esquerda para a direita a carga dos íons aumenta, o tamanho
dos íons diminui, provocando aumento do poder polarizante.
Num grupo, de cima para baixo o tamanho dos íons aumenta e o poder
polarizante decresce.
Diagonalmente estes dois efeitos cancelam-se parcialmente, não havendo
variação acentuada nestas propriedades.
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Hidrogênio
• posição na tabela periódica.
• isótopos do hidrogênio.• 1H = H 2H = D 3H = T
• 0 neutron 1 neutron 2 neutrons
Devido à grande diferença de massa entre os três isótopos, eles apresentam
grandes diferenças nas propriedades físicas.
As únicas diferenças no comportamento químico são encontradas nas constantes
de equilíbrio e nas velocidades de reações.
99,984 % HHidrogênio comum
0,016 % D
O isótopo D é separado por eletrólise. Na eletrólise da água o H é liberado 6 x
mais rapidamente que o D.
O trítio é radioativo e apresenta meia - vida de 12,26 anos.
13T → 3/2He + -1 e-o
• Propriedades do hidrogênio
molecular.
• Gás + leve, incolor, inodoro e quase
insolúvel em água.
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METAIS ALCALINOS
GRUPO I A
• Configuração eletrônica - NS1 .(Li – Na –K – Rb –Cs – Fr )
• São metais moles, extremamente reativos, univalentes, formam compostos
iônicos incolores.
• Densidade baixa Devido ao grande tamanho do átomo.
• E. I. Baixas / Eletronegatividades baixas.
• Quando irradiados com luz estes elementos podem emitir elétrons → Uso do
Cs e K em células fotoelétricas.
• Cor quando levado à chama.
Li - Vermelho carmim Rb e Cs - violeta azulados
Na - Amarelo K - violeta
• Formam quase sempre ligação iônica.
• Retículo cúbico de corpo centrado em T normal nº coordenação = 8.
• Baixa energia de coesão → os metais são moles.
• A medida que os átomos aumentam à um aumento na repulsão pelos elétrons
não ligantes → resulta num decréscimo da energia de coesão → baixos
P.F. e P.E.
• São empregados como redutores em processos industriais e de
laboratório.
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• O elemento livre é preparado, na maior parte dos casos, por eletrólise do
cloreto ou do hidróxido fundido. É necessário utilizar este método de
preparação, devido a elevada reatividade destes metais.
• Devido ao fato de seus compostos serem solúveis em água, estes elementosse encontram dissolvidos nas águas subterrâneas e nos oceanos e lagos.
Também são encontrados no estado sólido no leito seco de rios e lagos assim
como em depósitos subterrâneos.
Exemplo: salitre do Chile (NaNO3)
• Íons destes materiais têm configuração de gás nobre, não apresentam
elétrons desemparelhados, são diamagnéticos e incolores.
Estruturas eletrônicas
Elemento Símbolo Configuração eletrônica
Lítio Li 1s2 2s1 ou [He] 2s1
Sódio Na 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne] 3s1
Potássio K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou [Ar] 4s1
Rubidio Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6 5s1 ou [Kr] 5s1
Césio Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1 ou [Xe] 6s1
Frâncio Fr
[Rn] 7s1
Tamanho e densidadeRaio do metal
(Aº)Raio do íon M+
(coordenação 6)(Aº)
Densidade(g cm-3)
Li 1,52 0,76 0,54
Na 1,86 1,02 0,97
K 2,27 1,38 0,86
Rb 2,48 1,52 1,53
Cs 2,65 1,67 1,90
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PROPRIEDADES QUÍMICAS
• São quimicamente muito reativos, reagem com ar formando óxidos enitreto no caso do Li.
• Li3N - é iônico - cor vermelho rubi ∆ se decompõe.
Li3N + 3H2O → 3LIOH + NH3
• Reação com água → É mais violenta do Li ao Cs, liberando H2 e
formando hidróxidos (são as bases comuns + fortes que se conhece).
Ex: 2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2
2Cs+ 2 H2O → 2 CsOH + H2
• Potenciais de eletrodo - padrão (E0)
Li (-3,04 V) Na (-2,93 V) K (-2,93 V) Rb (-2,92 V) Cs (-2,92 V)
M (s) → M (g) sublimação + S↓ do Li ao Cs
M (g) → M + (g) + e- E. I. + I ↓ do Li ao Cs
M+ (g) → HO → M + (aq) energia hidrat. H hid. do Li ao CsM (s) → M+ (aq) + e-
0S
•Li forma monóxido → Li2O → 2Li+ e O2-
Na forma peróxido → Na2O2 → [-0-0]2- → podem ser coloridos devido a
defeitos cristalinos.
• O íon O-2 contém e-os não emparelhados paramagnético e colorido.
•Diamagnético → contém pares de elétrons emparelhados.
Li2O + H2O → 2LiOHNa2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
KO2 + 2H2O → KOH + H2O2 + ½ O2
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores44
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• Estabilização de cátions grandes c/ ânios grandes → grande energia
reticular .
• M2O → fortes/básicos - MOH - muito solúveis (excessão LiOH) que são
estáveis termicamente.
Peróxidos e superóxidos → são fortes agentes oxidantes.
• Formam sulfetos (Na2S) ou polisulfetos (Na2Sn - n = 2, 3, 4, 5 ou 6).
S S S-
-S S SÓxidos - KNO3 (s) + 5K (s) → 3K2O (s) + ½ N2 (g)
• M reagem c/ H2 com facilidade decrescente do Li ao Cs formando hidretos
iônicos M+H-.
LiH + H2O → LiOH + H2
Li(AlH4) Redutor muito útil na química orgânica.
4LiH + AlCl3 → Li[AlH4] + 3LiCl
Reduz compostos carbonílicos a álcool. PCl3 + Li [Al H4 ] → PH3
Reduz uma série de compostos inorgânicos . SiCl4 + Li [Al H4 ] → SiH4
BCl3 + Li[AlH4] → B2H6
Na[BH4] - Agentes redutores.
[ BH4] → É um composto iônico que contém íons tetraédricos.
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Algumas reações dos metais do Grupo IA
Reação Observações
M + H2O → MOH + H2 Os hidróxidos são as bases mais fortes conhecidas
Com excesso de oxigênio
Li + O2 → Li2O
Na + O2 → Na2O2
K + O2 → KO2
O monóxido é formado pelo Li e em menor grau pelo Na
O peróxido é formado pelo Na e em menor grau pelo Li
O superóxido é formado pelo K, Rb e Cs
M + H2 → MH Formação de hidretos iônicos ou salinos
Li + N2 → Li3N Somente o Li forma o nitreto
M + P → M3P
M + As → M3 As
M + Sb → M3Sb
Todos os metais alcalinos formam fosfetos
Todos os Metais alcalinos formam arsenetos
Todos os metais alcalinos formam antimonetos
M + S → M2S
M + Se → M2Se
M + Te → M2Te
Todos os metais alcalinos formam sulfetos
Todos os metais alcalinos formam selenetos
Todos os metais alcalinos formam teluretos
M + F2 → MF
M + Cl2 → MCl
M + Br 2 → MBr
M + I2 → MI
Todos os metais alcalinos formam fluoretos
Todos os metais alcalinos formam cloretos
os os metais alcalinos formam brometos Todos Todos os metais alcalinos formam Brometos
Todos os metais alcalinos formam iodetos
M + NH3→ MNH2 Todos os metais alcalinos formam amidetos
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SOLUBILIDADE E HIDRATAÇÃO
• Todos os sais simples dos Metais alcalinos são solúveis em água, e o Lítio é o
menor dos íons.
Condutividade Cs+>K+>Na+>Li+ (Em solução aquosa devido à hidrataçãodos íons em solução. )
O Li+ É muito hidratado e portanto se move lentamente, Cs É menos
hidratado move-se rapidamente.
• Decréscimo da hidratação também é verificado nos sais sólidos:
- quase todos os sais de Li são hidratados
- poucos sais de K são hidratados
- nenhum sal de Rb e Cs são hidratados
1ª. camada de moléculas de H2O hidratada forma um íon metálico ou íon
complexo.
- Li+ É circundado tetraédricamente por 4 moléculas de H2O → Li4 moléculas
de H2O Rb+ e Cs+ (são mais pesados) circundado por 6 moléculas de H2O. →
1a camada Rb/Cs 6 moléculas pesadas e maiores.
2ª. camada É atraida por forças de interação fracas, tipo íon - dipólodecresce com aumento do íon metálico (decresce Li → Cs. É evidenciado
nos sais cristalinos.)
íon - dipolo → A intensidade destas forças de atração é inversamente
proporcional à distância, isto é, ao tamanho do íon metálico.
Por isso , A hidratação secundária decresce do Li → Cs
A solubilidade da maioria dos sais do grupo IA diminui de cima para baixo
Li Cs , com exceção dos fluoretos e carbonatos.
Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis (∆H > U) em água.
U É + alta ocorre com LiI (menor distância)
U = Energia reticular são obtidos a partir de dados termodinâmicos com
auxilio do ciclo de HABER-BORN .
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H + alta no Li ( pequeno tamanho deste íon)
Para LiI H > U
Para análise qualitativa:
• Cobaltinitrito de potássio K3[Co(NO2)6]
• Perclorato de potássio - KClO4
• Acetato de sódio, zinco e uranila NaZn(UO2) (Ac)a.
• Sal insolúvel (U > ∆H) - energia reticular > energia de hidratação. U =
energia reticular
• Solubilidade dos sais dos metais alcalinos < de cima para baixo.
Mobilidades iônicas e hidratação
Raio iônico
(Aº)
Mobilidade iônica à
diluição infinita
Raio aprox. Íon
hidratado (Aº)
Nº. de hidratação
aproximado
Termos de hidratação
H S G
KJ.MOL-1
Li+ 0,76 33,5 3,40 25,3 -544 -134 -506
Na+ 1,02 43,5 2,76 16,6 -435 -100 -406
K+ 1,38 64,5 2,32 10,5 -352 -67 -330
Rb+ 1,52 67,5 2,28 10,0 -326 -54 -310
Cs+ 1,67 68,0 2,28 9,9 -293 -50 -276
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SOLUÇÕES DOS METAIS EM AMÔNIA LÍQUIDA
• Todos os metais do grupo IA se dissolvem diretamente em concentração elevada
em amônia líquida. Estas soluções conduzem corrente elétrica melhor do que
soluções de qualquer líquido, sua condutividade é semelhante à dos metaispuros. A condução da eletricidade se deve essencialmente à presença de elétrons
solvatados.
• Solvatação → é interação do soluto com o solvente. O invólucro das partículas do
soluto pelas partículas do solvente.
• São solúveis em outras aminas.
São obtidos a partir de dados termodinâmicos com auxilio do ciclo HABER-BORN .
HABER- BORN ⇒ Existência de eos livres solvatados.
Em solução diluída as principais espécies → tem coloração azul presente ,são íons
metálicos solvatados. Os -eos solvatados, os últimos comunicam uma coloração azul
escuro. (Conc. > 3m )
Apresentam cor bronze e brilho metálico, presença de retículo metal-íon.Solubilidade em amônia líquida
Elemento
Solubilidade
(g de metal/100g NH3)
-33,4ºC 0ºC
Li 10,9 11,3
Na 25,1 23,0K 47,1 48,5
Observe que –33,4ºC é o ponto de ebulição da amônia líquida a 1
atm de pressão. Os valores para OºC foram obtidos sob pressão .
Hg = 104 ohm-1 / CONDUTIVIDADE ESPECIFICA
Condutividade elétrica é semelhante à dos Metais puros .
Na/ NH3 = 0,5 x 104 ohm-1
K/ NH3 = 0,45 x 104 ohm-1
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• Os Metais alcalinos também são solúveis em outras aminas ( NH3 ) e ( NH2 ).
Uso em síntese orgânicas e inorgânicas.
As inorgânicas são fortes agentes redutores : São capazes de reduzir até mesmo
o anel aromático.
Estabilidade dos Oxissais: Li2 CO3 → carbonatoNH4 HCO3→ bicarbonatoLi NO3 → nitrato
• São de natureza fortemente eletropositivo ou básica/ são bastantes estáveis.
Os carbonatos são particularmente estáveis/. São fundidas antes de sofrerem
decomposição a óxidos em temperatura de ordem de 1000
o
C Li2 CO3 → é menos estável e se decompõe facilmente.São básicos e formam também bicarbonatos sólidos. Além do NH4HCO3 , são osúnicos bicarbonatos sólidos conhecidos, decompondo-se com leve aquecimento, comdesprendimento de CO2 e formação dos carbonatos correspondentes.
2Na HCO3→ Na2CO3 + H2O + CO2
• O Li é exceção Não forma bicarbonato estável no estado sólido, somente
em solução aquosa.
Todos são solúveis em água.
• Os Nitratos, são muito solúveis Li NO3, Na NO3 , São Deliqüescentes→ absorveágua do ambiente até virar uma solução.
Na NO3 → É substituído por KNO3 na fabricação da pólvora.
Mais EstáveisNitratos → forte → Nitritos
Decompõe
Na NO3→ Na NO2 + 1/2 O2
Exceção:
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2Li NO3 Decompõe mais rapidamente, com formação do óxido.
Ex: 2LiNO3 Li2 O + 2 NO2 + ½ O2
• Os nitratos são importantes na fabricação de compostos orgânicos nitrogenados,
os mais importantes dos quais são os corantes tipo azocompostos.• Pequenas quantidades NaNO2 são usados com Na NO3 em banhos de sais fundidos,
e ainda como conservador em alimentos.
• Os nitritos não são facilmente reconhecidos em laboratório pois quando tratados com
ácidos diluídos liberam vapores marrons de No2.
2Na NO2 + 2HCL → 2 NaCL + H2O + NO2 + NO
2 NO + O2 → 2NO2
O Na NO2 é fabricado recebendo óxidos de nitrogênio em uma solução de Na2 CO3.
Na2 CO3 + NO2 + NO → 2Na NO2 + CO2
• Os Nitritos podem também ser obtidos por decomposição térmica de nitratos e por
redução química de nitratos.
2 Na NO3 + C→ 2Na NO2 + 7CO2
KNO3 + Zn→ KNO2 + ZnO
Ou pela reação de NO com um hidróxido: 2 KOH + 4NO → 2 KNO2 + N2O + H2O
4 KOH + 6NO → 4 KNO2 + N2 + 2H2O
HIDRETOS
• Todos os metais do grupo I A reagem com hidrogênio, formando hidretos
iônicos ou salinos, M+H-. Contudo, a facilidade com que assim reagem,
decresce do Lítio para o Césio. Esse hidretos possuem o íon H – ( que
não é muito comum, pois a tendência do hidrogênio é formar íons H +) .
Pode-se provar a existência de H-, porque na eletrólise há liberação de
hidrogênio no ânodo.
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• Os hidretos reagem com água, liberando hidrogênio; o hidreto de litío é
usado como fonte de hidrogênio para fins militares e para o enchimento de
balões meteorológicos.
LiH + H2O LiOH + H2
• Lítio forma também um hidreto complexo, Li [AIH4 ], chamado de hidreto de
alumínio e lítio, que é um agente redutor muito útil. Ele é obtido a partir de
hidretos de lítio, em solução éterea seca.
4LiH + AlCl 3 → Li [AlH4] + 3LiCl
• Hidreto de alumínio e lítio é iônico, e o íon [AlH4]- é tetraédrico. O Li [AlH4]
é um poderoso agente redutor e é largamente utilizado em Química Orgânica,
já que reduz compostos carbonílicos a álcoois. Ele reage violentamente
com água, sendo portanto necessário usar solventes orgânicos
absolutamente secos, por exemplo: éter dietílico secado sobre sódio. O Li
[AlH4] também reduz diversos compostos inorgânicos.
BCl3 + Li AlH 4 B2 H6 diborano
PCl 3 + Li AlH4 P H 3 fosfina
SiCl 4 + Li AlH4 Si H 4 silano
HALETOS E POLIHALETOS
• O Li+ é o menor ÍON dos metais alcalinos.
•LiCl, LiBr, LiI formam sais trihidratos, demais haletos dos M. Alc. formam cristais
anidros com F e At.
•Todos os Haletos alcalinos apresentam estruturas do tipo NaCI → U+ elevada / Raio dos
íons R+ / R- no de coordenação = 6 com exceção CsCI, CsBr e CsI que
apresenta número de coordenação = 8
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Exemplos: proeminentes de compostos iônicos.
Haletos + Halogênio → composto interhalogenados, formando polihaletos iônicos.
KI + I 2 → K [ I3 ]
K Br + ICl → K [ BrICl ]KF + BrF3 → K [ BrF4 ]
Valores para as energias de hidratação e reticulares dos haletos do Grupo IA, a 25 ºC
Energia reticular (KJ mol-1)
Energia livre de
hidratação ∆Gº
(KJ mol-1)
MF MCl MBr MI
Li
+
-506 -1035 -845 -800 -740Na+ -406 -908 -770 -736 -690
K+ -330 -803 -703 -674 -636
Rb+ -310 -770 -674 -653 -515
Cs+ -276 -720 -644 -623 -590
OBTENÇÃO DOS METAIS
• Os metais ao grupo I A são os redutores mais fortes que se conhece, não
podem ser obtidos por redução de óxidos.
• São muito eletropositivos, reagem com água, não podem ser obtidos em
solução aquosa nem por deslocamento por outro metal.
• Eletrólise de solução aquosa também não se presta para obter os Metais a não
ser que usem eletrodos de mercúrio, mas a recuperação do metal do amálgama é
difícil.
• Podem ser obtidos por eletrólise geralmente de haletos fundidos com
impurezas para baixar o P.F. O Na é obtido através do processo Down deeletrolise da NaCl com adição de CaCL2 para baixar o P.F de 803oC até 505oC.
• Eletrolise do KCL são necessárias temperaturas mais elevadas. Provoca
vaporização do K liberado.
Agentes Produtor → Na + KCl → NaCl + K
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Vapor de sódio fundido → grande torre fracionamento
COMPOSTOS COM CARBONO
• Li tratado com C → Li2 C2 iônico.• Outros metais alcalinos + acetileno → carbetos. [ C≡C ]-2 → íon carbeto.
Na + C2H2 → NaHC2 → Na2C2
• Na2 C2 + H2O → 2NaOH + C2H2 → são chamados acetiletos.
• K, Rb, Cs → carbetos intersticiais, coloridos, não - estequiométricos.
Reagem com grafite [C≡C ] ou [C≡C – H ] e NaHidrólise outro composto dão origem a acetileno e por isso são chamados acetíletos.
Na2C2 + H2O 2 NaOH + C2H2
Composição C60 K - cinza C36 K - azul
Variáveis C8 K - bronze
COMPOSTOS ORGÂNICOS/ORGANOMETÁLICOS
LiR + RI → R-R+ Li (Hidrocarbonetos)
LiR + H → R-H+ Li (Hidrocarbonetos)
LiR + Cl2 → R-Cl+ Licl (Haletos de alquila e arila)
LiR + BCl3 → R3B+ 3Licl ( Haletos organoborado)LiR + HgI2→ R2-Hg+2 Li I (comp.Organomercúrio)
Compostos alquilados de Na, K, Rb, e Cs, também são preparados.
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2K + HgR2 → Hg + 2K2
São compostos, iônicos , extremamente reativos M+ R- , inflamam-se no Ar /
reagem violentamente com a maioria dos compostos, exceto nitrogênio,hidrocarbonetos saturados, são de difícil manuseio.
• Formam sais a partir de ácidos carboxílicos.
• Combinam-se com diversos radicais alquil e aril
alquil - cadeia reta
aril - cadeia aromática
R Cl + Li éter LiR + LICl
LiR - reagente versátil em sínteses.
São Covalentes e solúveis em solventes orgânicos .
*0 Compostos alquilados de Na, K, Rb e Cs - São iônicos.
(Sol. / gasoso (acetato de sódio)
CH3COONa
CH3
COOK
Os metais alcalinos podem substituir. O H ácido de ác. Orgânicos. Formando
sais e sódio de ácidos graxos (cadeia longa) como : palmítico, esteário, oleico e
linoleico , são importantes por constituírem os sabões.
Acetado de sódio CH3 COO Na.
C6 H5 . COOK
Ocorrem freqüentemente como tetrâmeros ou hexâmeros.
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• Podem ser obtidas a partir do Cloreto R Cl+ 4 éter / etílico apropriado + o (n- Butil
lítio : é um composto disponível comercialmente, sendo um reagente muito versátil
em síntese)
• Os nitratos são importantes na fabricação de compostos orgânicos
nitrogenados ,Os mais importantes dos quais são os corantes tipo ozocomposto.
• Pequenas quantidades NaNO2 são usados com NaNO3 em banhos de sais
fundidos, e ainda como conservador em alimentos.
• Os nitratos não são facilmente reconhecidos em laboratório pois quando
tratados com ácidos diluídos liberam vapores marrons de NO2
2 NaNO2 + 2HCl 2NaCl + H2 O +NO2 +NO
2 NO + O2 2NO2
O NaNO2 é fabricado recebendo óxidos de nitrogênio em uma solução de
Na2 CO3
Na2CO3 + NO2 + NO 2 NaNO2 + CO2
• Os Nitritos podem também ser obtidos por de composição térmica de Nitratos
e por redução química de Nitritos.
2 NaNO3 + C 2NaNO2 + 7 CO2
KNO3 + Zn KNO2 + ZnO
Ou pela reação de NO com um hidróxido:
2KOH + 4NO 2KNO2 + N2O + H2O
4KNO3 + 6NO 4KNO2 + N2 + 2H2O
COMPLEXOS
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Os metais alcalinos, formam compostos covalentes como os compostos
aquilados.
Exemplos: LiCH3
NaC2H5
Os íons metálicos são muito grandes para poderem formar complexos com
facilidades, mas formam-se certos quelatos com moléculas orgânicas como aldeído
salicílico e acetil acetona . O n.º de coordenação → é 6.
Exemplos:
Compostos alquilados LiCH3 e NaC2H5
Etileno de amina NH2CH2-CH2-NH2
MOLÉCULAS ORGÂNICAS - formam mais facilmente com Metais de transição
Ni, Cr, Co.
• Íons metálicos são grandes demais para formar complexos com
facilidade.
Diferenças entre lítio e os demais elementos do Grupo I A maior.
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Li – SEMELHANTE AO MAGNÉSIO.
1. P.F. e P.E. do Li são muito mais elevados do que os elementos do grupo
IA
2. Li é bem mais duro que os outros metais do Grupo IA.
3. Li reage menos energeticamente com O2. Óxido normal , os óxidos
superiores. são instáveis.
4. Li é menos eletropositivos, muitos compostos são menos estáveis.
5. Li3N como os elementos do grupo II-A. (nitritos)/ Os demais alcalinos
não formam nitritos
6. Li reage diretamente com C para formar um carbeto iônico. Todos os
elementos do Grupo II-A, reagem de modo análogo com o carbono.
7. Apresentam maior tendência a formar complexos que Os Metais
alcalinos mais pesados, e sais com amônia como [Li( NH3 ) 4 ] I existente
no estado sólido.
8. Como os sais correspondentes de Mg → Li2,CO3, Li3PO4, e LiF são
insolúveis e o LiOH é pouco solúvel.
9. Devido ao caráter covalente, os haletos e compostos alquilados de Li ,
são solúveis em solventes orgânicos.
10. Li+ é bem mais hidratado.
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METAIS ALCALINOS - TERROSOS
GRUPO II - A
Configuração nS2
Tipicamente divalentes, série de metais muito reativos, formam geralmente
compostos iônicos incolores e menos básicos que os do Grupo IA.
O berílio mostra consideráveis diferenças de comportamento do restante do
grupo e relação diagonais com o alumínio.
PROPRIEDADES GERAIS
Configurações eletrônicas dos elementos do Grupo IIA
Elemento Símbolo Configuração eletrônica
Berílio Be 1s2 2s2 ou [He] 2s2
Magnésio Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 ou [Ne] 3s2
Cálcio Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ou [Ar] 4s2
Estrôncio Sr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 ou [Kr] 5s2
Bário Ba 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2 ou [Xe] 6s2
Rádio Ra [Rn] 7s2
Não são encontrados na forma Metálica.
Be é pouco abundante e de difícil obtenção.
É Encontrado em pequenas quantidades em minerais como:
Fenacita. Be2SiO4 e Berilo Be3 Al2Si6O18
Mg e Ca são abundantes. Da crosta terrestre ( Mg- 1,9% e Ca- 3,4%)
Sais de magnésio ocorrem na água do mar e em depósitos minerais de
Magnesita Mg CO3 , Dolomita- MgCa(CO3 )2
Ca é encontrado em abundância como Calcita e Calcário. CaCO3
Sr e Ba são menos abundantes e são de fácil obtenção.
Ex: SrCO3
Ra é extremamente raro. É Importante pela sua radioatividade.
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Pechblenda - UO-2
Abundância dos elementos na crosta terrestre, em peso
Ppm Abundância relativa
Be 2,0 51º.
Mg 27,640 6º.
Ca 46,600 5º.
Sr 384 15º.
Ba 390 14º.
Ra 1,3 x 10-6
São átomos grandes mas menores do que os correspondentes do Grupo IA,
pois a carga adicional existente no núcleo atrai mais elétrons.
São Íons grandes mas menores do que os correspondentes do Grupo IA pois
a remoção de dois elétrons externos aumenta mais a carga nuclear efetiva.
São mais densos que os do Grupo IA.
São mais duros que os do Grupo IA pois apresentam 2 elétrons de valência
e em conseqüência têm maior força coesiva, e portanto pontos de fusão mais
elevados.
Os pontos de fusão não variam de modo regular principalmente porque os
metais se encontram com diferentes estruturas cristalinas.
E.I. 2 dobro l
Energia total para produzir íons divalentes gasosos . ET = 1ª E. I. + 2ª E.I.
Energia total é mais do que 4 vezes maior que a energia requerida para ionizar
os metais do grupo IA.
Energia reticular e a energia de hidratação é também 4 vezes maior. Energia de hidratação é 4 a 5 vezes maior do que os correspondentes metais
do Grupo IA devido ao menor tamanho e maior carga dos íons do Grupo IIA.
∆H Hidratação decresce à medida que o tamanho do íon aumenta.
Os compostos sólidos são também mais hidratados que os do Grupo IA.
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São composto diamagnéticos.
Exemplo:
MgCl2 . 6H2O CaCl2 . 6H2O BaCl2 . 2H2O
íons divalentes têm configuração de gás nobre, um elétron
desemparelhado ⇒ compostos diamagnéticos e incolores, a não ser que o
ânion seja colorido.
COMPORTAMENTO ANÔMALO DO BERÍLIOÉ Pequeno e de menor eletronegatividade- Sais Hidratados.
• Difere dos demais em parte por ser extremamente pequeno e em parte por
causa de sua eletronegatividade alta.• Compostos anidros de berílio formam preferencialmente duas ligações
covalentes.
• Sais fortemente hidratados, formam-se - íons complexos tetraédricos
[Be(H2O)4]2+. Este fato aumenta o tamanho efetivo do íon , conhecendo-se
sais iônicos estáveis do tipo [Be(H2O)4SO4 e [Be(H2O)4] (NO3)2
↑↓
Átomo Be
2s 2p
íon Be2+
2s 2p
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓íon Be2+ querecebem 4 pares 2s 2pde elétrons H2O
hibridização sp3
Tetraédrica
Ligação Be - O é forte o que enfraquece são as ligações O-H H
(H2O)3 Be2+ ⇐ O ⇒ (H2O)3 Be+ ⇐ O + H+
HH
São sais ácidos quando dissolvidos em água pura.
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Be – NC=4 - Td.
Mg – NC=6 - S,P,d.
• Sais de berílio nunca apresentam mais que 4 moléculas de água de
cristalização pois só existem disponíveis 4 orbitais no 2º nível eletrônico; já o magnésio pode
apresentar n.º de coordenação 6 com a participação de alguns orbitais 3d ao lado dosorbitais 3s e 3p.Pontos de fusão e pontos de ebulição dos elementos dos Grupos l IA e IA
IIA Pontos defusão (ºC)
Pontos deebulição(0C)
IA Pontos defusão (ºC)
Pontos deebulição (ºC)
Be 1.287 (2.500) Li 181 1.347
Mg 649 1.105 Na 98 881
Ca 839 1.494 K 63 766
Sr 768 1.381 Rb 39 688Ba 727 (1.850) Cs 28,5 705
Ra (700) (1.700)
Os valores entre parênteses são aproximados
SOLUBILIDADE E ENERGIA RETICULAR
• A solubilidade dos sais diminui com o aumento do número atômico, tendência
esta inversa no caso dos fluoretos e hidróxidos.
• Energias reticulares (U) são bem mais elevadas ou maiores que as dos
compostos do Grupo IA.
Energia reticular diminui à medida que aumenta o tamanho do metal (para um
dado ânion)
Energia de hidratação segue a mesma tendência.Diminui com aumento - Z
• Para ser solúvel → ∆H Hidratação > U. Energia reticular
Energias de hidratação ( Dissolução) Be Ba - Diminuem H hidr./ E. U
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Raio iônico ( Å ) ∆H de hidratação (KJ mol –1)
Be2+ 0,31* -2,494
Mg2+ 0,72 -1,921
Ca
2+
1,00 -1,577Sr 2+ 1,18 -1,443
Ba2+ 1,35 -1,305
* Raio para coordenação 4
PROPRIEDADES QUÍMICAS
• São menos eletropositivos que os do Grupo IA.
Reagem com água formando hidróxido e liberando H2, exceção: Be.
Mg reage com H2O quente e os outros com água fria.
• Be(OH)2 é anfótero. Outros hidróxidos aumentam acidez do Mg ao Ba.
• Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 água de cal - usados para detectar - CO2
Hidróxido de bário - água de barita - Ba+2 (OH)2
Ca2+(OH)-2 + CO2 → CaCO3 + H2O excesso Ca2+ (HCO3)-2
ppt. Branco CO2 SOLÚVEL ESTALACTITE ,ESTALAGMITE
• Queimam em atmosfera de oxigênio, formando óxidos do tipo MO. Estes óxidos
se formam na decomposição térmica do MCO3, M(OH)2, M(NO3) e MSO4.
• BeO → covalente → estrutura 4 : 4 do ZnS (Wurtzita)
Outros óxidos são iônicos → estrutura 6 : 6 do NaCl (MO)
• Quando se desce no grupo, E. I. ↓ e os elementos tornam-se mais básicos.
Be Ba
• BeO → insolúvel em água, mas dissolve em ácidos formando sais e em álcalis
formando berilatos que se decompõe com precipitação do hidróxido de berílio
→ Be+2
(OH)2
(ANFÓTERO)
• MgO + H2O → Mg(OH)2 - fracamente básico
CaO + H2O → Ca(OH)2 - base moderadamente forte
Sr(OH)2 e Ba(OH)2 - bases mais fortes
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• Carbonatos são todos iônicos
BeCO3 contém na realidade [Be(H2O)4]2+
Os óxidos são preparados por decomposição – Carbonatos.
• CaO obtido por decomposição térmica do CaCO3 e é usado na fabricação do
Na2CO3, NaOH, CaC2, alvejantes, vidro e cimento.Solubilidade dos sais.
• A facilidade de formação do peróxido aumenta com o tamanho do elemento.
• BaO + O2 500 ºC BaO2
Sr O2 obtido em temperatura e pressão elevadas, CaO2 é preparado na forma
de hidrato tratando Ca(OH)2 com H2O2 é desidratado o produto.
MgO2 foi também obtido com emprego de H2O2.
BeO2 não se conhece. Peróxido de Berilio
• Peróxidos são sólidos iônicos, brancos contendo íon [O-O]2-. Por tratamento
com ácido forma-se H2O2. - BaO2 + 2HCl BaCl2 + H2O2
• A solubilidade dos sulfatos decresce de cima para baixo
Be > Mg >> Ca >Sr > Ba sendo CaSO4 quase insolúvel Be, Mg → íons
pequenos possuem energia de hidratação elevada.
CaSO4 + ½ H2O → gesso usado em estoques.
CaSO4 1/2 H2 O2 Ca SO4 CaO + SO3 2000
C 11000C
• Sulfatos ∆ óxidos MgSO4 → MgO + SO3
Quanto mais básico o metal, mais estável é o sal.
• Nitratos são obtidos a partir da reação de carbonatos, óxidos ou hidróxidos
com HNO3 (como sais hidratados).
A partir de N2O4 líquido se obtém nitratos anidros.(Be)
BeCl2 N2O4 Be(NO3)2 . 2N2O4 50ºC Be(NO3)2 120 ºC Be4O(NO3)6
vácuo nitrato básico de berílio
• Todos, exceto Be, formam hidretos por combinação direta com BeH 2 obtido por
redução do BeCl2 com Li[AlH4].
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• Todos hidretos são agentes redutores, reagindo com água com liberação de
H2.
CaH2 + 2 H2 O Ca(OH)2 + 2 H2
• CaH2, SrH2 e BaH2 - iônicos.
BeH2 e MgH2 - covalente e polimerizados.Possuem pontes de H2 entre os átomos de Be.
Be
H
H
Be
H
H
Be
• Todos os metais combinam diretamente - com halogêneos → haletos MX2
- com os metais → haletos
ácidos halogenídricos com os metais - com os carbonatos → haletos.
BeX2 → Haletos de Be - covalentes, higroscópicos, fumegantes no ar por
causa da hidrólise. Sofrem sublimação e não conduzem corrente elétricas.
HigroscópicosAbsorve água do meio.
BeX2 → anidros são polímeros
O vapor de cloreto de berílio - BeCl2 e (BeCl2)2
Os haletos sólidos - (BeCl2)nEncontra-se Polimerizado na forma
(BeCl2)nExibindo ligações tricentradas e
formação de retículos.
Be Be ClCl (MONÔMERO)
Be
Cl
Cl
Be
(DIMERO)
• MF2 - insolúveis → Os fluoretos são todos quase insolúveis, outros haletos
são iônicos e facilmente solúveis em água, a solubilidade diminui com o
aumento do nº atômico exceto no caso dos fluoretos.
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• Haletos são higroscópicos e formam hidratos → absorve H2O do meio.
Ca Cl2 → agente secante
Mg Cl2 → Obtenção eletrolítica do magnésio.
• Queimam em atmosfera de nitrogênio formando nitretos M3N2 - (G. II A aocontrario do G. I A).
Be3N2 - razoavelmente volátil demais não são voláteis.
Sólidos cristalinos incolores que se decompõe por aquecimento e reagem com
H2O liberando NH3 e formando óxido ou hidróxido do metal.
• MC2 - Carbetos iônicos obtidos por aquecimento dos metais com carvão -
estrutura tipo do Na Cl íons C ≡ C2-
CaC2 - Carbureto
Os carbetos iônicos MC2
Be forma Be2C com C
BeC2 com acetileno Be2C → metaneto - libera metano em reação com H2O.
Mg C2 → Mg2 C3 - alileto em reações com água libera al’leno (propino).
CaC2 + N2 1100ºC CaCN2 cianamida cálcica utilizado como fertilizante
nitrogenado de ação lenta - sofre hidrólise lenta.
CaCN2 + 4H2O → CaCO3 + 2NH4OH não são arrastado com as primeiras chuvas.
• Reagem com ácidos liberando H2 (Be - muito lento).
• Na OH + Be → H2 (não ocorre com os demais metais do grupo)
• Caráter aumenta de cima para baixo (de anfótero a básico).
• A maioria dos sais são solúveis.
Exceção BaSO4. CaSO4, SrSO4
carbonatos, oxalatos, cromatos e fluoretos de todos os metais do Grupo IIA.
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COMPOSTOS ORGANOMETÁLICOS
• Mg - compostos de Grignard - Mg + RBr → RMgBr. Reagente de Grignard• Tanto o Be como Mg formam compostos M – C
R- alquil ou aril
• Estão geralmente solvatados ou polimerizados apresentando pontes de
hidrogênio.
2RMgBr +2H2O 2 RH + Mg (OH)2 + MgBr 2
COMPLEXOS
• Não se caracterizam pela facilidade de formação de complexos.
• Formação de complexos é favorecida por íons pequenos, carga elétrica
elevada, orbitais vazios de energia aproximada da normal.
• Be forma muitos complexos - Ba forma poucos.
• [BeF3]- , [BeF4]2-
Tetrafluorberilatos M2[BeF4] - compostos bem conhecidos como propriedades
semelhantes aos sulfatos.Be - geralmente apresenta nº de coordenação 4 estrutura tetraédrica.
BeF2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ 1s 2s 2p
[BeF4]2- ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ dois íons F- doam dois pares
1s 2s 2p de e- a orbitais vaziosformando ligações
sp3 coordenadas.
BeCl2 . D2 (D = éter, aldeído ou cetona) - tetraédrico[Be(OH2)4]2+ - tetraédrico
Existem muitos quelatos estáveis de berílio
Be(OH)2 + HAC ∆ Be4O(CH3 COO)6
ác. acético acetato básico de Berílio
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[Be(Ox)2]2- - complexo de oxalato de berílio.
• A extrema toxidade dos compostos de berílio se deve provavelmente devido à
sua grande solubilidade e à facilidade com que formam complexos.
• Complexos de magnésio - clorofila.
Ca, Sr, Ba - formam complexos somente com ligantes fortes.
• EDTA forma complexos com a maioria dos íons metálicos em solução, desde
que o pH seja cuidadosamente controlado.
OBTENÇÃO DOS METAIS
*1 Não são obtidos facilmente por redução química pois são redutores fortes além
disso formam carbetos com o carbono.
*2 São fortemente eletropositivos, portanto não é possível soluções aquosas para
deslocar um metal por outro ou para eletrólise. Pode-se usar na eletrólise
eletrodo de mercúrio mas é difícil recuperar os metais do amálgama.
*3 Podem ser obtidos por eletrólise de cloretos fundidos com Na Cl para
baixar P.F., mas o Sr e Ba podem formar suspensão coloidal.
*4 Be3AL2Si6O18 (berilo) ∆ + H2 SO4 → SO4 + NH4OHcom álcali → Be → Be(OH)2 → BeO
BeO é utilizado em materiais cerâmicos e em reatores nucleares.
• Be metálico é obtido transformando BeO a BeCl2 por aquecimento com C e Cl
e efetuando a eletrólise do BeCl2 fundido.
• Be é transparente a raios X.Be e Be O são muito puros – e são usados em reatores nucleares.
Mg - metal estrutural importante.
forma muitas ligas além dos compostos de Grignard.
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RMgBr
MgO + C 2000ºC Mg + CO com resfriamento rápido - antigo atualmente -
redução do MgO com ferrosilício e alumínio, MgO é obtido tratando água do
mar com Mg Ca(CO3)2. Precipita Mg(OH)2 que pode ser filtrado e aquecido para
se transformar em óxido.
• Ca obtido a partir de CaCO3 → CaO + NH4Cl → CaCl2
Por eletrólise CaCl2 fundido produz Ca.
• Sr e Ba - São obtidos a partir de seus óxidos por redução com alumínio
(aluminotermia ou processo termita).
Tamanho e densidade
Raio metálico( Å ) Raio iônico M2+ ( Å )Hexacoordenado
Densidade (g cm-1)
Be 1,12 0,31* 1,85
Mg 1,60 0,72 1,74
Ca 1,97 1,00 1,55
Sr 2,15 1,18 2,63
Ba 2,22 1,35 3,62
Ra 1,48 5,5
* raio tetracoordenado; com coordenação seis = 0,45 Å
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DIFERENÇAS ENTRE O Be E OS DEMAIS ELEMENTOS DOGRUPO II A
• Apresenta relações diagonais com Al do Grupo III - A.
• Be pequeno, elevada densidade de carga.
⇒ forte tendência à covalência; P.F. de seus compostos é baixo.
compostos Be solúveis em solventes orgânicos e sofrem hidrólise com os
compostos de Al.
• Be forma muitos complexos.
• Be, como Al, é inerte frente ao HNO3.• Be é anfótero, liberando H2 para tratamento com NaOH e formando Berilatos.
Al → aluminatos.
• Be(OH)2 e Al(OH)3 - anfóteros.
• Haletos berílio - polímeros.
BeCl2 - dímero AlCl3 - dímero
• Hidretos e alquil berílios - são polimerizados.
• Sais de Be - sais mais solúveis que se conhece.
• Be2C, com Al4C3 - forma metano por hidrólise.
USO DOS METAIS ALCALINOS TERROSOS
• Mg - metal estrutural devido à sua densidade e elevada ductilidade emaleabilidade e grande capacidade de formar ligas com outros metais.
• MgO - material refratário.
• CaO - cal viva - fabricação cimento, aço, cobre, outros metais etc.- usado nos solos para corrigir excesso de acidez.
• CaSO4 + ½H2O → gesso.
• CaF2 - fluorita - fundente em metalurgia fabricação de HF.
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• Ca3(PO4)2 - fabricação superfosfato.
• Be - fabricação de ligas de Cu e Ni resistentes à tensão mecânica.
• Sais Ba e Sr - fogos de artifícios para dar cor verde e carmim.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores71
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GASES NOBRES - GRUPO VIII AGRUPO ZERO – GRUPO VIII A
Configuração eletrônica He 1s2
outros ns2
np6
configuração extremamenteestável.
Afinidade eletrônica = 0.
Energia de ionização > outros elementos.
Não tendem a formar ligação por ganho ou perda de elétrons, em condições
normais.
Existem com átomos isolados.
Força de atração entre átomos: Vander Waals.
Calor vaporização P.F. e P.E. muito baixos aumentam de cima para baixo no
grupo.
Raio atômico muito grande aumenta de cima para baixo no grupo (raios não -
ligantes não devem ser comparados com raios covalentes)
Estas variações podem ser explicadas pelo aumento do tamanho do átomo no
grupo. Quanto maior é a nuvem eletrônica, mais polarizável fica a molécula,
onde tornam-se mais fortes as forças de Vander Waals.
Configuração eletrônicas
Elemento Símbolo Configuração eletrônica
Hélio He 1s2
Neônio Ne [He] 2s2 2p6
Argônio Ar [Ne] 3s2 3p6
Criptônio Kr [Kr] 3d10 4s2 4p6
Xenônio Xe [Br] 4d105s2 5p6
Radônio Rn [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p2
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PROPRIEDADES PARTICULARES DO HÉLIO
• Forma sólido somente sob pressão.
• No estado líquido existe segundo duas fases Hélio I e Hélio II.
• Hélio I - líquido normal.
Hélio II - superfluído - líquido com propriedades de gás sua energia é tão
baixa que cessou o movimento térmico dos átomos, mas as forças interatômicas são
insuficientes para formar um sólido.
Hélio I → Hélio II (2,2ºK) propriedades físicas mudam bruscamente
condutividade térmica = 800 x condutividade do cobre supercondutor - resistência elétrica
= 0.
viscosidade = 1 viscosidade H2 gasoso
100
Líquido escoa pelas bordas do recipiente, são anômalos também ao calor
específico, tensão superficial e compressibilidade.
Não tem ponto triplo.
Propriedades física dos gases nobresPrimeira energia
de ionização
(KJ mol-1)
Entalpia de
vaporização
(KJ mol-1)
Ponto de
fusão
(ºC)
Ponto de
ebulição
(ºC)
Raio
atômico
( Å )
Abundância na
atmosfera
(% em volume)
He 2,372 0,08 -269,0 1,20 5,2 x 10-4
Ne 2,080 1,7 -248,6 -246,0 1,60 1,5 x 10-3
Ar 1,521 6,5 -189,4 -186,0 1,91 0,93Kr 1,351 9,1 -157,2 -153,6 2,00 1,1 x 10-4
Xe 1,170 12,7 -111,8 -111,1 2,20 8,7 x 10-6
Rn 1,037 18,1 -71 -62
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OCORRÊNCIA E USO DOS ELEMENTOS
Hélio - se obtém em grandes quantidades de certos depósitos subterrâneos de
gás natural no Texas e Novo México, onde está presente em concentração de até 7%.
Pode ser separado por liquefação.
P.E. = - 269ºC
Está presente na atmosfera em concentração muito pequena (1 vol. He : 200.000
vol. ar)
Alguns minerais radioativos têm pequenas quantidades de He devido à
decomposição radioativa.
Usos: Para encher balões de observação devido à sua baixa densidade e não
inflamabilidade. Devido à sua pequena solubilidade no sangue vem sendo usado comodiluente para o oxigênio em aparelhos de imersão.
Quando a pessoa que estava sob pressão volta à superfície, como existe pouco
He dissolvido no sangue não há a sensação de “descompressão”.
Usado para se conseguir temperaturas próximas do zero absoluto: evaporação
rápida do Hélio líquido sob pressão reduzida.
Argônio - O Argônio, Neônio, Criptônio e Xenônio se preparam por destilação
fracionada do ar líquido, seguida de absorção e deserção seletiva destes gases em agentes
de adsorsão específicos.
Usos: Na solda por arco elétrico atua como atmosfera inerte e protetora. Na
fabricação de lâmpadas incandescentes se aproveitam sua baixa condutividade térmica e
sua inércia química. Usando também na obtenção de titânio, no crescimento de cristais de
silício e germânio para transistores.
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Neônio, Criptônio, Xenônio e radônio.
Usos: Quando se faz passar uma corrente elétrica de voltagem relativamente alta
através de um tubo que contenha Neônio a pressão muito baixas, o gás se torna
incandescente emitindo uma luz de cor vermelha muito brilhante . Usado na fabricação deanúncios luminosos.
O xenônio e criptônio mostram a mesma capacidade de reposta instantânea à
passagem de corrente. São usados como fonte de luz de duração muito rápida (1/10.000
seg), de alta intensidade, em fotografia rápida e investigação cientifica . O Radônio é
produto da decomposição radiativa do rádio, sendo também radioativo. Devido ao seu curto
período de meia - vida é usado em radioterapia.
“ COMPOSTOS” DOS GASES NOBRES
(1) Condições excitadas:
He - est. fundam. ↑↓ 1924 Kj / mol He - est. excitado ↑ ↑
1s 2s
• Obtido por descarga elétrica ou bombardeio eletrônico.
• Em tubo de descarga observou-se a presença de:
He2+, HeH+, HeH2+ - existência momentânea.
• Eletrodos metálicos nos tubos, Pt3He, FeHe, FeAr , talvez como compostos
intersticiais.
(2) Por coordenação:
Todas as tentativas de obter estes compostos falharam.
(3) Por atrações dipolo / dipolo induzido
Átomos dos gases nobres podem ser polarizados por um dipolo forte.
A solubilidade dos gases nobres em água é elevada e aumenta com o aumento
do tamanho do átomo.
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Certos derivados de fenol, como Kr(fenol)2, Xe(fenol)2 e Rn(fenol)2 podem
apresentar este tipo de atração.
(4) Compostos clatratos
Nestes compostos os gases encontram-se encerrados em cavidade do retículocristalino de outro composto, contudo os gases nobres não formam ligações. Existem
Clatratos de Ar, Kr e Xe e não de He e Ne.
QUÍMICA DE XENÔNIO
• Xenônio reage com Pt F6 facilmente à Temperatura ambiente formando um pó
amarelo - avermelhado, o Hexafluoroplatinato (V) de Xenônio, Xe+[PtF6]-.
Xe + PtF6 25ºC Xe+[PtF6]
• Xenônio reage diretamente com flúor a 400º C, num recipiente fechado de
níquel, dependendo do produto da quantidade de flúor presente.
Xe + F2 mistura 2:1 XeF2
1:5 XeF4
1:20 XeF6
Estes fluoretos são extremamente oxidantes e fluoretantes reagem
quantitativamente com hidrogênio:
XeF2 + H2 → 2HF + Xe
XeF4 + 2 H2 → 4 HF + Xe
XeF6 + 3 H2→ 6HF + Xe
Oxidam Cl-
a Cl, I-
a I, Ce3+
à Ce4+.
Podem introduzir flúor em compostos.
XeF4 + 2SF4→ Xe + 2SF6
XeF4 + Pt → Xe + PtF4
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XeF4 + C6 H6 → Xe + C6H5F + HF
Os fluoretos mostram reatividades diferentes com a água:
• XeF2 - se dissolve inalterado em H2O mas sofre hidrólise lentamente. A
hidrólise é rápida em meio alcalino.
XeF2 + H2O → Xe + 2HF + ½O2
• Xe F4 - violenta reação de hidrólise com a água
3XeF4 + H2O → 2Xe + XeO3 + 12HF + 3/2O2
• XeF6 - reage violentamente com H2O - com umidade atmosférica forma por
hidrólise lenta o sólido Xe O3 altamente explosivo.
XeF6 + 6H2O → XeO3 + 6HF
• Com pequenas quantidades de água ocorre hidrólise parcial, formando um
composto líquido incolor XeOF4.
XeF6 + H2O → XeOF4 + 2HF
2XeF6 + SiO2 → 2 XeOF4 + SiF4
• XeO3 - reage com XeF6 e XeOF4
XeO3 + 2Xe F6 → 3XeOF4
XeO3 + XeOF4 → 2 XeO2F2
• XeO3 - em soluções alcalinas (pH > 10,5) forma íon xenato
XeO3 + NaOH Na+ [HXeO4-] xenato de sódio.
• Em solução os Xenatos sofrem desproporcionamento lento:
2HXEO-4 + 2HO-
→ XeO64- + Xe + O2 + H2O
íon perxenato
• Perxenatos são agentes oxidantes muito fortes.
HCl → Cl2
H2O → O2
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores77
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Mn2+ → MnO4-
• Com H2SO4 concentrado forma-se Tetróxido de Xenônio XeO4, volátil e
explosivo.
COMPLEXOS DE FLUORETO DE XENÔNIO
• XeF2 - atua como doador de Fluoreto, forma complexos com penta fluoretos
covalentes.
(PF5, AsF5, SbF5, NbF5, TaF5, RuF5, OsF5, RhF5, IrF5 e PtF5)
XeF2 . MF5→ [XeF]+ [MF6]-
XeF2 . 2MF5 →[XeF]+ [M2F11]-
2XeF2 . MF5 → [Xe2F3]+ [MF6]-
• XeF4 - forma apenas pouco complexos, compostos como PF5, AsF5 e SbF5.
• XeF6 - pode funcionar como doador de Fluoreto, formando complexos como:
XeF6 . BF3 → XeF6 . 4SnF4
XeF6 . GeF4→ XeF6 . AsF5
XeF6 . 2Ge F4 → XeF6 . SbF5
• XeF6 - atua como receptor de Fluoreto c/ Rb F - e CsF
XeF6 + RbF → Rb+ [XeF7]-
• Íon [XeF7]- se decompõe por aquecimento
2Cs[XeF7]- 50 ºC XeF6 + [CsF8]
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores78
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ESTRUTURA E LIGAÇÃO NOS COMPOSTOS DE XENÔNIO
• Xe estado ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
experimental 5s 5p 5d
• Xe excitado ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑5s 5p 5d
XeF2
F hibridização sp3 d
bipirâmide trigonal
Xe
molécula linear
F
• Ligação tricentrada Xe ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
5s Px Py Pz
5p
1 orbital 5pz do Xe
F ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
2 orbital 2pz dos átomos de F 2s Px Py Pz
2p
Três orbitais combinam para formar 3 orbitais particulares - 1 ligante, 1 não -
ligante e 1 antiligante, - 4 elétrons ficariam localizados 2 no orbital ligante 2 no não
ligante. Uma distribuição linear levaria a uma melhor superposição dos orbitais.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores79
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XeF4 - quadrado - planar
Xe excitado ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑5s 5p 5d
. .
F F
Xe hibridização sp3 d2
F F
. .
Ligação do átomo de Xenônio a 4 átomos de F por meio de 2 de seus orbitais
p, formando dois orbitais moleculares tricentrados ortogonais entre si.
XeF6 - hibridização sp3 d3 - octaédrica distorcida com 1 par de elétrons
isolados.
Formação de 3 orbitais moleculares tricentrados ortogonais uns aos outros →
forma octaédrica regular.
Forma média é um Octaédro distorcido.
O Kriptônio forma fluoretos KrF2 e KrF4 que são mais voláteis que os
correspondentes compostos de xenônio e se decompõe com mais facilidade em seus
elementos.
Os gases nobres mostraram que a inércia química e a estabilidade do octeto
eletrônico não são absolutos.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores80
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Estruturas de alguns compostos de xenônio
Formula Nome Estado de
oxidação
P.F. (ºC) Estrutura
XeF2 difluoreto de xenônio (+II) 129 linear (RnF2) e XeCl2 são semelhantes)
XeF4 tetrafluoreto de xenônio (+IV) 117 quadrado planar (XeCl4 é semelhante)
XeF6
XeO3
XeO2F2
XeOF4
hexafluoreto de xenônio
trióxido de xenônio
(+IV)
(+IV)
(+IV)
(+IV)
49,6
explode
30,8
-46
octaedro distorcido
piramidal (tetraédrica com um vértice
desocupado)
bipirâmide trigonal (com um vértic
desocupado)
pirâmide quadrada (octaédrica com
uma posição desocupada)
XeO4
XeO3F2
Ba2[XeO6]4-
tetróxido de xenônio
perxenato de bário
(+VIII)
(+VIII)
(+VIII)
-35,9
-54,1
dec. > 300
tetraédrica
bipiramide trigonal
octaédrica
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores81
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Explicações possíveis para estruturas de compostos de gases nobres
Fórmula Estrutura Número de
pares de
elétrons
Números
de pares
isolados
Explicação para a estrutura ( Teoria da
Repulsão dos pares Eletrônicos de Valência)
XeF4 linear 5 3 cinco pares de elétros formam uma Bipirâmide
Trigonal com três pares isolados nas posições
equatoriais.
XeF4 Quadrado
planar
6 2 seis pares de elétrons formam um Octaédro com
duas posições ocupadas por pares isolados.
XeF6
XeO3
XeO2F2
XeOF4
Octaédrica
distorcidapiramidal
Bipirâmide
Trigonal
Piramidal
quadrada
7
7
7
7
1
1
1
1
Bipirâmide Pentagonal, ou Octaédro com um par
isolado sobre uma das faces.três ligações π, os quatro pares eletrônicos
restantes formam um tetraedro com um vértice
ocupado por um par isolado.
duas ligações π, os cinco pares eletrônicos
remanescentes formam uma Bipirâmide Trigonal
com uma posição equatorial ocupada por um par
isolado.
uma ligação π, os seis pares eletrônicos
remanescentes formam um Octaédro com vértice
ocupado por um par isolado.
XeO4
XeO3F2
Ba2[XeO6]4-
Tetraédrica
Bipirâmide
Trigonal
Octaédrica
8
8
8
0
0
0
quatro ligações π, os quatro pares eletrônicos
remanescentes formam um tetraedro.
três ligações π, e os cinco pares eletrônicos
remanescentes formam uma Bipirâmide Trigonal.
duas ligações π, e os seis pares eletrônicos
remanescentes formam um Octaédro.
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HALOGÊNIOSGRUPO VII-A
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E ESTADOS DE OXIDAÇÃO
• Flúor é sempre univalente (-1)
• Outros halogênios -1, +1, +3, +5, +7.
Estes nº de oxidação mais altos surgem por desemparelhamento sucessivo
de elétrons, isto é, promoção de elétrons orbitais s e p para orbitais d vazios.
*5 Os nº de oxidação +4 e +6 são aparentemente anômalos.
Ocorrem nos óxidos ClO2, BrO2, Cl2O6 e BrO3.
PROPRIEDADES GERAIS
Configuração Eletrônicas e Estados
Elemento Símbolo Configuração eletrônica Estados de oxidção *
Flúor F [He] 3s2 3s5 -I
Cloro Cl [Ne] 3s2 3p5 -I +I +III +IV +V VI VII
Bromo Br [Ar] 3d10 4s2 4p5 -I +I +III +IV +V VI
Iodo I [Kr] 4d10 5s2 5p5 -I +I +III +V VII
Astato At [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p5
* Os estados de oxidação mais importantes (geralmente os mais abundantes e estáveis) são mostrados
em negrito. Outros estados bem caracterizados, mas menos importantes, são mostrados em tipos
normais.
• F. e P. E. aumentam com o nº atômico.
• Todos formam moléculas diatômicas.
• Energia de ligação aumenta do I2 para Cl2.
OF2 tem energia de ligação anormalmente baixa, por causa da repulsão entre
elétrons não ligantes.
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• E.I muito altas - reduzidas tendência a perder elétrons.
• 1ª. E. I. (Cl, Br, e I) < 1ª E. I. (H)
H forma H+, halogênios não formam íons simples X+ devido ao tamanho.
íons X+ >> íon H+ U(X+) (∆H hidrat (X+) U (X) são pequenos).
• Moléculas X2 são coloridos, devido à absorção de luz que leva os elétrons mais
externos a níveis energéticos mais altos.
• Excitação da molécula pequena requer energia elevada. Moléculas gasosas F2
absorvem luz ultravioleta.
(energia elevada) → amarelas.
I2 absorvem luz amarela (energia menor) → violeta.
PODER OXIDANTE
• A afinidade eletrônica é máxima com o cloro.
• Agente oxidante - recebe elétrons (sofre redução).
• Halogênios atuam como agentes oxidantes.
½ X2 (sol.) ½
calor fusão ½ X2 (líq.)½
calor volatiliz. ½ X2 (gás)½
D X (gás)
Potencial Afinidadeoxidação eletronica
X- ∆H hidr. X (gás)
→ F2 > Cl2 > Br 2 > I2F2 - deslocará cloreto em solução e mesmo em compostos no estado sólido.
→ Decréscimo do poder oxidante do fluor para o iodo é ilustrado por suas
reações com água.
F2 + H2O → 2H+ + 2F- + ½O2 ∆G = -795K J/molfortemente exotérmica e espontânea.
Cl2 + H2O → HCl + HClO e não HCl e O2
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I2 + H2O ↔ 2H+ + 2I- + ½O2 ∆G = +105K J/mol
REATIVIDADE DOS ELEMENTOS
• O flúor é o elemento mais reativo da tabela periódica. Reage com todos
elementos exceto os gases nobres He, Ne, Ar.
• A reatividade dos halogênios diminui com o aumento do tamanho do nº
atômico.
• Cl e Br reagem com a maioria dos elementos embora menos energicamente do
que o flúor.
• O iodo é menos reativo e não se combina com S e Sc.
• A reatividade do flúor deve-se à pequena energia de ligação F-F, ao poder oxidante extremo, ao pequeno tamanho dos átomos ou íons e a alta
eletronegatividade.
• Íons pequenos → nº. de coordenação alto → elevada U.
OBTENÇÃO E USO DOS ELEMENTOS
Principal fonte de flúor é fluorita CaF2 /CaF2 +H2SO4 (conc) → destilação → HF
solução ou anidro KHF2+ HF (100ºC) eletrólise F2 HF é mau condutor de
eletricidade.O meio deve ser rigorosamente anidro pois o F2 oxida água a oxigênio.
- Aparelhagem: platina, cobre ou metal Monoel (Cu/Ni ) forma-se uma fina
película de fluoreto.
cátodos -aço teflon - isolante elétrico (P.V.C.)
ânodos - carbono
Flúor usado na separação de isótopos de urânio pela difusão gasosa de UF6.
Usado também como combustível de foguetes, fabricação ou freons CCl4 + 2HF
condições anidras CCl2 + 2HCl usados nos aerossóis.
+ SbCl3
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E.I., A.E. → eletronegativo não diminuem do F ao I. Caráter não metálico diminui
do F ao I.
F, Cl, Br → elétronegatividade tão alta que não apresenta caráter metálico
nenhum, nem em suas propriedades físicas nem químicas.I → comportamento estritamente não metálico forma brilhante, de certa
condutividade elétrica.
- Cloro é obtido:
- eletrólise de solução de NaCl, fabricação de NaOH
- eletrólise de NaCl fundido, fabricação do sódio.
- Usos do Cloro:
- Obtenção compostos orgânicos: cloreto de vinila, metila e etila
percloro e dicloro etileno, dicloroetano, hormônio de crescimento
de vegetais, etc.
- Agente alvejante.
- Bactericida em tratamento de águas. (NaHClO) Hipoclorito de
Sódio.
- Bromo pode ser obtido por eletrólise de seus sais. Extraído da
água do mar.Cl2 + 2Br - → Br 2 + 2Cl-
Usos: fabricação 1,2 dibromo etano, adicionado à gasolina para remoção
resíduos de chumbo.
Fabricação AgBr → fotografia.
Abundância dos elementos na crosta terrestre em peso
Elemento ppm Abundâcia relativa
F 544 13º
Cl 126 20º
Br 2,5 47º
I 0,46 62º
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HALOGÊNIOS
- Iodo obtido do salitre do Chile - NaNO3 tem como impureza iodato e periodato de
sódio.
2IO-3 + 5HSO-
3 → 3HSO-4 + 2SO4
2- + H2O + I2
- AgI → filmes fotográficos.
- KI → rações animais, fabricação de iodofórmio CHI3 e CH3I.- At → Não ocorre na natureza.
HALETOS DE HIDROGÊNIO - HX
• H2 + X2 → 2HX F2 → muito violenta
I2 → lenta á temperatura ambiente.
• HF e H Cl são preparados usualmente por tratamento de sais com H2SO4.
Ca F2 + H2SO4 → CaSO4 + HF
• HF usado na fabricação de freons.
catalisador na obtenção de alquil benzenos de cadeia longa → convertidos em
sulfonatos → detergentes.HF aquoso usado para gravar vidro.
• NH4Cl + H2SO4 → NH4HSO4 + HCl - laboratório
insolúvel
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl - indústria
• HBr e HI não são obtidos por reação com H2SO4 pois o H2 SO4 oxida HBr e HI a
Br 2 e I2
fósforo vermelho
• 2P + 3Br 2 → 2PBr 3
PBr 3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr
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• HI pode ser obtido por um método semelhante.
• HCl, HBr, HI → gases → covalentes
HF → líquido P.E. = 19ºC → formação de pontes de hidrogênio.
Em água: HCl + H2O → H3O+ + Cl-
HF só se dissocia parcialmente.
HI → mais forte dos ácidos halogenídricos
HI > H Br > H Cl > HFHX (hidrat.) → H+ + X- (hidrat.) dissociação
ionização
hidratação• Ligação H _ F mais fortes
Calor de sedidratação.
Baixa afinidade eletrônica.
• HF líquido pode ser usado como solvente não aquoso sofre autoprotólise
2HF H2F+ + F-
Muitos compostos reagem com HF o que limita seu uso como solvente.
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Algumas reações dos halogênios
Reação Comentários
2F2 + 2H2O → 4H+ + 4F- + O2
2I2 + 2H2O → 4H+
+ 4I-
+ O2
X2 + H2O →H+ + X- + HOX
X2 + H2 → 2HX
nX2 + 2M → 2MXn
X2 + CO → COX2
3X2 + 2P → 2PX3
5X2 + 2P → 2PX5
X2 + 2S → S2X2
2Cl2 + S → SCl4
3F2 + S → SF6
X2 + H2S → 2HX + S
X2 + SO2 → SO2X2
3X2 + 8NH3 → N2 + 6NH4X
X2 + X’2 → 2XX’
X2 + XX’ → X’X3
Reação energia com o F
I reage no sentido inversoCl > Br > I (não com o F)
Todos os halogênios
A maioria dos metais forma haletos
Com F a reação é a mais enérgica
Cl e Br formam haletos de carbonila.
Todos od halogênios formam trihaletos
As, Sb e Bi também formam trihaletos
F, Cl e Br formam pentahaletos.
AsF5, SbF5, BiF5, SbCl5
Cl e Br
Somente o Cl
Somente o F
Todos os halogênios oxidam S2- a S
F e Cl
Os compostos interhalogenados formam compostos
interhalogenados superiores.
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Algumas propriedades de compostos
Ponto de
fusão
Ponto de
ebulição (ºC)
Densidade (g
cm-3)
valores de
pKa
Composição do
azeótropo (% em peso)
HF -83,1 19,9 0,99 3,2 35,37HCl -114,2 -85,0 1,19 -7 20,24
HBr -86,9 -66,7 2,16 -9 47,0
HI -50,8 -35,4 2,80 -10 57,0
H+(gás) + X (gás)
Energia de ionização
H(gás) + X(gás) H+(gás) + X- (gás)
Entalpia de dissociação
Energia HX(gás)
Entalpia deEntalpia de desidratação hidratação
HX (hidratado)
Força do ácido
H+(hidratado) + X-
(hidratado)
Ciclo de energias mostrando as forças dos ácidos halogenídricos
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ÓXIDOS DOS HALOGÊNIOS
• A maior parte é instável, e tendem a explodir submetidos a choque ou mesmo
por exposição à luz.• Óxidos de iodo → mais estáveis seguem os óxidos de cloro depois os óxidos
de bromo - se decompõe a T < T amb.
• Números de oxidação mais elevados → + estáveis.
• Geralmente covalentes. Exceção I2O4 e I4O9 - iônicos.
• Flúor é mais eletronegativo que o oxigênio → fluoretos de oxigênio.
Óxidos → importantes → ClO2, I2O5 e OF2
• OF2 e X2O
Compostos dos halogênios com oxigênio (e estados de oxidação)
Estados de
oxidação
(-I)
(+I)
(+IV) (+v) (+VI) (+VII) Outros
FLUORETOS OF2 (-I) O2F2
O2F2 (-I)
ÓXIADOS Cl2O (+I) ClO2 Cl2O6 Cl2O7 ClClO4
Br 2O (+) BrO2
I2O5 I4O9 I2O4
OF2 → gás incolor, usado na propulsão de foguetes forte agente
oxidante reage energicamente com metais, S, P e os
halogênios formando fluoretos e óxidos.
2F2 + 2NaOH(dil) → 2NaF + H2O + OF2
Cl2O - Gás 2Cl2 + 2HgO 300ºC HgCl2 . HgO + Cl2O
Br 2O - líquido
são coloridos e explodem na presença de agentes redutores ou por aquecimento.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores91
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OF2 → dissolve em água → solução neutra
reage com NaOH → fluoretos + O2
Não é um anidrido ácido
Cl2O → dissolve em água → HClO
Cl2O e Br 2O + NaOH → hipocloritos e hipobromitos, são óxidos ácidos.
Estrutura dos 3 compostos: tetraédrica com 2
vértices ocupados por 2 pares não ligantes.
O → estado fundamental ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
2s 2p
O2F2
O2 + F2 descarga O2F2 (decompõe-se a 95ºC)
elétricaP baixaT ar líquido
Estrutura semelhante a H2O2
O O4F2 é preparado de maneira semelhante.
XO2
ClO2 → gás amarelo
líquido vermelho P.E. = 11ºC
Poderoso agente oxidante, bom alvejante, usado na purificação da água e na
fabricação de clorito de sódio.
2ClO2 + 2NaOH + H2O2 → 2NaCO2 + O2 + 2H2O
Reage com H2O e soluções alcalinas formando cloritos e cloratos → anidrido
misto ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O
ClO2 detona quando concentrado e explode com agentes redutores.
É diluído em ar ou CO2.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores92
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ClO2 é paramagnético - possui número ímpar de elétrons - muito reativas.
Moléculas angular O-Cl-O = 118º.
BrO2 - estrutura semelhante
estável somente a T < -40ºC - sólido amarelo
Por hidrólise fornece brometo e bromato
BrO2 + 6NaOH → NaBr + 5NaBrO3 + 3H2O
Br 2 + O2 corrente BrO2 é menos importante elétrica que o ClO2.
P baixa
T baixa
OUTROS SÓLIDOS
Cl2O6 - líquido vermelho (preparo a partir de ClO 2 e ozônio)
Agente oxidante forte explode em contato com substâncias
gordurosas.
• Com solução alcalina forma clorato e perclorato.
Cl2O6 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO4 + H2O
Cl2O6 - É diamagnético, não possui elétrons desemparelhados.
Encontra-se em equilíbrio com ClO3 com número ímpar de elétrons
e é paramagnético.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores93
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Cl2O6 calor 2ClO3
Cl Cl
O
O
OO
O
O
Cl Cl
O O
OOO
O
ClO+2 ClO-
4
Estruturas possíveis para o Cl2O6
BrO3 - sólido branco - (obtido na reação entre bromo e ozônio).
Agente oxidante
Forma em água, solução ácida.
Instável a T> - 70ºC
Cl2O7 - líquido moderadamente estável.
P4O10
2HClO4 Cl2O7
H2O
Reage com água formando ácido perclórico.
I2O5 - Sólido branco, é o mais estável dos óxidos dos halogênios.
2HIO3 ∆ I2O5 + H2O
I2O5 300ºC ½ I2 + 5/2O2
Anidrido do ácido iódico.
Agente oxidante
I2O5 oxida CO quantitativamente a CO2 liberando I2 que é titulado com tiossulfato
de sódio.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores94
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I
O
O
IO
O
O
Estrutura do I2O5
I 2O4 e I4O9 → iônicos
IO e IO-3 I3+ e (IO-
3)3
OXIÁCIDOS
Os oxoácidos
HOX HXO2 HXO3 HXO4
(+I)
Estados de oxidação
(+III)
Estados de oxidação
(+V)
Estados de oxidação
(+VII)
Estados de oxidação
HOF
HOCl HClO2 HClO3 HClO4
HOBr HBrO3 HBrO4
HOI HIO3 HIO3
*6Cl, Br e I → HOX, HXO2, HXO3, HXO4
XO → linear com 3 vértices ocupados por par não ligantes.
XO-2 → angular com 2 vértices ocupados por par não ligantes.
XO-3 → angular com 1 vértice ocupados por par não ligantes.
XO-4 → tetraédrica.
Como os orbitais s e p dos halogênios diferem bastante em energia, os orbitais
híbridos sp3 formam ligações σ relativamente fracas.
Estabilidade dos íons se deve a ligação fortes pπ - d π entre os orbitais 2p cheios
do oxigênio e orbitais d vazios do halogênio.
Professor: Ms. Mário José Pereira e Professora: Drª Eliana Freire Gaspar de Carvalho Dores95
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O flúor não possui orbitais d , por essa razão o flúor não forma oxi-ácidos.
Muitos dos oxi-ácidos só são conhecidos em solução ou na forma de seus sais.
Ácidos Hipohalosos - HOX
HOCl
HOBr ácidos fracos, existem somente em solução aquosa.
HOI
Preparação:
2HgO + H2O + 2X2 → HgO . HgX2 + 2HOX
HOCl é o mais estável dos 3.
NaOCl → usado no branqueamento de tecido de algodão.
Os halogênios Cl2, Br 2 e I2 dissolvem-se parcialmente em água formando X2
(hidrat.), X- e OX-.
X2 (hidrat.)
H2O + X2
HX + HOX
ÍONS hipohalitos formam-se por:
X2 + 2HO- → X- + OX- + H2O
Os hipohalitos tendem ao desproporcionamento:
OCl- → Cl- + ClO-3
cloreto
cloratohipoclorito
• A temperatura ambiente forma-se hipoclorito, mas em água quente o
desproporcionamento é rápido.
Os hipocloritos só podem ser obtidos a 0º C.
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Os hipocloritos se desproporcionam rapidamente a qualquer temperatura.
Ácidos halosos HXO2
O único conhecido é o cloroso HClO2.Existe somente em solução mas é um ácido mais forte que o hipocloroso.
São obtidos por:
2ClO2 + Na2O2 → 2NaClO2 + O2
3NaClO2 → 2NaClO3 + NaCl
Ácidos hálicos HXO3
HClO3.
HBrO3 são conhecidos em solução
HIO3 existe na forma de sólido branco.
São todos ácidos fortes e forte agentes oxidantes.
I2 + HNO3 (fumegante) → HIO3
Cloratos usados em fogos de artifício - fósforos.
Clorato de sódio - poderoso herbicida.
Cloratos podem ser obtidos por:
6NaOH + 3Cl2 → NaClO3 + 5NaCl + 3H2ODecompõe-se termicamente de duas maneiras diferentes dependendo da
temperatura.
2KClO3 → 2kCl + 3O2
2Zn(ClO3)2 → 2ZnO + 2Cl2 + 5O2
O clorato pode sofrer desproporcionamento:
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4KClO3 → 3KClO4 + KCl
Os cloratos podem explodir por aquecimento e quando em contato com
substâncias facilmente oxidáveis.
Os cloratos são mais solúveis do que os bromatos e iodatos.
Ácidos Perhálicos HXO4
Conhece-se bem os ácidos perclóricos e periódico e seus sais.
O HBrO4 só foi preparado recentemente.
HClO4 - é um dos ácidos mais fortes.
forte agente oxidante.
explosivo em contato com matéria orgânica ou até espontâneamente.
NH4ClO4 + HNO3 dil. → HClO4
NaClO4 + HCl conc. → HClO4
Percloratos são muito solúveis exceto sais de K, Rb, Cs e NH 4± íon perclorato,
estrutura tetraédrica.
Ácido periódico HIO4 e 2H2O ou H5IO6
80º C 100º C 40º C2H5IO6 H4I2O9 2HIO4 2HIO3 + O2 -3H2O -H2O
HIO4 provoca clivagem ou 1,2 - glicóis.
COMPOSTOS INTERHALOGENADOS
Compostos interhalogenados e seus estados físicos a 25 ºC
AX AX3 AX5 AX7
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CIF
Incolor
BrF(g) CIF3(g)
castanho-pálido Incolor
BrCl(g) BrF3(L) CIFvermelho-castanho Amarelo-pálido incolor
ICI(s) (ICI3)2(s) BrF5(L) IF7(g)
vermelho-rubi Amarelo-brilhante incolor incolor
IBr (s) (IF3)(s) instável IF5(L)
Preto Amarelo incolor
(IF)
(instável)*
* sofre rápido desproporcionamento em IF 5 e I 2
X = halogênio mais leve.
Axn = Sua estabilidade decresce, à medida que aumenta n, à medida que
aumenta A e diminui X.
Podem ser preparados por reação direta, ou pela ação de um halogênio sobre um
interhalogenado inferior.
Cl2 + F2 (volumes iguais) 200º C 2ClF
Cl2 + 3F2 (excesso F2) 300º C 2ClF3
• Não existem compostos interhalogenados com mais de 2 halogênios diferentes
na molécula.
• Ligações essencialmente covalentes.
• PF e PE aumenta à medida que aumenta a diferença de eletronegatividade.
• AX e AX3 → ≠ de eletronegatividade / pequena.
AX5 e AX7→ átomos grandes (A) ligados a átomos pequenos (X).• São mais reativos que os halogênios.
• Hidrólise - haleto (halog. menor) + oxi haleto (halog. maior)
BrF5 H2O 5F- + BrO-3
bromato
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ICl H2O Cl- + OI-
Cl- + IO-3
Compostos AX
• I Cl, é o composto mais estudado do grupo.
• É usado para introduzir iodo ou cloro em compostos orgânicos.
ICl introdução de cloro.
vapor
Ácido solicílico
ICl introdução de iodo
em nitro Benzeno.
Medidas de condutividade e eletrólise mostram que o ICl se dissocia 1%.
2ICl I+ + ICl-2
Compostos AX3
• São potencialmente solventes não aquosos ionizantes.
2BrF3 BrF2+ + BrF4-
2BrF3 BrF2+ + BrF4-
• Configuração eletrônica do Cl excitado.
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑3s 3p 3d
hibridização sp3d
FCl3
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FCl
F
F
ICl3 no estado gasoso sofre desproporcionamento
ICl3 → ICl + Cl2
ICl3 no estado solido forma dímero (Icl3)2
I I
Cl
ClClCl
ClCl
Compostos AX5
I excitado ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
5s 5p 5d
hibridização sp3d2
IF5 conduz eletricidade e sofre auto - ionização.
2IF5 IF4+ + IF6
-
• Estrutura - pirâmide de base quadrada.
• Por aquecimento de IF5 com haletos alcalinos formam-se sais complexos.
KF + IF5→ K [IF6]
Compostos AX7
• IF5 + F2 ∆
IF7 → agente de fluoração violento.
• Estrutura - bipirâmide pentagonal.
Polihaletos
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• A solubilidade do iodo em água pela adição de íons iodeto:
I2 + I- → I3- (triiodeto)
• Também foram preparados: I5-
, I7-
e I9-
.
• Br 3- é menos estável que o I3-.
• Cl3 é conhecido em alguns poucos compostos instáveis.
F3-→ não se conhece.
• KCl + ICl2→ K [ICl2]
• Polihaletos - compostos tipicamente iônicos, embora mostrem tendência a se
decompor por aquecimento.
Cs[I3] ∆ CsI + I2
• Íons trihaletos são lineares.
Cl
: :
I hibridização sp3d2
. .
Cl
• Íons pentahaletos são quadrados [ICl4]- e [BrF4]
-
. .
Cl Cl
I hibridização sp3d3
Cl Cl
. .
PROPRIEDADES BÁSICAS DOS HALOGÊNIOS
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• Propriedades metálicas ou básicas aumentam de cima para baixo no grupo.
• Estabilidade crescente dos íons positivos indica um caráter metálico - iodo não
é um metal.
• Flúor não apresenta propriedades básicas.
• Bromo com carga positiva aparece em complexos como Br (predina) NO 3 e
BrF3.
• Compostos com iodo positivo são mais numerosos.
(1) Prova da existência de I+.
• ICl conduz eletricidade quando fundido.
Eletrólise produz - ânodo - I2 e Cl2
- cátodo - I2
2ICl I+ + I Cl2-
• ICl por eletrólise produz I2 somente no cátodo.
ICN I2 + CN-
• I+ reage com OH- em solução aquosa - é dificilmente encontrado em meio
aquoso.
(2) Prova da existência de I3+
• ICl3 elevada condutividade por eletrólise produz em ambos eletrodos I2 e Cl2.
2ICl3 ICl2+ + ICl4-
• I2 + HNO3 fumegante + anidrido acético → (acetato)3
I (acetato)3 I3+
+ (acetato)-
Pseudohalogêneos e Pseudohaletos
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Propriedades semelhantes aos halogênios:
Os pseudo-halogênios mais importantes
Ânion Ácido Dímero
CN- íon cianeto HCN cianeto de hidrogênio (CN)2 cianogênio
SCN- íon tiocianato HSCN ácido tiociânico (SCN)2 tiocianogênio
SeCN- íon selenocianato (SeCN)2 selenocianogênio
OCN- íon cianato HOCN ácido ciânico
NCN2- íon cianamida H2NCN cianamida
ONC- íon fulminato HONC ácido fulminico
N3
-
íon azoteto HN3 azoteto de hidrogênio
• Exemplo mais conhecido CN-
forma um ácido HCN
pode ser oxidado a cianogênio (CN)2
forma sais insolúveis com Ag+, Pb+2 e Hg+
é possível formação de pseudo interhalogenados: ClCN, BrCN, ICN.
forma grande número de complexos:[Cu(CN)4]2- e [Cu(Cl4)]2
-
[Co(CN)6]3- e [CoCl6]3-
Posição Especial de Flúor
• Energia de dissociação F-F é muito pequena.
• Raio muito pequeno de F e F -.
• Para o flúor cumpre-se com rigor a regra do octeto (a 2ª camada não possui
orbital d .)
• Muitos elementos formam com o flúor compostos em que aparecem números
de oxidação muito altos tais como SF6, IF7, CoF3, XeF6 etc. Sendo que alguns,
tal como o cobre, só apresentam o estado de oxidação máxima com o flúor.
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• Ligação não metal - flúor são muito estáveis termodinamicamente (CF 4, SF6
etc).
• Fluoretos metálicos possuem quase sempre caráter salino mais forte que os
correspondentes compostos dos demais halogênios (PbF1 e PbCl4). Estrutura
cristalina dos fluoretos - típica forma de cristais iônicos. Demais halogênios
apresentam frequentemente redes em camadas ou estruturas moleculares.
• Muitos cátions de carga alta e raio pequeno formam com íon F- complexos
mais estáveis do que com os demais halogênios.
AL3+ → AlF2
+, AlF+2, AlF-
4, AlF52-, AlF6
3-.
Alguns compostos análogos a estes assim como BF-4, SiF6
2-, FeF63- e CoF3
-6
não se conhecem para os demais halogênios.
• Nos compostos orgânicos, a substituição de átomos de H por átomos de F
conduz a variação consideráveis nas propriedades. A ligação C-F é muito
estável termodinamicamente. A polimerização de algenos fluorados da origem
à formação de macromolécula térmica e quimicamente muito resistentes
(teflon).
• O flúor e o cloro atuam como descolorantes e desinfetantes como
consequência de seu forte poder oxidante.
Halogenetos Salinos
• Metais alcalinos e alcalinos-terrosos (exceção do Be) dão halogenetos de
caráter predominantemente salino. Os cloretos, brometos e iodetos cristalizam
frequentemente em estruturas em camadas.
• Os fluoretos se formam em reação particularmente violentas e são menos
solúveis que as combinações correspondentes dos outros halogênios. Os
fluoretos apresentam caráter salino mais forte.
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• Os brometos, iodetos e certos cloretos também apresentam transições à
covalência (deformação dos ânios por cátions pequenos). Em tais casos a
solubilidade diminui com o aumento do caráter covalente (como por exemplo a
série AgF (estrura do NaCe) - AgCl - AgBr e AgI (estrura do diamante)).
• Em geral o caráter covalente dos halogenetos cresce com o aumento da
concentração de cargas no cátion (ação polarizante mais forte).
• Quando os metais podem apresentar-se em vários estados de oxidação, os
haletos correspondentes ao estado de oxidação mais baixo manisfesta caráter
iônico mais forte.
Halogenetos Covalentes
• São formados por não metais e por elementos de transição de estado de
oxidação mais alto.
• São em geral substancias voláteis, frequentemente gasosas à temperatura
ambiente que cristalizam em estruturas moleculares.
• Pontos de ebulição freqüente/baixos dos compostos átomos de flúor e
conseqüente valor pequeno das forças de Vander Waals.
• Os fluoretos são particularmente estáveis. Os iodetos são geralmente tão
pouco estáveis que podem apenas ser preparados.
• Os haletos moleculares se hidrolisam facilmente, como no exemplo:
BCl3 + 3H2O → B(OH)3 + 3H+ + 3Cl-
PBrl3 + 3H2O → HPO(OH)3 + 3H+ + 3Br -
SiCl4 + 4H2O → Si(OH)4 + 4H+ + 4Cl-
Quando é atingido a máxima covalência, como no CCl4 ou SF6, os haletos podem
ser quase inertes frente a H2O. Este fato é resultado de fatores cinéticos e não
termodinâmicos.
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Exemplo:
CF4 (g) + 2H2O(L) CO2 (g) + 4HF(g)
Keq. = 1023, mas a velocidade de hidrólise é desprezível por que não há nocarbono nenhum sítio de ataque para a água.
A necessidade de um meio de ataque é ilustrado no fato que SF6 não é
hidrolisado enquanto SeF6 e TeF6 são hidrolisados s 25ºC. O ataque por um nucleófilo (e a
expansão de camada de coordenação é possível somente para o Se e Te e não para o S).
• A alta estabilidade dos fluoretos pode ser explicada, quando o átomo central
tiver orbitais vazios adequados disponíveis, e especialmente se a polaridade
da ligação M-F for tal que deixe uma carga considerável em M (ex: SF 6) pode
ocorrer ligação múltipla entre orbitais p cheios do flúor e orbitais vazios do
átomo central. Esta ligação múltipla é o principal fator que determina um
comprimento de ligação menor e uma maior energia das ligação com flúor.
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CALCOGÊNIOSGRUPO XVI - A
Configuração eletrônica - ns2np4.
caráter não - metálico⇒mais forte O e S.
⇒mais fraco Se e Te.
⇒Caráter metálico - Po
O aumento do caráter metálico é evidenciado na tendência crescente de formar
íons M2+ acompanhada do aumento da instabilidade do íon M2-.
Estados de oxidação:
- configuração de gás nobre M2-
- eletronegatividade do O muito alta < F maior parte dos
óxidos metálicos são compostos iônicos.
- S, Se, Te formam alguns compostos com + 50% de
caráter iônico.
O oxigênio é no máximo divalente porque a 2ª camada se limita a 8 elétrons,
não possui orbitais (d ).
Se, Te, Po - possuem orbitais (d ) e podem formar 4 ou 6 ligações por
desemparelhamento de elétrons.
Configuração eletrônicas
Elemento Símbolo Configuração eletrônica Estados de oxidação*
Oxigênio O [Ne] 3s2 3s4 -II (-I)
Enxofre S [Ne] 3s2 3p4 - II (II) IV VI
Selênio Se [Ar] 3d10 4s2 4p4 (-II) II IV VI
Telúrio Te [Kr] 4d10 5s2 5p4 II IV VI
Polônio Po [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p4 II IV
* Os estados de oxidação mais importantes (geralmente os mais abundantes e estáveis) são mostrados em
negrito. Outros estados bem caracterizados, mas menos importantes, são mostrados em tipos normais.
Estados de oxidação instáveis, ou de existência duvidosa, são mostrados entre parênteses.
Est. fundamental ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ sp3
s p
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Est. Excitado ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ sp3d
s p d
Est. + Excitado ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ sp3d2 s p d
Compostos de S, Se, Te com O → tetravalentes.
S, Se, Te com F → nº oxidação chega a 6.
Número de oxidação = +4 → propriedades tanto oxidantes como redutoras. Nº
de oxidação = +6 → apenas oxidantes.
Ligação pπ - dπ
Ligação S O e Se-O são mais curtas do que se deveria esperar para uma
ligação simples e podem ser encaradas como ligação duplas:
ligação σ
ligação π → orbitais ( p) do O com orbitais d dos S.
pπ - dπ eficiente → p ≡d
S forma ligação π mais fortes.
Diferenças entre o Oxigênio e os demais Elementos
• É muito mais eletronegativo e muito mais iônico em seus compostos.
• A presença de ligações por pontes de hidrogênio é muito importante em
compostos oxigenados.
• Não existe nº de coordenação > 2.
nº de coordenação máximo = 4.
Devido a inexistência de orbitais (d ) na 2ª camada.
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OCORRÊNCIA E OBTENÇÃO
• O oxigênio é o mais abundante dos elementos.
20,9% da atmosfera (em volume)
46,6% da crosta terrestre.89% dos oceanos na água.
• Enxofre ocorre em sulfetos e sulfatos e como elementos nativo - 0,05% da
crosta terrestre.
• Os outros elementos são bastante escassos.
• Obtenção industrial do oxigênio; destilação fracionada do ar líquido.
• 99,5% de pureza eletrólise de solução de H2SO4 ou Na2SO4 - 100%.
• Obtenção em laboratório
Abundância dos elementos na crosta terrestre, em peso
Elemento Ppm Abundância relativa
O 455.000 1º
S 340 16º
Se 0,05 68º
Te 0,001 74º
Po Traços -
1) aquecimento do KClO4 com catalisador MnO2.
KClO4 ∆
K Cl + 2O2
MnO2
2) pela reação de Na2O2 com H2O.
3) Decomposição de hipocloritos com catalisador de óxido de cobalto.
Aplicação do oxigênio:
• função respiratória de animais e plantas.
• manutenção da combustão em estufas e formas industriais.
• maçarico de oxiacetileno e oxietileno para solda e corte de metais.
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• enriquecido do ar em processos metalúrgicos.
• preparação de produtos químicos.
• etc.
Depósitos de enxofre:
3 tubos concêntricos:
• mais externo - vapor de água para liqüefazer o enxofre.
• interno - ar comprimido.
• do meio - sobe o enxofre fundido.
Enxofre pode ser obtido também em refinarias de petróleo e gás natural,
depois craqueamento de cadeias longas o H2S e derivados de enxofre são
removidos.
S elementar, SO2, H2SO4 e qualquer outro composto de enxofre se emprega
direta ou indiretamente na fabricação de praticamente todos os produtos
industriais.
S - plásticos, inseticidas, corantes e papel.
SO2 e sulfitos - branqueamento de tecidos, H2SO4.
H2SO4 - milhares de produtos entre os quais: fertilizantes, produtos
químicos, produtos de petróleo, materiais plásticos, ferro e aço,
pinturas, pigmentos, seda artificial, explosivos, metais não
férricos, têxteis e acumuladores.
As aplicações do H2SO4 se baseiam em seu caráter ácido não volátil e forte
assim como em suas propriedades desidratantes.
Se e Te ocorrem nos sulfetos naturais.
Po - minérios de tório e urânio como produto de decaimento radiativo.
Isótopo mais estável: meia-vida = 138 dias.
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ESTRUTURA DOS ELEMENTOS
Todos os elementos do grupo existem em mais de uma forma alotrópica.
O oxigênio ocorre na forma de 2 compostos não metálicos: O2 e O3.
O enxofre:
Sólida: enxofre α - râmbio - S8
enxofre β - monoclínico S8
Diferem apenas no empacotamento dos anéis na formação dos cristais.
Enxofre de Engel - S6 - instável - com formação em cadeira.
Enxofre plástico - amorfo - contém cadeias longas de átomos de
enxofre.
Todas as formas são não-metálicas.
Selênio: duas formas não-metálicas vermelhas contendo anéis de Se 8 uma
forma cinza mais estável - cadeias espiraladas infinitas de Se com
fraca interação metálica entre as cadeias.
Telúrio: semi-metálicos.
Uma forma branco-prateada semelhante ao selênio cinza, com
interação metálica mais forte.
Polônio: metal - duas formas metálicas α e β.
Estrutura molecular
• O2 é paramagnético - TOM.
. .
: O : : O :. .
• O3 é diamagnético
2O3 → 3O2 ∆H = 284 Kj/mole agente oxidante poderoso, reagindo muito mais rapidamente que o oxigênio.
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O
116º 49'
Hidretos
• H2O, H2S, H2Se, H2Te, H2Po - divalentes voláteis.
diminui
• Podem ser obtidos a partir dos elementos sulfeto, telureto, seleneto de
hidrogênio são geralmente obtidos pela ação de ácidos sulfetos, teluretos e
selenetos metálicos.
FeS + H2SO4 → H2S + FeSO4
• Tóxicos, cheiro desagradável.
• Estabilidade diminui da H2O para o H2Te - aumento do átomo → orbitais
ligantes mais difusos interagem menos favoravelmente com o orbital 1s do
hidrogênio.
• Volatibilidade decresce à medida que os átomos se tornam maiores e mais
pesados. Exceção H2O.
• Hidretos se dissociam em grau variável, gerando íon H+ - ácidos fracos.
Acidez aumenta da H2O para o H2Te. O fator mais importante no caráter ácido
destes hidretos é o calor de formação:
H2O = -120 Kj / mol H2S = -10 Kj / mol
H2Se = +43 Kj / mol H2Te = +77 Kj / mol
A estabilidade diminui explicando a maior dissociação do H2Te
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• Oxigênio e enxofre podem formar poliácidos e polisulfetos menos estáveis
que os sais normais.
H2O2 H-O-O-H H2S2 H-S-S-HH2S3 H-S-S-S-HH2S4 H-S-S-S-S-H
BaO2 + HCl → H2O2
Na2S2 + HCl → H2C2 (também H2S3)
• H2O2 - agente oxidante forte H2S2 - não o é.
• H2O2 → H2O + ½ O2 lentamente.
rápida na presença de traços de íons de metais pesados
(Ex.: Cu2+).
• H2S2 → H2S + S rápida na presença de íons hidróxia.
• Polisselenetos e politeluretos de hidrogênio não existem, mais existem seus
sais.
• H2O2 - usado como alvejante.
fabricação de clorito de sódio NaClO2
obtenção e peróxidos orgânicos.
HALETOS
Fluoretos de oxigênio e óxidos dos demais halogêneos foram descritos com os
halogêneos.
Flúor põe em jogo valência máxima (+6) na reação com S, Se e Te →
Hexafluoretos.
SF6, SeF6, TeF6 - combinação direta de seus elementos.
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- gases incolores estruturas octaédrica - sp3d2. Elevado grau
de covalência.
SF6 → extremamente inerte.
SeF6 → pouco mais reativo.
TeF6 → hidrolisado pela água.Maior tamanho do telúrio permite números de coordenação maiores
necessários na primeira etapa da hidrólise:
TeF6 + 6H2O → 6HF + H6TeO6
TeF6 + F- → [TeF7]- ou [TeF8]-
Existem muitos tetrahaletos:
• Tetrafluoretos são difíceis de preparar por combinação direta.SF4 - gás SeF4 - líquido TeF4 - sólido
Tetrafluoretos são agentes de fluoração muito reativos.
Tetrafluoretos são sensíveis à água:
SF4 + H2O → SOF2 + 2HF S, Se, Te e Po formam tetracloretos por combinação direta com cloro.
SCl4 - líquido relativamente instável, demais tetracloretos - sólidos.Cl
Cl
: Te hibridização sp3d
Cl
Cl
• Te Cl4 + H Cl → [Te Cl6]2-
• Po forma íons haletos complexos: (NH4)2 [PoX6] e Cs2[PoX6]
X = Cl, Br ou I.
• Tetrabrometos de Se, Te, Po.
SeBr 4 é instável, hidrolisa-se com facilidade.
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2SeBr 4 → Se2Br 2 + 3Br 2
SeBr 4 + 4H2O → [Se (OH)4] + HBr
instável
H2SeO3 + H2O
• Tetraiodetos somente de Te e Po.• Dihaletos - moléculas angulares - sp3
SCl2 - mais conhecido.
• Se Se formam monohaletos dímeros: Se2Cl2, S2F2, Se2Br 2
são hidrolisados lentamente e tendem
ao desproporcionamento.
2Se2F2 + 2H2O → 4HF + SO2 + 3S
2Se2Cl2 → SeCl4 + Se
ClEstrutura S-S hibridização sp3
104º
S2F2 - instável - existem 2 formas isômeras.
F
S=S
F
]
Compostos com os halogênios
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MX6 MX4 MX2 M2X2 M2X Outros
O OF2
Cl2O
Br 2O
O2F2
ClO2
BrO2
O3F2, O4F2
Cl2O6, Cl2O7
I2O4, I4O9, I2O5
S SF6 SF4
SCl2
SF2
S2Cl2
S2F2
S2Cl2
S2Br 2
SSF2, S2F4, S2F10
Se SeF6 SeF4
SeCl4
SeBr 4
Se2Cl2
Se2Br 2
Te TeF6 TeF4
TeCl4
TeBr 4
TeI4
TeCl2
TeBr 2
TeI2
Po PoCl4
PoBr 4
PoI4
PoCl2
PoBr 2
(PoI2)
Os compostos representados entre parênteses são instáveis.
Óxidos
• Dióxidos MO2 , SO2, SeO2, TeO2, PoO2
obtidas por combustão do respectivo elemento com ar.
• SO2 - gás - moléculas discretas mesmo no estado sólido.
.O :
: S Duplas se formam por interação pπ - dπ
O :.
S - estado excitado ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
s p d
hibrid. sp2 ligações duplas - π
• SeO2 - sólido - gás apresenta estrutura do SO2 sólido - cadeias infinitas não
planas.
• TeO2 e PoO2 - forma iônica.
Reação com água varia:
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• SO2 se dissolve em água dando H2SO3 que não pode ser isolado.
• SeO2 - forma H2SeO3 - obtido no estado cristalino.
• TeO2 - quase insolúvel em água mas se dissolve em:
sol. alcalinas - teluritos anfóterosol. ácidos - sais básicos
• SO2 - fabricação de H2SO4.
alvejante
agente oxidante brando - sol. ácida
agente oxidante forte - sol. básica.
Trióxidos - MO3
SO2 é único trióxido importante.
SO2 + ½ O2 Pt/ V2O5 SO3
etapa importante na fabricação do ácido sulfúrico.SO3 + H2O → H2SO4
SO3 dissolvido em H2SO4 - ác. sulfúrico fumegante
ác. pirosulfúrico - H2S2O7
Estrutura Plana
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O
S
OO
S → ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑s p d
sp2 ligações duplas
pπ - dπ
SO3 - sólido
3 formas:
- Semelhante ao gelo, trímero (SO3)3
- asbesto: cadeias helicoidais infinitas
cadeias interligadas formando camadas
SO3 - poderoso agente oxidante - especialmente a quente.
SO3 - fabricação de H2SO4
sulfonação de alquil benzenas → detergentes
fabricação ácido sulfâmico NH2SO3H que é o único ácido forte
sólido.
Detergentes:
Sintéticos - alquil benzeno sulfonatos de cadeia ramificada ABS - “duros”.
São biodegradáveis parcialmente (50 a 60%) formam grande quantidade de
espuma na presença do material protéico da água.
“Moles”- alquil benzeno sulfonatos de cadeia sem ramificação, ou linear
(LAS).
90% biodegradáveis - (a cadeia normal é decomposta mas não o anel
aromático).
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• SeO3 - Se + O2 descarga SeO3
elétrica
anidridos ácidos
• TeO3 → H6TeO6 aquecimento TeO3
enérgico
SeO3 + H2O → H2SeO4 ác. selênico
TeO3 + 3H2O → H6TeO6 ác. telúrico
Outros óxidos:
• S2O - S + SO2descarga S2O
elétrica
Muito reativo, ataca metais e KOH e é formados de polímeros.
• TeO / PoO - decomposição térmica do sulfito.
TeSO3 ∆ TeO + SO2
PROPRIEDADES GERAIS DOS ÓXIDOS
• De acordo com a estrutura geométrica.
• Óxidos normais - MxOy
Contém somente ligações M-O
• Peróxidos - envolvem ligações M-O e O-O
• Subóxidos a fórmula contém menos oxigênio que o previsto. Envolvem ligação
M-M e ligação M-O.Exemplo:
O=C=C=C=O subóxido de carbono.
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• De acordo com suas propriedades ácidas ou básicas.
- ácidos
- básicos
- anfóteros- neutros
ÓXIÁCIDOS DE ENXOFRE
Muitos não existem na forma de ácido livre mas são conhecidos seus sais.
OSO - nº oxidação do S = +4 - sais - ito.
ICO - nº oxidação do S = +6 - sais - ato
1) - Ácidos sulfoxílico - H2SO2
2) - Série do ácido sulfuroso:
H2SO3 - ácido sulfuroso
H2S2O2 - ácido tiosulfuroso
H2S2O5 - ácido di ou pirosulfuroso
H2S2O4 - ácido ditionoso
3) - Série do ácido sulfúrico
H2SO4 - ácido sulfúrico
H2S2O3 - ácido tiosulfúrico
H2S2O7 - ácido di ou pirosulfúrico
4) - Série dos ácidos iônicos
H2S2O6 - ácido ditiônico
(n = 1 a 12) H2SnO6 - ácido politiônico
5) - Série dos peroxo ácidos
H2SO5 - ácidos peroxomono sulfúrico
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H2S2O8 - ácidos peroxo disulfúrico
1) - Ácido sulfoxílico
É conhecido apenas na forma de seus sais ou zinco e cobalto - CoSO 2.
2) - Série do ácido sulfuroso
- Dúvidas da existência de H2SO3 - SO2 em água tem caráter ácido.
- Conhecem-se bem os sulfitos SO32-, bissulfitos HSO3
-.
- Ácido sulfurose e sulfitos - agentes redutores.
H
H
S
O
O
OS
OH
O
O
H
Ligações S-H são redutoras
. .
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S
O O-
O-
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ s p d
sp3 ligação dupla π com átomo de Oligação σ com3 átomos de O
• Sulfitos e bissulfitos desprendem SO2 quando tratado com ácidos.
Ex: Na2SO3 + 2H Cl → 2Na Cl + H2O + SO2
• Bissulfitos sólidos, por aquecimento ou tratados com SO produzem
periossulfitos (ligação S-S).
Ex: 2NaHSO3 ∆ Na2S2O5 + H2O
• Por oxidação, sulfitos → sulfatos.
SO32- oxidação SO4
2- sulfato
SO32- + 5 S2O3
2- tiosulfato
• Redução de solução de sulfitos com zinco leva a ditionitos (Na) (agente
redutor) em solução NaOH → absorve O2 → análise do gás.
SO32- + SO2 Zn S2O4
2- ditionito
(nome antigo - hipossulfito ou lidrossulfito).
3) - Série do ácido sulfúrico
• Ácido sulfúrico - é obtido por oxidação do SO2 a SO3 seguida por dissolução
deste em água.
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H2S2O7 + H2O → 2H2SO4
ácido pirossulfúrico
• Ácido sulfúrico - foi usado como solvente não aquoso e como agentesulfonante. Tem propriedades ligeiramente oxidantes. Atua como desidratante
carbonizando compostos orgânicos.
• I ou SO42- - tetraédrico.
sp3 duplas ligações
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
s p d
• Tiossulfatos - são obtidos fervendo solução alcalinas ou neutras de sulfitos
em presença de enxofre. O ácido livre não é conhecido mas existem
numerosos sais estáveis. O íon tiossulfato é estruturalmente parecido com o
SO42- substituindo um oxigênio por um enxofre.
Pirossulfatos - são obtidos por aquecimento de bissulfatos.
2NaHSO4→ H2O + Na2S2O7
O ácido pirossulfúrico - é obtido dissolvendo SO3 em H2SO4. Não se
conhecem ácidos polissulfúricos superiores ao pirossulfúrico.
4) - Série dos ácidos tiônicos
• Ácido ditiônico só existe em solução.
• Os ditionatos são preparados oxidando ácidos sulfuroso com MnO 2:
MnO2 + 2SO32- + 4H+ → Mn2 + S2O6
2- + 2H2OSão estáveis frente a agentes oxidantes e redutores brandos, mas por
aquecimento levam aos ácidos sulfúrico e sulfuroso.
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S S OHHO
O
OO
O O
O
HO S OH + H OHS
O
O
Os ângulos de ligação no íon ditionato são aproximadamente tetraídricos.
• Os politionatos - só existem na forma de seus sais:
Tritionato S3O62- pentionato S5O6
2-
Tetrationato S4O62- hexationato S6O6
2-
5) - Série dos peróxidos
• Ácido peroxomonsulfúrico H2SO5.
• Ácido peroxodisulfúrico H2S2O8
Não se conhece peroxoácidos de Se e Te.
• H2S2O8 - obtido por eletrólise ou sulfados agentes oxidante forte por hidrólise
dá o H2SO5.
• Os sais de ácido peroxodisulfúrico são também chamados de persulfatos.
O(NH4 / 2S2O8)
OXIÁCIDOS DE SELÊNIO E TELÚRIO
ácido selenoso - S2SeO3 - dissolução SeO2 em H2O.
• Se
ácido selênico - H2SeO4
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selenitos normais - SeO32-
H2SeO3 sólido pode ser isolado
selenitos ácidos - HSeO3-
• H2SeO3 H2O2 H2SeO4
• Piroselenatos - Se2O72- - obtidas aquecendo selenatos
não conhece o ácido livre.
• H2SeO4 - ácido forte como H2SO4.
selenatos são isomorfos com os sulfatos
• H2SeO3 e H2SeO4 - agentes oxidantes moderadamente fortes.
• TeO2 é quase insolúvel em água - ácido teluroso não foi identificado.
• TeO2 reage com solução alcalina → teluritos, teluritos ácidos e vários
politeluritos.
• H6TeO6 - ácido telúrico - o ácido telúrico é preparado por ação de agentes
oxidantes fortes, como KMnO4 sobre Te ou TeO2, é bastante diferente dos
ácidos sulfúrico e selênico. Existem no estado sólido como moléculas
octaédricas Te (OH)6.
Agente oxidante razoavelmente forte.
Ácido dibásico fraco formando duas séries de sais:NaTeO (OH)5 e Li2TeO2 (OH)4
OXIHALETOS
• Somente S, Se formam oxihaletos.
haletos ditionila ou de selenila.
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SOF2 SOCl2 SOBr 2
SeOF2 SeOCl2 SeOBr 2• PCl5 + SO2 → SOCl2 + POCl3
• Haletos de tionila reagem facilmente com água.
SOCl2 + H2O → SO2 + HCl
• Oxihetos - estrutura tetraídrica.
• Haletos de sulfurila: estrutura tetraídrica distorcida.
SO2F2 SO2Cl2 SO2FCl SO2FBr SeO2F2
COMPOSTOS CÍCLICOS DE ENXOFRE E NITROGÊNIO
• N4S4 - forma de sela S S
sólido amarelo alaranjado.
Pode detonar por choque. N N N N
4Cl3 + 4NH3 → N4S4 + 12H Cl S S
• N4S4H4 - átomos de H ligados aos nitrogênios.
N4S4F4 - átomos de F ligados aos enxofres.
• N3S4Cl
N3S3Cl3
ORGANO - DERIVADOS
• Oxigênio forma derivados orgânicos do tipo R2O (éteres).
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• Compostos análogos contendo S, Se e Te podem ser preparados com auxílio
de reagentes de Grignard.
SCl2 + 2LiR éter R2S + 2LiCl
SCl4 + 4RMgCl → R4S + 4MgCl2
• R2S - estrutura semelhante à da água (tetraídrica ocupados por dois pares
eletrônicos isolados)
→ Bom doador de elétrons.
Propriedades do íon S2-, Se2-, Te2-
• H2S - muito pouco solúvel em água.
- agente redutor
S2- + H2O SH- + OH-
SH- + H2O SH2 + OH-
A hidrólise do XH- ocorre em grande extensão, apesar de menos que o X 2-, e
como os H2S, H2Se e H2Te são muito insolúveis em água as soluções aquosas dos sulfetos,
selenetos e teluretos solúveis em água desprendem um forte odor de seu ácido bináriocorrespondente.
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GRUPO DO NITROGÊNIOGRUPO XV - A
Configuração eletrônica e estados de oxidação - ns2np3
Tendência dos elétrons s em não participar de ligação, aumenta com o nº
atômico. formam-se compostos trivalentes.
Compostos com halogênios e enxofre - valência 3 e 5
hidretos - trivalentes
Números oxidação do N → -3 até +5
Configuração eletrônicas
Elemento Símbolo Configuração eletrônica Estados de oxidação*
Nitrogênio N [He] 3s2 3s2 -III -II -I O I II III IV V
Fósforo P [Ne] 3s2 3p2 III V
Arsênio As [Ar] 3d10 4s2 4p3 III V
Antimônio Sb [Kr] 4d10 5s2 5p3 III V
Bismuto Bi [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p3 III V
* Os estados de oxidação mais importantes (geralmente os mais abundantes e estáveis) são mostrados em
negrito. Outros estados bem caracterizados, mas menos importantes, são mostrados em tipos normais.
Estados de oxidação instáveis, ou de existência duvidosa, são mostrados entre parênteses.
TIPOS DE LIGAÇÃO
- Íons M5+ nunca ocorre devido à alta E. I.
- Sb e Bi → Soma das 3 primeiras E. I. é suficientemente baixa para formar M3+.
Somente com o flúor → 5BF3 e BiF3-
sólidos iônicos
M3+ + H2O → MO+
- Adquirindo 3 elétrons → config. gás nobre.
N3- requer 2.125Kj / mol - nitretos iônicos só se formam com metais que
apresentam energia de ionização baixa - nitretos de alta energia reticular.
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Li3N, Be3N2, Mg3N2, Ca3N2
- A maioria dos compostos dos elementos deste grupo é covalente.- Íon amônia.
N
H . .
H
H
- N não pode ter nº de coordenação maior do que 4.
- Outros - nº. coordenação = 5 ou 6Exemplos:
PCl5 [PCl6]-
sp3d sp3d2
- Orbitais 3d do P >> 3s e 3p - o que poderia tornar a hibridização impossível,
porém quando os ligantes forem bastante elétronegativos para provocar a
construção dos orbitais d , ela pode ocorrer.
- N → ligação multiplas pπ - p
CARATER METÁLICO E NÃO METÁLICO
- N e P → não metais
- As e Sb → semi-metais
- Bi → metal típico
- óxidos de N e P → ácidos- óxidos de Sb e As → anfóteros- óxidos de Bi → básicos
ESTRUTURA DOS ELEMENTOS
- Nitrogênio é diatômico - N2 N≡N (ligação muito estável)
N2 é pouco reativo
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- Outros elementos são sólidos e apresentam várias formas alotrópicas.
Fosfato
- P4 → moléculas tetraídricas - estado gasosoestado líquidoestado sólido → fósforo branco muito reativo
- T > 800ºC → P2 cuja energia de ligação corresponde a metade do valor da do
N2 - fraca interação 3pπ - 3p.
Resfriamento rápido deste vapor - fósforo marron com moléculas P 2 .
- Fósforo branco∆ fósforo vermelho
T > 250ºC (menos reativo)
- Fósforo branco∆ fósforo vermelho
p. alta (estrutura em camadas)
Arsênio e Antimônio- Forma reativa - As4 e Sb4 - tetraídrica
- Forma metálica com estrutura em camadas menos reativa.
Bismuto- Forma metálica - estrutura em camadas.
Fertizantes e Fixação do Nitrogênio
♦ Fertilizantes agricolas - 3 ingredientes principais:
a)- N, em forma combinada, geral NH4SO4 para o crescimento das folhas.
b)- P, para o desenvolvimento da raízes:
• superfosfato Ca3(PO4)2 tratado com H3PO4
• superfosfato triplo Ca3(PO4)2 tratado com H3PO4
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Ca3(PO4)2 → Ca2(H2PO4)2 + CaSO4
SUPERFOSFATO
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 → 3Ca2(H2PO4)2
SUPERFOSFATO TRIPLO
A cianamida cálcica é usada em larga escala como fertilizante nitrogenado:
CaC2 + N21100ºC CaCN2 + C
CaCN2 + 5H2O CaCO3 + 2NH4OH
Hidritos - MH3 - voláteis
A facilidade de formação, estabilidade, tendência a usar o par eletrônico isolado
em ligação coordenadas e a facilidade de substituição do H por outros grupos decrescem no
sentido do NH3 ao BiH3.
Amônia:
NH4Cl + NaOH∆
NaCl + NH3 + H2O
Hidrólise da cianamida cálcica CaCN2
Arsina AsH3 e estibina SbH3
Redução de um composto trivalente de arsênio ou antimônio com Zn em meio
ácido.
Estabilidade decresce do NH3 ao SbH3 - ver energia de ligação.
Arsina, estibina e bismentina podem ser obtidas a partir de compostosmetálicos binários, como Na3P. Zn3 As2, Mg3, Sb2 ou Mg3, Bi2 pela ação de água
ou ácido diluido.Estrutura:
piramida 1/3 com um par de elétrons isolado (tetraédrica) - hibridização sp3.
Par de elétrons não ligantes par de elétrons ligantes >> ligante/ligante →
tetraédro destorcido.
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Com aumento da elétronegatividade do átomo central os pares ligantes se
aproximam do átomo e o par não-ligante provoca uma distribuição menor.
Ângulo ligação M-H ≅ 90º participação de orbitais p quase puros com par
isolado ocupando orbital esférico s - isto explica a diminuição da tendência em
doar o par de eletrons para formar complexos do NH 3 ao SbH3.
Exemplos:
⇒ NH3 forma sais de NH4+ facilmente
⇒ PH3 forma sais com HCl somente em condições anidras
⇒ Outros hidritos não formam ligação coordenadas.
⇒ Amônia forma complexos com vários íons metálicos.
Amônia é uma base fraca, no estado líquido apresenta pontes de hidrogênio.
Fosfia é uma base muito mais fraca e nâo forma pontes de hidrogênio, como o
AsH3, SbH3 e BiH3.
AsH3, PH3 e SbH3 → fortes agentes redutores e reagem com solução de íons
metálicos dando fosfetos, arsenetos e estibinetos. Sâo inflamáveis e
extremamente tóxicos.
O nitrogênio forma diversos hidritos:
N2H4 - hidrazina
NH2OH - hidroxilamina
N2H4 - líquida, covalente, redutor forte básica
Estrutura semelhante à do peróxido de hidrogênio e tem propriedases químicasemelhantes.
Os átomos de N da hidrazina têm, cada um, par de elétrons isolados.
NH2OH - redutor branco, base mais fraca a amônia.
OCORRÊNCIA E OBTENÇÃO
N2 - 78% da atmosfera terrestre nitratos, como salistre do Chile NaNO 3
constituinte essencial de proteínas.
N2 - usado na fabricação da amônia e da cianamida cálcica, como refrigerantee como atmosfera inerte.
N2 - obtido por destilação fracionada do ar líquido.
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Abundância dos elementos na crosta terrestre, em pesoElemento Ppm Abundância relativa
N 19 33ºP 1.120 11ºAs 1,8 52ºSb 0,20 64º
Bi 0,008 71º
Em laboratório
Abundância dos diferentes gases no ar seco
Gás % em volume P. E. dos gases (em ºC)
N2 78,08 -195,8
O2 20,95 -183,1
Ar 0,934 -186,0CO2 0,025-0,050 -78,4 (sublima)
Ne 0,0015 -246,0
H2 0,0010 -253,0
He 0,00052 -269,0
Kr 0,00011 -153,6
Xe 0,0000087 -108,1
aquecimento do nitrito de amônia.
oxidação da amônia com hipoclorito de sódio ou de cálcio.
NH4Cl + NaNO2 → NaCl + NH4NO2∆ N2 + 2H2O
4NH3 + 2Ca(OCl)2 → 3CaCl2 + 6H2O + 2N2
cuidadoso aquecimento branco da azida de sódio NaN3
P - 10º. elemento em abundância na crosta terrestre.
Importante nos metabolismos biológicos. É obtido por redução do fosfato decálcio com carbono e sílica a 1300ºC.
Ca3(PO4)2 + SiO2 → CaSiO3 + P4O10
P é usado na fabricação de ácido fosfórico, P4S10, POCl3
As, Sb e Bi são abundantes. São facilmente extraídos por redução dos óxidos
CO2 carvão.
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HALETOS
Conhecem-se todos trihaletos possíveis de N, P, As, Sb e Bi.
Os haletos de N são os menos estáveisNF3 - estável
NCl3 - explosivo
NBr 3 e NI3 - são conhecidos somente na forma de seus amoniatos instáveis
NBr 3 . 6NH3 e 6NI3 . 6NH3 são predominante/covalente estrutura tetraídrica.
BiF3 - iônico
Outros haletos de Bi e SbF3 - caratér intermediário.
Todos trihaletos se hidrolisam rapidamente:
NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOClPCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
AsCl3 + 3H2O → H3 AsO3 + 3HClSbCl3 + H2O → SbO+
+ 3Cl- + 2H+
BiCl3 + H2O → BiO + 3Cl- + 2H+
NF3 só hidrolisa com vapor d’água.
2NF3 + 3H2O → 6HF + N2O3
Pentahaletos
N não forma pentahaletos, não possui orbitais d .
Conhece-se PF5, PCl5, PBr 5, AsF5 e SbCl5.
Estrutura bipirâmide trigonal na fase gasosa - hibridização sp 3d - não é muito
estável. Forma-se íon MX6 - estrutura octaédrica mais estável.
No estado sólido PCl5 se fraciona em [PCl6]- e [PCl4]+ com estrutura octaédrica e
tetraédrica respectivamente.
O PBrO5 se fragmenta em [Pbr 4]+ e Br -.
- A hidrólise completa dos pentahaletos leva ao correspondente ácido - íco.
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PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5hcl
- Não existem hidretos MH5 pois o hidrogênio não é suficientemente
elétronegativo para provocar a contração necessária nos orbitais d existe contudoPHF4 e PH2F3.
ÓXIDOS E OXIÁCIDOS
- Todos os elementos do Grupo V formam os óxidos correspondesntes aos
estados de oxidação +3 e +5. O nitrogênio pode formar óxidos com estados de
oxidação +1, +2, e +4 e o fósforo com nº ou oxidação +1 e +4, também.
* Óxidos onde os elementos aparecem com nº de oxidação +3 e +5.
Reação de hidrólise
N2O3 + 2H2O → 2NONO
N2O5 + H2O → HONO
P
H
OH
OH
O4P4O6 + 6H2O
O
HP4O10 + 6H2O 4 O
OH
OHP
O4 As4O6 + 6H2O H As OH
O
H
..
Sb2O3 + H2O → 2HOSbO
Sb2O5 + 2H2O → 2HOSb:O . .
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O
Bi2O3 + H2O → 2HOBiO
Bi2O5 + H2O → 2HOBiO. .
O
• Observar que o átomo pequeno de N e os átomos mais eletropositivos, Sb e Bi,
dão origem a compostos que contém 1 Grupo OH por molécula. Enquanto que
o P e os As formam compostos com 3 Grupos OH por moléculas.
• Devido ao fato do N, P e As serem suficientemente elétronegativos, as
ligações N-O; P-O e As-O são mais fortes que as ligações O-H. Portanto, estescompostos se ionizarão produzindo íons H+, de modo que são classificados
como ácidos.
• O Bi no estado de oxidação +3 é tão eletropositivo que a ligação Bi-O é mais
fraca que a ligação O-H. Como consequência o HBiO2 se ioniza produzindo
íons BiO+ e OH-, de modo que é considerado uma base.
• O Bi no estado de oxidação +5 é mais elétronegativo e a ligação Bi-O é mais
forte que a ligação O-H, de modo que na ionização produz os íons H+ e BiO-3 e
é considerado um ácido.
• O Sb no estado de oxidação +3 se encontra numa situação intermediária,
assim as ligação O-Sb e O-H no HOSbO tem aproximadamente a mesma força.
Assim pode se ionizar de duas maneiras.
H+ + OSbO- OSbOH SbO+ + OH-
Caratér anfótero
• O composto de As +3e análogo ao Sb +3
H+ + OAsO- OAsOH AsO+ + OH-
• Nos estados de oxidação +5 do Sb e As, o antimônio e o arsênio são tão
elétronegativos que a ionização dos compostos H3 AsO4 e HSbO3 é do tipo
ácida.
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• A afirmação de que os íons de arsênio, antimônio e bismuto sejam mais
elétronegativos a menos metálicos no estado de oxidação +5 é uma
confirmação da regra geral que estabelece que à medida que aumenta o nº de
oxidação aumenta também sua elétronegatividade e seu caráter não metálico.Se já viu que a força de um ácido aumenta com o aumento do nº de oxidação.
Isto é verdade no caso dos ácidos nitroso e nitríco, e arsenioso e arsênico,
porém o contrário ocorre com os ácidos fosforoso e fosfórico.
• O comportamento aparentemente contraditório do ácido fósforo pode ser
atribuido à estrutura particular de sua molécula, na qual um átomo de
hidrogênio se encontra diretamente unido a um átomo de fósforo. A densidade
eletrônica do orbital molecular P-H está concentrada próxima do átomo de
fósforo, aumentando assim a polaridade da molécula e pela mesma razão a
força do ácido.
ÓXIDOS E OXIÁCIDOS DE NITROGÊNIO
* N2O- óxido nitroso → estável, gás relativamente inerte
(+I) gás hilariante, anestésico
Estrutura linear N::N::O:
+:-
.... ..
..-:
+N::N::O:
. .
- Óxido neutro - não reage com água nem com álcalis
* NO - óxidos nítrico - gás incolor
(+II)Possui 11 elétrons de valência → paramagnético
No estado líquido e sólido é diamagnético pois se formam dímeros.N............O
O............N
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- O NO é consideravelmente estável para uma molécula com nº ímpar de elétrons,
mas reage instantaneamente com O2 para formar NO2 e com os halogeneos para
formar haletos de nitrosila NOCl.
- O NO pode ainda atuar como ligante e formar compostos de coordenação,doando não apenas 2, mas 3 elétrons.
* N2O3 - sesquióxido de nitrogênio - instavél anidrido do ácido nitroso
(+III) estrutura desconhecida.
Óxidos de nitrogênio
Fórmula Número de oxidação Nome
N2O +I Óxido nitrosoNO +II Óxido nitrico
N2O3 +III Sesquióxido de nitrogênio
NO2, N2O4 +IV Dióxido de nitrogênio,
tetróxido de dinitrogênio
N2O5 +V pentóxido de dinitrogênio
(NO3, N2O6)
muito instavél
+VI trióxido de nitrogênio,
hexóxido de dinitrogênio
Estrutura do íon NO-2 : triângular plana
:N
O-
O
O
O-
:N
↑↓ ↑ ↑ ↑
2s 2p
hibridização ligação duplasp2
2 ligação σ com O
Ácido nitroso é instável, mas obtido facilmente em solução acidificando um nitrito.
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- Ácido nitroso e nitritos - agentes oxidantes. Porém oxidantes fortes como
KMnO4 e Cl2 oxidam nitrito a nitrato.
* NO2 - dióxido de nitrogênio - gás venenoso castanho avermelhado.
2NO2 N2O4 líquido castanho que se torna
incolor claro por resfriamento
- Estrutura do NO2 - angular (132º)
- Estrutura do N2O4 - Plana
N N
O
OO
O
Comprimento de ligação N-N muito longo → ligação fraca
- N2O4 - anidrido misto
N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2
♦ N2O5 - pentóxido de dinitrogênio
O
O
O
O
O
NN
Estado sólido NO+2NO-
3
Ácido nítrico - excelente agente oxidante quando usando a quente e concentrando.
Íons nítrato → plano
N
OO
O
O-O-
O
O
N
O
N
O-O-
N
O
O
O-
N
O O
O-
OO
N
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Hibridização sp2
Redução de nitratos: em solução ácida forma ou NO2 ou NO
em solução alcolinas forma NH3
* Óxidos de fósforo, arsênio, antimônio e bismuto
• O trióxido de fósforo é um dímero e deve ser representado por P 4O6 e não por
P2O3. Como no caso do As e Sb, a estrutura baseia-se num arranjo de 4
átomos de P nos vértices de um tetraédro, com seis átomos de oxigênio
localizados ao longo das arestas do mesmo.
• Forma-se P4O6 por combustão do P com quantidade limitada de ar As4O6 e
Sb4O6 reação direta do elemento com o ar ou oxigênio.
• O Bi2O3 não é dímero como os demais óxidos.
• O pentóxido de fósforo é um dímero e deve ser escrito P4O10 e não P2O5.
Estrutura semelhante à do P4O6 e no mais externo, os pares eletrônicos não
usados na ligação ficam no lado externo da estrutura.
• Estes pares eletrônicos farão ligação coordenadas com mais 4 átomos de
oxigênio. (O mesmo deve ocorrer com As e Sb).
• Retroligação (back - bonding) pπ - d orbitais p cheios do oxigênio com orbitais
d vazios Fo fósforo.
• P4O10 é obtido queimando P com excesso de oxigênio.
• As e Sb requerem oxidação com HNO3 concentrado para formar pentóxidos.
P4O10 e As4O10 + H2O → ácido fosfórico
ácido arsênico
• Sb4O10 é insolúvel em água.
Não se conhece o ácido antimônio mas existem antimoniatos contendo o íon
[Sb(OH)6]-.• Bi não forma pentóxidos.
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Estabilidade do número de oxidação mais elevado diminui ao descermos do P
ao Bi.
P4O8
estruturas intermediárias.P4O9
P4O8 H2O H3PO4 + H3PO3
OU
P4O9
ÓXIÁCIDOS DE FÓSFORO
• ácido orto fosfórico - H3PO4
P
O
OHOH
HO
É preparado a partir de fosfatos naturais:
Ca3 (PO4)2 + 3H2SO4 3PO4 + 3CaSO4 ou por hidrólise do P4O10.
P4O10 + H2O → H3PO4
• Ácido pirofosfórico - H4P2O7
O O
H3PO4 aquecimento H4P2O7
brandoP P
HO O OH
OH OH
• Ácido tripolifosfórico - H5P3O10
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P
O
OHHO OO OH
O
P
HO OH
O
P
H4P2O7 aquecimento (HPO3)n ácido meta fosfórico
forte
• Polifosfatos (PO3)nPO4 de cadeia normal.
• Metafosfatos (PO3)n compostos cíclicos - preparados por aquecimento de
ortofosfatos.
H3PO4 ∆ HPO3 + H2O
316º
• Não ocorrem íons PO3- livres e não há comprovação da existência de íons
dimetafosfatos mas conhecem-se os tri e tetrametafosfatos tendo sido isolados
anéis com até 8 unidades PO4.
Por ligações entre os anéis forma-se polímeros de nossa massa molecular
bastante elevada (PO3)n-.
• Ácido hipofosfórico - H4P2O6 (um oxigênio a menos do que o ácido
pirofosfórico).
Ácidos fosforosos
• Possuem ligação P-H- sendo agentes redutores.
A hidrólise do P4O6 forma os ácidos piro e orto fosforoso, ambos dibásicos eagentes redutores.
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P O P
O
OH
HH
HO
O
P OH
H
HO
O
ácido pirofosforo ácido orto fosforosoH4P2O5 H3PO4
• Ácido metafosforoso - (HPO2)n
Não se conhece sua estrutura mas por analogia com o metafosfórico pode-se
imaginar uma estrutura cíclica.
• Ácido hipofosforoso H3PO2 (um oxigênio a menos do que o ortofosforoso) -
ácido monobásico.
P OH
H
HO
O
1) – OCORRÊNCIA
1.1 Nitrogênio (N2)
No ar atmosférico com 78% em volume.
Na crosta terrestre sobre a forma de Nitratos.
Sendo um elemento fundamental, nos constituintes vivos.
1.2 Fósforo (P)
Ocorre sob a forma de fluoropatita: 3Ca3(PO4)2 . CF2.
Nos fosfatos minerais: Ca3(PO4)2 (fosforita).
1.3 Arsênio (As)Encontrado na crosta terrestre, numa quantidade de 0,0005%, sob a forma de
compostos:
Arsenopirita (Fe As S), encontrado ainda nos depósitos de sulfetos.
1.4 Antemônio (Sb)
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Encontrado na crosta terrestre, sob a forma de compostos, como a Estipbirita
(Sb2S3)
1.5 Bismuto (Bi)
Encontrado bastante puro, na forma livre (Bismuto radioativo). Nos compostos
tais como: Bismutina (Bi2S3), Tetradimita (Bi2Te3). Nos USA, atualmente obtémo bismuto, como sub-produto da refinação do chumbo e outros metais.
2) - PROPRIEDADES GERAIS
2.1 - O nitrogênio (N2) é gasoso em temperatura ambiente, sendo os outros
sólidos.
2.2 - Devido a diferença de eletronegatividade, tem que NH4+ é mais forte do que
PH4+.
2.3 - As ligações do nitrogênio são mais fortes que dos outros elementos, visto
que o nitrogênio usa os orbitais p, para ligação e os demais, usam os orbitais d .
2.4 - As ligações π com orbitais p são mais fortes que as com orbitais d . Ex: NH3 e
PF5.
Propriedades Físicas
N P As Sb Bi
R. Atômico (Aº) 0,74 1,10 1,21 1,41 1,52
Ponto Fusão -210 44,1 814 630 271
Ponto Ebulição -196 280 610 1380 1450
Densidade 0,88 2,34 5,7 6,6 9,8
Nº de Oxidação ± 3
+2; +4
±3
+4; +5
±3
+5
±3
+5
±3
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Peso Atômico 14,008 30,98 74,91 121,76 209
2.5 - As dos pontos de fusão e de ebulição não são tão regulares como as
das outras propriedades, porém isto estão relacionado com o fato de que o
fósforo, o arsênio e o antimônio tem moléculas tetra-atômicas, enquanto que o
bismuto, analogamente ao nitrogênio têm moléculas diatômica.
3) - EXTRAÇÃO
3.1 - Nitrogênio
3.1.1 - Industrial fracionado do ar líquido.
3.1.2 - Laboratório → passando corrente contínua através de uma solução de
amônia (NH3).
Reação do cloreto de Amônio com Nitrito.
Sódio: NH4Cl + NaNO2∆ NaCl + N2 + 2H2
3.2 - Fósforo
3.2.1 - Industrial: processo elétrico.
O fósforo é obtido a partir do fosfato de cálcio, por oxidação deste com sílica e
coque são colocados num forno elétrico, a uma temperatura bastante elevada,
que tem dois eletrodos de grafite, que fica no fundo do forno.
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → 3 CaSiO3 + P2O5
2P2O5 + 10C → [P4 + 10CO]v
P4(v) H2O P4(s) H2O P4(fundido) K2Cr 22q P4 Filtrado P4
Fria 60ºC (P4)
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Obs.: O K2Cr 22q serve para eliminar os redutores.
3.3 - Arsênio
É obtido através da redução do As4O6, pelo coque, num cadinho de ferro com
tampa.
As4O6 + 6C → 4As + 6CoPode também ser obtido através da arsenopirita por destilação:
Fe As S Dest. FeS + As
3.4 - Antimônio
É obtido a partir da estabirita. O processo de sua extração depende da
concentração de Sb contida no minério.
• Para teor alto de Sb: Sb2S3 + 3Fe → 3FeS + 2Sb.
• Para baixo teor de Sb:
2Sb2O3 + 9O2 → Sb4O6 + 6SO2
Sb4O6 + 6C → 4Sb + 6CO
3.5 - Bismuto
• Na forma de óxido, faz-se a redução com carvão.
Bi2O3 + 3C → 2Bi + 3CO
4) - USOS PRINCIPAIS
4.1 - Nitrogênio
• Fabricação de (NH4)2 SO4 (adubo) e HNO3.
• Atmosfera inerte em metalúrgica.
• cromatografia de fase gasosa, como fás de arraste.
• N2 líquido como refrigerante.
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4.2 - Fósforo
• Fabricação dos palitos fosfóricos.
• constituinte principal dos seres vivos, fornece energia ao processo
metabólico e participa com 58% nos ossos, na forma de Ca (PO4)2.• Fabricação do superfosfato.
solúvel
Ca3 (PO4)2 + H2SO4 → Ca (H2PO4)2 + CaSO4
• Lixa da caixa de fósforo (P4) vermelho.
P4(v) + Fe2O3 + Cola → inflama
Na2HPO4 - Metafosfato
• Fabricação de queijo
Na4P2O7 - pirofosfato
• Fabricação de detergente → Na5P2O10
e no tratamento da água.
4.3 - Arsênio (As)
• usado na industria, sob a forma de trióxido, para a fabricação de pigmentos.
• Quantidades pequenas o arsênio, é usado para endurecer o pó, nafabricação de balas asfíxial (As2O3) arsênio.
4.4 - Antimônio (Sb)
Pb = 85%
• usado na obtenção de ligas resistente ao H2SO4
Sb = 15%
• Usado na fabricação de tipos (imprensa).
P = 60% Sb = 15% Sn = 25%
O antimônio, Sb, regulariza o resfriamento do tipo, dando maior resistência.
4.5 - Bismuto (Bi)
• Usado para ligas com ponto de fusão baixo (Te < 100ºC).
• Fusíveis.
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• Alarmes de incêndio.
• Extintores automáticos para edifícios.
5) - COMPORTAMENTO QUÍMICO
X + XMe → Mey Xx MeX + ½ X2
N2 + 3H2→ 2NH3
4X + 3O2 → X4O6
2X + 3S → X2S3
2X + 3Hal2 → 2XHal32X + 5Hal5 → 2XHal5
HIDROGÊNIO ATÔMICO
• Gás incolor, inodoro e insípido.
• ponto de fusão = 14,1K = - 259,20ºC.
• Sólido - Empacotamento de esfera hexagonal denso.
Hidrogênio H1
• Hidrogênio Natural Deutério H2 → D
3 Isótopos Trítio H3 → T
• Deutério - núcleo estável.
Trítio → Radioativo B → usado para marcar compostos de hidrogênio.
Oriundo dos raios cósmicos.
Produzido:
14
7N +
1
0n →
3
1H +
12
6C
• As diferenças relativas de massas entre os isótopos do hidrogênio é maior
entre os elementos da tabela: como conseqüência usa-se esta propriedade
para separar os isótopos entre si.
• O produto iônico da água pesada (D2O) a 25ºC é 0,2 . 10-14 e é cinco vezes
menor que da água comum.
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• A energia de ligação com deutério é maior que os correspondentes com
hidrogênio.
Troca isotópica
H2 + D2 → 2HD usada para estudar superfície de metais catalítica.
• A água pesada é usada para produzir troca isotópica entre ligações frágeis X-H
Exemplo:
NH4+ + D2O NH3 D + HDO
CH3OH + D2O CH3OD + HDOObs. (1): Os átomos de hidrogênio ligados ao carbono não são trocados por
átomos de deutério, são átomos cinéticamente inertes.
Obs. (2): Em compostos carbonílicos. A troca só é possível nos carbonos α
através da forma enólica tautômera.
Hidrogênio Gasoso
Características Gerais - 259,14 - 252,78
• Moléculas diatômicas.• Energia de ligação relativamente grande (102 Kcal).
• É lento para entrar em reação, ao contrário do H atômico.
• Não é muito solúvel em água.
• Gás combustível.
• Baixa densidade - 0,08987g/l.
• não é venenoso.
H2
H2
H2
sólido líquido gasoso
• Hidrogênio em jato queima normalmente.
• Ao acender em mistura de H2 e Ar ou O2 haverá uma explosão violenta.
Ex: trovão (detonação de hidrogênio).
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HIDRETOS SALINOS
• O hidrogênio reage com metais alcalinos e alcalinos terrosos, mais pesado
que o berílio formado hidreto.
Exemplo:LiH, CaH2
KH + H2O → + KH- + H2
• Todos os hidretos salinos
reagem violentamente com KH + C2H5OH → K+ + C2H5O- + H2
solventes protônicos for-
mando H2 e uma base. KH + NH3 → K+ + NH2- + H2
HIDRETOS METÁLICOS
• A maioria dos metais de transição, metais retilíneos e lantanídeos absorvem H2
sem mudar a estrutura cristalina.
• Comparado aos Correspondentes metais (Pd, Ta, Ti, etc).
• São mais frágeis.
• Menor densidade.
• Menor capacidade de reação com oxigênio.
• Ainda não se conhece a estrutura exata.
•
HIDRETOS COVALENTES
• Pertence a este grupo os hidretos dos elementos dos grupos III e VII da tabela.• Muitos são voláteis à temperatura ambiente.
• As ligações são covalentes e fortemente polares.
• Dentre os hidretos covalentes os elementos mais eletropositivos, como Be, B,
Al, reagem como se H fosse negativo H-.
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B2H6 + 6H2O → 6H2 + 2H3BO3
• Aqueles dos elementos mais eletronegativo: O, F, Cl, tem caráter protônico.
HCl + NH3 → NH4Cl
• O de caráter intermediário, C, Si, Ge, Sn, Pb, apresentam caráter nem
acentuadamente protônico nem hidreto.
GeH4 + HBr → GeH3Br + H2
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GRUPO DO CARBONOGRUPO XIV - A
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO
O carbono é onipresente na natureza. É um constituinte essencial de toda a
matéria viva, como proteínas, carboidratos e gorduras. O dióxido de carbono é fundamental
para a fotossíntese, e é liberado na respiração. A química orgânica se dedica ao estudo da
química dos compostos de carbono. Compostos inorgânicos de carbono produzidos em
larga escala são o negro de fumo, coque, grafita, carbonatos, dióxidos de carbono,
monóxidos de carbono (como gás combustível), uréia, carbetos de cálcio, ciananida de
cálcio e dissulfeto de carbono. Há um grande interesse em torno de compostos
organometálicos, carbonilas e complexos com ligações π.
A descoberta de que o sílex (SiO2 hidratado) tinha uma aresta dura cortante foimuito importante no desenvolvimento da tecnologia humana. Hoje em dia o silício é
importante em um grande número de produtos fabricados em larga escala. Incluem o
cimento, cerâmica, argilas, tijolos, vidros e os polímeros do tipo siliconas. O elemento silício
muito puro é importante na industria microeletrônica (transistores e “chips” de
computadores).
O germânio é pouco conhecido, mas estanho e chumbo são bem conhecidos e
foram usados como metais desde antes dos tempos biblícos. Lâminas de chumbo foram
usados em pisos dos Jardins Suspensos da Babilônia (uma das maravilhas do mundo
antigo) para impedir o vazamento de água.
Configurações eletrônicas e estados de oxidação
Elemento Configuração eletrônica Estados de oxidação *
Carbono C [He] 2s2 2p2 IV
Silício Si [Ne] 3s2 3p2 (II) IV
Germânio Ge [Ar] 3d10 4s2 4p2 II IV
Estanho Sn [Kr] 4d10
5s2
5p2
II IVChumbo Pb [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p2 II IV
* Os estados de oxidação mais importantes (geralmente os mais abundantes e estáveis) são
mostrados em negrito. Outros estados bem caracterizados, mas menos importantes, são mostrados em tipos
normais. Estados de oxidação instáveis, ou de existência duvidosa, são dados entre parênteses.
FONTES NATURAIS
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Com a exceção do germânio, todos esses elementos são bem conhecidos. O
carbono é o 17º e o silício é o 2º elemento mas abundante em peso na crosta terrestre.
Minerais de germânio são muito raros. Ge ocorre em traços nos minerais de outros metais e
no carvão, mas o elemento não é muito estudado. Tanto o Si como o Ge são importantes nafabricação de semicondutores e transistores. Embora estanho e chumbo sejam relativamente
pouco abundantes eles ocorrem em minérios concentrados, permitindo uma obtenção fácil, e
ambos dos elementos vem sendo utilizados desde tempos pré-bíblicos.
O carbono ocorre em grandes quantidades, combinado com outros elementos e
compostos, principalmente o carvão, petróleo e rochas do tipo carbonatos, como calcita
CaCO3, magnesita MgCO3 e dolomita MgCO3 . CaCO3. O carbono também é encontrado na
forma nativa: são explorados grandes quantidades de grafita e quantidades extremamente
pequenas (tomando como referência a tonelada) de diamantes também são obtidos por
mineração. Tanto o CO2 como o CO são importantes industrialmente. CO2 ocorre em
pequenas quantidades na atmosfera, mas é extremamente importante, tendo em vista seu
papel central no ciclo do carbono, como a fotossíntese e a respiração. O CO é um
combustível importante, e forma alguns compostos interessantes do grupo das carbonilas
metálica. O silício é muito espalhado na natureza como sílica SiO 2 (areia e quartzo), e numa
grande variedade de silicatos e argilas. O germânio só é encontrado em traços em alguns
minérios de prata e zinco, e em alguns tipos de carvão. O estanho é obtido como o minério
cassiterita SnO2, e o chumbo é encontrado no minério galena, PbS.
MÉTODOS DE OBTENÇÃO
Carbono
O negro de fumo (fuligem) é produzida em grandes quantidades (4,09 milhões de
toneladas em 1985). Ele é obtido por combustão incompleta de hidrocarbonetos
provenientes de gás natural ou petróleo. As partículas são de tamanhos pequenos. Cerca de
90% são empregados na indústria, na fabricação de pneus. Outro uso importante é a
obtenção de tintas de impressão.
O coque é produzido em enormes quantidades (347 milhões de toneladas em
1985). É obtido pela carbonização de carvão a altas temperaturas. O carvão é aquecido em
grandes fornos, na ausência do ar. O coque é de grande importância na metalurgia do ferro
e de muitos outros metais. A destilação do carvão também constitui uma importante fonte de
compostos orgânicos.
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Em 1988 forma extraídas por mineração 650.000 toneladas de grafita natural
(China 31%, Coréia do Sul 17%, ex-URSS 14%, Brasil 8% e México 7%). Ela é encontrada
geralmente como mistura com mica, quartzo e silicatos, que contém, 10% a 60% de C. A
grafita é separada da maioria nas impurezas por flotação. Ela é purificada finalmente por
aquecimento. Com HCl e HF a vácuo, para remover os últimos vestígios de compostos desilício na forma de SiF4. Depósitos sedimentares no México. Supunha-se antigamente que
se tratava de carbono amorfo, mas admite-se agora tratar-se de grafita microcristalina
(finamente dividida). A fabricação artificial de grafita equivale em quantidade à extraída por
mineração.
3C + SiO2 calor SiC + 2CO 2500 ºC C(grafita) + Si(gás)
A grafita é utilizada na fabricação de eletrodos, na industria do aço, na fundição
de metais, na obtenção de cadinhos, como lubrificante, e ainda em lápis, lonas de freio e
escovas para motores elétricos. É também usada como moderador no núcleo dos reatores
nucleares resfriados a gás, onde ela desacelera os nêutrons.
O carvão ativado é fabricado aquecendo ou oxidando quimicamente a serragem
ou turfa. A produção mundial foi de 658.000 toneladas em 1985. O carvão ativado tem uma
enorme superfície de contacto e é usado na descoloração de açúcar e de muitos produtos
químicos. É também usado para absorver gases venenosos e máscaras contra gases, como
filtros de tratamento de água residuais, e como catalisador de algumas reações.
Silício
Mas de 1.000.000 de toneladas de silício são produzidas anualmente. A maior
parte é adicionada ao aço para remoção de oxigênio. Isto é importante na fabricação de aço
ricos em silício resistentes à corrosão. Para esta finalidade é conveniente usar ferro - silício,
que é uma liga de Fe e Si. Em 1985 foram produzidos 3,2 milhões de toneladas de ferro -
silício. Ela é obtida reduzindo SiO2 e raspas de ferro com o coque.
Si2 + Fe + 2C → FeSi + 2CO
O elemento Si é obtido por redução de SiO2 com coque de elevada pureza. Deve-
se tratar com excesso de SiO2, para impedir a formação de carbeto, SiC. O Si tem uma cor
azul acinzentada brilhante e um brilho quase metálico, mas é um semicondutor e não um
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metal. Si de elevada pureza (para a industria de semicondutores) é obtido convertendo Si
em SiCl4, purificado este por destilação e reduzindo o cloreto com Mg ou Zn.
SiO2 + 2C → SI + 2CO
Si + 2Cl2→ SiCl4
SiCl4 + 2Mg → Si + 2MgCl2
A indústria eletrônica necessita de pequenas quantidades de silício e de germânio
extremamente puros (com impurezas inferiores a 1 para 109). Esses materiais são isolantes
quando puros, mas tornam- se semicondutores do tipo- p ou do tipo-n quando “dopados” com
um elemento do Grupo V ou do Grupo III, respectivamente.
Abundância dos elementos na crosta terrestre, em peso
Elemento ppm Abundância relativa
C 180 17º
Si 272.000 2º
Ge 1,5 54º
Sn 2,1 49º =
Pb 13 36º
Germâno
O germânio pode ser recuperado das cinzas do carvão, mas prefere-se hoje
recuperá-lo das poeiras liberadas na fusão de minérios de zinco. Diversas etapas são
necessárias para recuperar o Ge da poeira, concentrá-lo e purificá-lo. Obtêm-se GeO2 puro,
que é reduzido por H2 a 500 ºC, com formação de Ge. Germânio com pureza adequada para
transistores é obtido por refino em zona. A produção mundial foi cerca de 49 toneladas em
1988 (Estados Unidos 43%, ex URSS 22%, China e Austrália 12% cada e Japão 10%).É
utilizado principalmente na confecção de dispositivos semicondutores e transistores. Étransparente à luz infra- vermelha e é por isso empregado na fabricação de prismas, lentes
“janelas” para espectrofotômetros de infravermelho, e outros equipamentos científicos.
Estanho
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O único minério importante de estanho é a cassiterita, SnO 2. A produção por
mineração foi de 205.000 toneladas (conteúdo de metal) em 1988. Os principais
fornecedores são atualmente o Brasil 21,5%, China 15%, Indonésia e Malásia 14% cada, ex
URSS 8%, Tailândia 7%, Bolívia 5% e Austrália 3%. Na Inglaterra o estanho era explorado
na Cornualha desde o tempo dos romanos, mas as minas são agora antieconômicas.O SnO2 é reduzido a metal usando carbono a 1.200- 1.300 ºC, num forno elétrico.
O produto freqüentemente contém traços de ferro, que tornam o metal mais duro. O Fe é
removido introduzindo ar na mistura fundida, para oxidá-lo a FeO, que então flutua sobre a
superfície.
Os principais usos do estanho são a eletrodeposição sobre chapas de aço e na
fabricação de ligas. Chapas de aço com revestimento de estanho são muito empregadas na
fabricação de embalagens para alimentos e bebidas. A liga mais importante de estanho é a
liga para solda (Sn/Pb), mas há muitas outras incluindo o bronze (Cu/Sn), “bronze duro”
(“gun metal”) (Cu/Sn/Pb/Zn) e peltre (Sn/Sb/Cu). O SnO2 é usado na vitrificação de
cerâmicas, e é freqüentemente misturados com outros óxidos metálicos para ser usado
como pigmento em cerâmica. SnCl4 e Me2SnCl2 são utilizados para depositar filmes muito
finos de SnO2 sobre vidros. Com isso o vidro se torna mais resistente, permitindo a
fabricação de menor expessura, além de vidros resistentes ao risco (úteis na fabricação de
lentes.
Chumbo
O principal minério de chumbo é a galena, PbS. Ela é preta, dura e muito densa.
Os principais fornecedores são a ex- URSS 17%, Austrália 14%, Estados Unidos 10%,
Canadá 9% e Peru, México e China 6% cada. A galena, depois de extraída, é separada de
outros metais por floração. Há dois métodos para a obtenção do elemento:
1- Aquecimento em presença de ar para formar PbO, e em seguida reduzir com
coque ou CO num alto- forno.
2PbS + 3O2 → 2PbO +c 2PbO líquido + CO2 (gás)
+SO2
2- O PbS é parcialmente oxidado por aquecimento e passagem de ar através do
material. Depois de algum tempo cessa o fornecimento de ar, continuando o aquecimento,
com o que a mistura sofre auto-redução.
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3PbS aquecimento PbS + 2PbO aquecimento em 3Pb(líquido) + SO2(gás)
em ar ausência de ar
O chumbo obtido contém diversas impurezas metálicas: Cu, Ag, Au, Sn, As, Sb,
Bi, e Zn. Elas são removidas por resfriamento até perto do ponto de congelamento de
chumbo, quando solidificam primeiro o Cu e depois o Zn contendo a maior parte do Au e Ag.
A oxidação preferencial converte As, Sb, e Sn em As 2O3, Sb2O3 e SnO2, que flutuam sobre a
superfície do metal fundido, podendo assim ser removidos. A produção mundial de chumbo
foi de 5,7 milhões de toneladas em 1988. 3,4 milhões foram obtidos a partir de PbS como
matéria- prima. Os principais produtores de minério de chumbo são a ex- URSS 15%,
Austrália 14%, os Estados Unidos 12%, Canadá 11% e China 9%. A reciclagem de raspasde chumbo forneceu outras 2,3 milhões de toneladas. Cerca de 55% do chumbo produzido
são utilizado na fabricação de baterias e acumuladores de chumbo/ácido. Em 1985 foram
fabricadas mais 158 milhões de baterias de carro. Nas baterias as placas de suporte para os
eletrodos são fabricadas com uma liga de 91% de Pb e 9% de Sb. O material de ânodo é o
PbO2, e o material do cátodo é Pb esponjoso. Cerca de 80% do chumbo das baterias é
recuperado e reciclado. Cerca de 15% da produção de chumbo são empregados em
blindagem protetoras, tubulações e soldas.
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS
Raios covalentes
Os raios covalentes aumentam de cima para baixo dentro do grupo. A diferença
de tamanho entre o Si e o Ge é menor do que seria de esperar, porque o Ge possui uma
camada 3d preenchida, e a blindagem da carga nuclear é menos eficientes. De um modo
semelhante a pequena diferença de tamanho entre Sn e Pb se deve ao preenchimento do
subnível 4f.
Energia de ionização
As energias de ionização decrescem do C para o Si, e a seguir variam de forma
irregular por causa dos efeitos do preenchimento dos níveis d e f. A quantidade de energia
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necessária para formar um íon M4+ é extremamente elevada, e assim compostos iônicos
simples são raros. Os únicos elementos que mostrarão uma diferença suficiente de
eletronegatividades pra formar ligações iônicas são o F e O. Os compostos SnF 2, PbF2,
SnF4, PbF4, SnO2 e PbO2 são bastante iônicos, mas o único íon metálico significativo é o
Pb2+.
Ponto de fusão
O C apresenta um ponto de fusão extremamente elevado. O Si funde a valores
consideravelmente menores que os do C, mas os valores para o Si e o Ge ainda são
bastante elevados. Todos eles têm um retículo do tipo do diamante. A fusão envolve a
ruptura das ligações covalentes fortes existentes neste retículo, o que requer bastante
energia. Os pontos de fusão decrescem de cima para baixo no grupo porque as ligações M-
M se tornam mais fracas à medida que os átomos aumentam de tamanho. Sn e Pb são
metálicos e têm pontos de fusão bem mais baixos. Eles não aproveitam todos os quatro
elétrons externos na ligação metálica.
Caráter metálico e não- metálico
A transição de não-metal para metal com aumento do número atômico é bem
ilustrada com os elementos do Grupo IV, onde o C e o Si são não-metais, o Ge têm algum
caráter metálico e o Sn e Pb são metais. O aumento de caráter metálico se manifesta nasestruturas e no aspecto dos elementos, através de propriedades físicas como maleabilidade
e condutividade elétrica, e através de propriedades químicas, como o aumento da tendência
de formar íons M2+, ou as propriedades ácidas ou básicas de óxidos e hidróxidos.
Compostos tetracovalentes
A maioria dos compostos são tetracovalentes. Nesse caso todos os quatro
elétrons externos participam da formação de ligações. Na teoria das ligações de valência
isso é explicado pela promoção de elétrons do estado fundamental para um estado excitado.
A energia necessária para desemparelhar e promover um elétron é mais do que
compensada pela energia liberada na formação de duas ligações covalentes adicionais, a
distribuição dos quatro orbitais leva a uma estrutura tetraédrica, consistente com a
hibridização sp3.
Reatividade química
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Os elementos desse Grupo são relativamente poucos reativos, mas a reatividade
aumenta de cima para baixo dentro do Grupo. O estado de oxidação M II se torna
sucessivamente mais estável descendo pelo Grupo. O Pb às vezes parece mais “nobre”
(menos reativo) do que seria de se esperar a partir de seu potencial de eletrodo padrão de -0,13 volt. A inércia se deve em parte a um revestimento da superfície por uma camada de
óxido, e em parte à elevada sobretensão para a redução de H + a H2 numa superfície de Pb.
A produção de H2 a partir de H+ num eletrodo de chumbo é cinéticamente desfavorável, e
requer-se um potencial muito mais elevado do que o potencial padrão de redução.
C, Si e Ge não são afetados por água. Sn reage com vapor de água para formar
SnO2 e H2. O Pb não é afetado pela água, provavelmente por causa da formação de uma
camada protetora de óxido.
C, Si e Ge não são afetados por ácidos diluídos. Sn se dissolve em HNO3 diluído,
formando Sn(NO3)2. O Pb se dissolve lentamente em HCl diluído, formando o PbCl 2 pouco
solúvel e se dissolve mais rapidamente em HNO3 diluído formando Pb(NO3)2 e óxidos de
nitrogênio. O Pb também se dissolve em ácidos orgânicos (por exemplo, acético, cítrico e
oxálico). O Pb não se dissolve em H 2SO4 diluído, porque se formam uma película protetora
de PbSO4.
O diamante não é afetado por ácidos concentrados, mas a grafita reage com
HNO3 concentrado a quente, formando ácido metílico, e com uma mistura de HF e HNO 3
concentrados a quente, formando óxidos de grafita. O Si é oxidado e fluoretado por
HF/HNO3 concentrados. O Ge se dissolve em H 2SO4 concentrado e quente e em HNO3. OSn se dissolve em diversos ácidos concentrados. O Pb não se dissolve em HCl concentrado
porque se forma uma película protetora de PbCl 2.
O C não é afetado por álcalis. O Si reage lentamente a frio com soluções aquosas
de NaOH, reagindo rapidamente a quente, com formação de soluções de silicatos, [SiO4] 4-.
Sn e Pb são atacados lentamente por álcalis a frio, e rapidamente por álcalis a quente,
formando estanatos Na2[Sn(OH)6] e plumbatos Na2[Pb(OH)6]. O Sn e o Pb são, portanto,
anfóteros.
O diamante não reage com os halogênios, mas a grafita reage com F2a 500 ºC,
formando compostos de intercalação ou fluoreto de grafita (CF)n. Si e Ge reagem facilmente
com todos os halogênios, formando haletos voláteis SiX4 e GeX4. Sn e Pb são menos
reativos. Sn reage com Cl2 e Br 2 a frio, e com F2 e I2 por aquecimento, com formação de
SnX4. O Pb reage com F2 a frio formando PbF2, e com Cl2 a quente, formando PBCl2.
PRINCIPAIS COMPOSTOS
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Carbetos
Compostos de carbono com elemento menor eletronegativo são chamados de
carbetos. A definição exclui compostos de carbono com N, P, O, S e halogênios. Oscarbetos pertencem a três tipos principais:
1. Iônicos ou salinos
2. Intersticiais ou metálicos
3. Covalentes
As fórmulas de alguns destes compostos não podem ser representadas pela
simples aplicação das regras de valência. Os três tipos são preparados aquecendo o metal
ou seu óxido com carbono ou um hidrocarboneto, a temperatura de 2000 ºC.
Carbonatos
Há duas séries de sais derivados do ácido carbônico, H2CO3: os carbonatos,
CO32-, e os hidrogenocarbonatos ou bicarbonatos, HCO3
-. O íon CO32- é plano o íon CO4
4-
não existe, embora exista o íon SiO 44-. O motivo deve ser o pequeno do C, numa situação
análoga à da formação do NO3- e do PO4
3- no Grupo V.
Os íons carbonatos são incolores e portanto os carbonatos dos metais do Grupo Ie II são brancos. Embora os sais minerais de Ag + sejam tipicamente brancos, Ag2CO3 é
amarelo, por causa do efeito fortemente polarizante do Ag+. O carbonato de amônio,
(NH4)2CO3, e os carbonatos do Grupo I são bastante solúveis em água, exceto o Li 2CO3, que
é pouco solúvel. O Tl2CO3 é moderadamente solúvel, mas os carbonatos dos outros
elementos do Grupo III são pouco solúveis ou insolúveis. Todos os carbonatos reagem com
ácidos, liberando CO2.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
Os carbonatos do Grupo I são estáveis ao calor, e fundem sem sofrer
decomposição. Os carbonatos dos elementos do Grupo II se decompõem com aquecimento
suficientemente forte. Sua estabilidade aumenta à medida que aumenta o tamanho do íon
metálico. A maioria dos demais carbonatos se decompõem facilmente.
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CaCO3 calor CaO + CO2
BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3
Temperatura
de decomposição < 100 ºC 540 ºC 900 ºC 1290 ºC 1360 ºC
Os únicos bicarbonatos sólidos conhecidos são os dos metais do Grupo I e o de
amônio, NH4+.Trata-se de sólidos incolores, um pouco menos solúveis do que os
correspondentes carbonatos. Eles se decompõem facilmente mediante aquecimento. As
estruturas cristalinas destes compostos comtém cadeias poliméricas de Grupos HCO3-,
ligados entre si por ligações de pontes de hidrogênio.
Sulfetos
O mais importante dos sulfetos de carbono é o dissulfeto de carbono, CS2. Trata-
se de um líquido volátil incolor, P.E. 46 ºC. É de manuseio perigoso por ser muito inflamável,
tem ponto de inflamabilidade muito baixo (30 ºC) e sofre ignição espontaneamente a 100 ºC.
É muito venenoso, afetando o cérebro e o sistema nervoso central. Amostras puras tem
cheiros semelhantes ao do éter, mas impurezas orgânicas freqüentemente lhe comunicam
um cheiro extremamente desagradável. É um produto químico de interesse industrial, e a
produção mundial foi de 584.000 toneladas em 1985. Antigamente eram tido aquecendo o
carvão com o vapor de enxofre a 850 ºC. Atualmente ‘’e produzido principalmente a partir deuma reação em fase gasosa entre gás natural e enxofre, catalisada por Al2O3 ou silica - gel.
CH4 + 4S 600 ºC CS2 + 2H2S
Os principais usos do CS2 são os seguintes:
1. A fabricação de viscose (seda artificial) e celofane. O CS2 reage com a celulose
e NaOH formando ditiocarbonato de celulose e sódio (xantato de celulose).
Celulose O
CS2 + celulose OH + NaOH → C = S
NaS
xantato de celulose e sódio
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É dissolvido em álcali aquosos para formar uma solução viscosa chamada de
“viscose”. Por acidificação, a “viscose” é reconvertida em celulose na forma de fibras (raiom
ou “lã de celulose”), ou como uma película fina (celofane).
2. A produção de Ccl4.
3. Quantidades menores são usadas como solvente para o S na vulcanização a
frio da borracha.
CS2 reage com uma solução aquosa de NaOH, formando uma mistura de
carbonato de sódio e tritiocarbonato de sódio:
3CS2 + 6NaOH → Na2CO3 + 2Na2CS3 + 3H2O
CS2 reage com NH3 com formação de ditiocarbamato de amônio:
CS2 + 2NH3→ NH4[H2NCS2]
O CS2 é uma molécula linear com estruturas semelhantes a do CO2. O CS2 forma
complexos com mais facilidade que o CO2.
Silicatos
1. Ocorrência na Crostra terrestre
Cerca de 90% da crostra terrestre são constituídos por minerais do grupo dos
silicatos, aluminossilicatos (argilas) ou silica. Constituem o grosso de todas as rochas,
areias e seus produtos de decomposição como argilas e o “barro” dos solos. Muitos
materiasi utilizados em construção são silicatos: granito, lousa e ardósia, tijolos e cimentos.
Cerâmica e vidro também são silicatos.
Os três elementos mais abundantes são O, Si e Al. Juntos eles perfazem 81% da
crostra terrestre, isto é, quatro dentre cinco átomos pertencem a esses elementos. É uma
quantidade muito maior do que a que se observa na Terra como um todo, ou no Universo.
Durante o resfriamento da Terra os silicatos, mais leves, cristalizaram e flutuaram na
superfície, resultando na grande concentração de silicatos na crostra terrestre.
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N.L. Bowen resumiu a seqüência em que esses minerais cristalinos apareceram à
medida que o magma resfriava; esta seqüência é conhecida como Série de reações de
Bowen.
Diversos aspectos devem ser salientados:
1. As unidades de silicatos mais simples cristalizaram primeiro.
2. Grupos hidroxila aparecem nos últimos minerais, e o F pode substituir o OH.
3. A substituição isomórfica, isto é, a substituição de um metal por outro sem
alterar a estrutura, particularmente nos últimos minerais.
4. Os feldspatos do tipo ortoclásio, micas do tipo muscovita e quartzo são os
principais constituintes do granito.
5. À medida que os silicatos resfriaram ainda mais, eles “encolheram” e se
romperam. A solução hidrotérmica (em água quente) fluiu através das “falhas”
da superfície para regiões de temperatura e pressão menores, onde os
elementos precipitaram e se combinaram com S, formando veios de sulfetos.
Hidretos
Todos os elementos do grupo formam hidretos covalentes, mas o número de
compostos formados e a facilidade com que se formam diferem muito. O carbono forma um
número enorme de compostos em cadeia e com ciclos, incluindo:
1. Os alcanos (parafinas), CnH2n+2
2. Os alcenos (olefinas), CnH2n
3. Os alcinos (acetilenos), CnH2n-2
4. Os compostos aromáticos.
Esses compostos constituiem a base da Química Orgânica. Há uma forte
tendência à catenação (formação de cadeias) porque as ligações C-C são muito fortes.
O silício forma um número limitado de hidretos saturados SinH2n+2, chamados desilanos. Eles possuem cadeias normais ou ramificadas, contendo até oito átomos de silício.
Compostos cíclicos são muito raros. Não se conhecem análogos de alcenos e dos alcinos. O
monossilabo, SiH4, é o único hidreto de silício importante. SiH4 e SiHCl3 formam preparados
pela primeira vez tratando uma liga Al/Si com HCl diluído Na hidrólise de siliceto de
magnésio, Mg2Si, com o ácido sulfúrico ou ácido fosfórico forma-se uma mistura de cilano.
Esses compostos são gases incolores ou líquidos voláteis. São altamente reativos e se
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inflamam e explodem ao ar. Com exceção do SH4, são termicamente instáveis. Só foi
possível começar a estudá-los quando A. Stock inventou um método de manusear gases
reativos em equipamento de alto - vácuo
2Mg + Si aquecimento Mg2Si ausência de ar
Mg2Si + H2SO4 → SiH4 (40%)
Si2H6 (30%)
Si3H8 (15%)
Si4H10 (10%)
Si5H12
Si6H14 (5%)
Cianetos
Os cianetos dos metais alcalinos, principalmente o cianeto de sódio, NaCN, são
preparados em quantidades consideráveis, cerca de 120.000 toneladas/ano. Até cerca de
1965 o cianeto de sódio era fabricado pelo processo de Castner que envolve reações de
sodamida a altas temperaturas.
Na + NH3 → NaNH2 + ½H2
NaNH2 + C 750 ºC NaCN + H2
Desde 1965 o HCN é preparado industrialmente em grande escala (cerca de
300.000 toneladas/ano atualmente), e o NaCN é obtido a partir deste ácido. Anteriormente o
HCN era preparado por acidulação de NaCN ou Ca(CN)2.
2NaCN + H2SO4 → 2HCN + Na2SO4
Ca(CN)2 + H2SO4 → 2HCN + CaSO4
Nos modernos processos idustriais ocorre uma reação em fase gasosa entre CH4
e NH3 a temperaturas de aproximadamente 1.200 ºC, na presença de um catalisador.
Degussa CH4 + NH3 → HCN + 3H2 (catalisador de Pt)
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Andrussow 2CH4 + 2NH3 + 3O2 → 2HCN + 6H2O (catalisador de Pt/Rh)
O HCN é extremamente tóxico. Tem um ponto de ebulição normalmente elevado
de 26 ºC por causa da formação de ligações por pontes de hidrogênio. É um dos ácidos
mais fracos conhecidos,mais fraco do que o HF. Mais de metade do HCN produzido é usadana fabricação de NaCN, de (ClCN)3, de vários complexos contendo cianeto, como
K4[Fe(CN)6], e na extração de Ag e Au. A extrema toxidade dos cianetos se deve à formação de complexos do CN- com
metais existentes em enzimas e na hemoglobina do organismo, impedindo o metabolismonormal.
Avaliação da disciplina
- Participação nas discussões em Grupo:- Avaliação qualitativa: Apresentação Oral (SEMINÁRIOS)- Provas Escritas.- Trabalhos.- Relatórios.- Seminários.- Exercícios.- Provas:- VA1= 14/04/10– INTRODUÇÃO. GRUPOS IA E IIA.
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- VA2=02/06/10 - GRUPOS XVIIIA E XVIIA.- VA3=07/07/10 - GRUPOS XVIA, XVA E XIVA.- - NF= Σ MVTs x 0,70 + ΣNR x 0,3- NF= Nota Final (Média Final).
- MVTs= Média das Verificações Teóricas.- NR= Nota de Relatório.
B I B L I O G R A F I A
-Lee, J.D.- Química Inorgânica- 4ª Edição- Editora Edgar Blucher Ltda- 1996,-São Paulo - Brasil.
-Cabral, J. – Introdução ao Estudo da Ligação Química -1ª edição - Porto Editora Ltda-Porto Editora Ltda. – Portugal 1983.
-Sorum, D. H. – Química Geral – 1ª
edição –Urmo , S/A de ediciones Espanha-1975.
-Christen, H. R., Fundamentos de 1ª Química General e Inorgânica- Editorial Reveste,S/A –1977
-Semichin, V. – Práticas de Química General e Inorgânica- Editorial Reveste S/A,-1979.
-Gussgrecht, e outros – Experiência de Química- Peg. – Editora Moderna Ltda- 1997.
-Cotton,A ./ Wilkinson, G. / Gaus L. Paul – Basis Inorgânis Chemistry- 2 ª Edição,
-New York –1987.-Mcclellen, A . L. – Guia do Professor para Química -Uma Ciência Experimental-
Fundação Calouste, Gulbenkian/ Lisboa-1984
- Atkins, Peter / Loreta Jones – Princípios de Química: Questionando A vida moderna e o meioambiente/ Porto Alegre: Bookman, 2001.
- Atkins, Peter / D. F. Shriver – trad. Maria Aparecida Gomes – Química Inorgânica. I. Atkins,P.W. II. Título. 3 ed. – Porto Alegre: Bookman, 2003.
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Cuiabá – MT MARÇO/2010/01.
____________________________________________________PROFESSOR: M. Sc. MÁRIO JOSÉ PEREIRA