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4.1. Classificação Periódica Moderna
Após iniciativas precursoras de reunir os elementos químicos para melhor sistematização
do estudo de suas propriedades (Dobereiner(1817), Chancourtois(1862), Newlands(1864),
Mendelejev e Meyer(1869)), a versão atual da CPE ou Tabela Periódica baseia-se no
trabalho de Mendelejev com a correção estabelecida por Moseley (número atômico em vez
de massa atômica como parâmetro de periodicidade) e adaptações decorrentes de um
melhor conhecimento da configuração eletrônica dos átomos (distribuição eletrônica em
subníveis de energia).
A CPE, em sua forma mais usual, reúne os elementos em 7 períodos (linhas(horizontais)) e
18 grupos (colunas(verticais)), em ordem crescente de número atômico.
1
1A
a.
1
1º P.→
1
2
2A
2º P.→
3
4
8
9
16
6A
17
7A
2
5
6
7
8
9
10
11
1B
12
2B
13
14
15
16
17
18
10
12
4º P.→
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
5º P.→
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
6º P.→
55
56
57
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
7º P.→
87
88
89
103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
Z≤
Z≤
Z≤
Z≤
Z≤
Z≤
Z≤
7
7B
15
5A
11
≤
≤
≤
≤
≤
≤
≤
6
6B
14
4A
3º P.→
1
3
11
19
37
55
87
5
5B
13
3A
3
3B
Períodos
1º P. …
2º P. …
3º P. …
4º P. …
5º P. …
6º P. …
7º P. …
4
4B
18
0
H
2
10
18
36
54
86
118
8B
(muito curto)
(curto)
(curto)
(longo)
(longo)
(muito longo)
(muito longo(incompleto))
Observação:
b.
• Número do período → dado pelo número quântico principal mais alto ou pelo
número de níveis de energia (camadas eletrônicas) na configuração eletrônica do
elemento.
Grupos
Representação IUPAC: 1 a 18.
Notação “Chemical Abstracts”: I A; II A; III B a VII B; VIII B (3 subgrupos); I B e II B;
III A a VIII A.
Notação Usual: 1 A, 2 A; 3 B a 7 B; 8 B (3 subgrupos); 1 B e 2 B; 3 A a 7 A; 0 (zero).
Observações:
• A → elementos representativos ; B → elementos de transição
• O número do grupo (notação usual) de um elemento representativo é dado pelo
número de elétrons da última camada (camada de valência).
9
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4.2. CPE com Base no Elétron Diferenciador no Período
A diferença entre as
configurações eletrônicas dos
elementos Z e Z+1, está no
chamado Elétron
Subnível s
Subnível d
1 a 10
1A
2A
1
2
BLOCO
ELEMENTO
s ou p
Representativo
d
Transição externa
f
Transição interna
ELÉTRONS
DIFERENCIADORES
1a2
n
3B 4B
3
4
5B 6B
(n – 2) f
7
8B
7B
1B
14
5A 6A
0
7A
[x] ns2 np
2B
[x] (n – 1) d10 ns2 np
[x] 4f14(n – 1) d ns2
(n – 2) f
6
3A 4A
[x] (n – 1) d ns2
[x] (ns)
5
Subnível p
1a6
2
[x] 5f (n – 1) d ns
[x] 4f14(n – 1) d10 ns2 np
[x] – Configuração do gás nobre precedente
4.3. Principais Características dos Grupos de Elementos Representativos
GRUPO
0 ou 18
(GASES NOBRES)
ELEMENTO(S)
E = 2He, 10Ne, 18Ar,
54Xe, 86Rn
7 A ou 17
(HALOGÊNIOS)
E = 9F, 17Cl, 35Br,
6 A ou 16
(CALCOGÊNIOS)
E = 8O, 16S,
84Po
34
Se,
53
36
CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA
TENDÊNCIA
À FORMAÇÃO DE ÍONS
[He] = 1s2
...ns2 np6
baixa tendência
Kr,
Te,
52
5 A ou 15
...ns np
4 A ou 14
E = 6C, 14Si, 32Ge, 50Sn,
82Pb
...ns2 np2
3 A ou 13
E = 5B, 13Al, 31Ga, 49In,
81Tl
2
E = 4Be, 12Mg, 20Ca, 38Sr,
56Ba, 88Ra
1 A ou 1
(METAIS
ALCALINOS)
E = 3Li, 11Na, 19K,
55Cs, 87Fr
⎯
37
Rb,
2
2
E +
E2-
3e →
E3(ns2 np6)
Tendência
muito
pouco
acentuada à formação de íons
Menor Z → maior
tendência ao ganho de
elétron.
Menor Z → maior
tendência ao ganho de
elétron.
Pequena tendência
formação de íon E3(N > P > As).
(*)
[X] ns1
[X] = cerne do
G.N. precedente
E
- 2e →
[X] ns2
E
[X] ns1
E2+
[X]
- 1e →
E+
[X]
H (1s1) + 1e → H- (1s2)
(*)
Maior Z → maior
tendência à perda de
elétrons.
Maior Z → maior
tendência à perda de
elétron.
O íon H+ só é produzido
em condições especiais.
Bi – 3e → Bi3+
Sn ou Pb – 2e → Sn2+ ou Pb2+
In ou Tl – 1e → In+ ou Tl+
- Os elétrons que permanecem em ns2 formam
o denominado “par inerte”.
Exemplos:
(*) Os elementos de maior Z (número
atômico) dos grupos 3A, 4A, 5A podem
formar íons positivos pela perda de
elétrons (npx):
E (...ns2 npx) - x e → Ex+ (...ns2)
10
à
O 5B não apresenta
Tendência à formação de íon tendência à formação
E3+ (Al > Ga > Ir)
de íons.
(*)
1
1s1
6
(ns2 np6)
(ns2 np3)
[X] ns2
[X] = cerne do
G.N. precedente
H
E(ns np )
2e →
E +
3
Configuração eletrônica
estável.
2
(ns2 np4)
...ns np
1
1e →
5
(ns np )
...ns2 np4
E = 7N, 15P, 33As, 51Sb,
83Bi
2 A ou 2
(METAIS
ALCALINO-TERROSOS)
E +
...ns2 np5
I, 85At
OBSERVAÇÕES
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4.4. Elementos de Transição
a.
Elementos de Transição (Externa)
Configuração eletrônica: E = [X] (n - 1) dx ns2
• x = 1 → grupo 3B ou 3; x = 2 → grupo 4B ou 4; x = 3 → grupo 5B ou 5;…;
x = 8 → grupo 8B (3º subgrupo) ou 10.
Tendência geral à formação de íon E2+ (∗).
(∗) alguns elementos formam, também, íons E3+ (Cr3+, Fe3+, Mn3+, Co3+).
• E = [X] (n - 1) d10 ns1 → grupo 1B ou 11 … (Cu, Ag, Au)
Tendência geral à formação de íon E+ (∗).
(∗) o Cu e o Au formam, ainda, íons Cu2+ e Au3+, respectivamente.
• E = [X] (n – 1) d10 ns2 → grupo 2B ou 12 … (Zn, Cd, Hg)
Tendência geral à formação de íon E2+ (∗).
(∗) o Hg forma, ainda, o íon H22 + .
b.
Elementos de Transição Interna
• Transição em 4f
→ LANTANÍDIOS
• Transição em 5f
→ ACTINÍDIOS
• Possuem elétron diferenciador no subnível (n – 2)f (penúltimo nível de energia)
→ propriedades químicas semelhantes.
• Tendência à formação de íons E2+ e E3+.
11
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EXERCÍCIOS PROPOSTOS
Atomística
(sem consulta à CPE)
14. Localizar, escrevendo o símbolo e número atômico correspondentes, os seguintes elementos, na
Tabela Periódica abaixo:
1A
0
2A
3A
3B
4B
5B
6B
7B
8B
1B
4A
5A
6A
7A
2B
SEMI-METAL
(1) Gases nobres: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
(2) Lítio: metal alcalino de menor número atômico.
(3) Cálcio: metal alcalino-terroso do 4º período.
(4) Ferro: metal do grupo 8B (1º subgrupo), de menor número atômico.
(5) Vanádio: elemento em que um de seus isótopos tem número de massa igual a 51 e possui 28
nêutrons.
(6) Oxigênio: calcogênio de menor número atômico.
(7) Cloro: segundo elemento do grupo dos halogênios.
(8) Gadolínio: lantanídio.
(9) Urânio: actinídio.
(10) Germânio: cuja distribuição em níveis de energia é 2-8-18-4.
(11) Cádmio: cuja distribuição eletrônica em subníveis de energia é
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2
(12) Escândio: elemento de transição de menor número atômico.
(13) Antimônio: semi-metal do grupo 5A de maior número atômico.
(14) Potássio: cuja configuração eletrônica é [Ar] 4s1.
(15) Iodo: elemento cujo íon mononegativo é isoeletrônico do xenônio.
15. O bromo pertence ao 4º período e ao grupo 7A (halogênios) na CPE.
Determine:
a. a configuração eletrônica do bromo em subníveis e níveis de energia;
b. a provável fórmula do íon brometo.
16. O enxofre pertence ao 3º período e ao grupo 6A (calcogênios) na CPE.
Determine:
a. a configuração eletrônica do enxofre em subníveis e níveis de energia;
b. a provável fórmula do íon sulfeto;
c. a fórmula do composto iônico formado pelo íon sulfeto com um cátion M+.
12
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Atomística
17. Considere os seguintes elementos cujas configurações eletrônicas são dadas:
E1 = [He] 2s2 2p5
E2 = [Kr] 5s2
E3 = [Ne] 3s2 3p4
E4 = [Xe] 4f8 6s2
E5 = [Ar] 4s1
E6 = [Ar] 3d6 4s2
;
;
;
;
;
.
a. Classifique os elementos dados (metal alcalino, metal alcalino-terroso, metal de transição,
metal de transição interna, calcogênio ou halogênio.)
b. Determine as cargas prováveis dos íons formados pelos elementos dados.
18. Escreva a fórmula dos seguintes compostos:
a. óxido de sódio;
b. cloreto de cálcio;
c. sulfeto de potássio;
d. brometo de potássio;
e. fluoreto de magnésio;
f. óxido de cálcio;
g. hidreto de sódio.
19. Escreva as fórmulas do peróxido de sódio e do peróxido de cálcio, sabendo que a fórmula do ânion
peróxido é O22 − .
20.Determine a fórmula dos seguintes compostos:
a. cloreto de ferro (II) ;
b. sulfeto de ferro (III) ;
21. Estabeleça a configuração eletrônica com base na do gás nobre precedente dos seguintes
elementos:
a. metal alcalino de maior número atômico;
b. cobre;
c. metal do 6º período/grupo 5A ou 15;
d. metal alcalino-terroso com menor tendência à formação de íon dipositivo.
22.Determine a fórmula dos seguintes compostos:
a. peróxido de zinco;
b. sulfeto de prata;
c. cloreto de cádmio.
13
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5.
Atomística
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS
As propriedades específicas dos elementos podem ser classificadas em aperiódicas e
periódicas.
O valor de uma propriedade aperiódica pode crescer ou decrescer com o aumento do número
atômico.
A massa molar (MOL) e a carga nuclear (qN) dos elementos são exemplos de propriedades
aperiódicas crescentes com o aumento do número atômico (Z).
MOL
qN
Z
Z
Por outro lado, para a maioria dos elementos sólidos metálicos é valida, com razoável
aproximação, a Regra de DULONG e PETIT: ”o calor específico molar de um elemento sólido
metálico é aproximadamente igual a 6,3 cal ⋅ mol ⋅ oC-1”.
Assim, temos:
Calor específico (c) ⋅ massa molar (MOL) ≅ 6,3
-1
o -1
c cal ⋅ g ⋅ C
-1
-1
ou
o -1
⋅ MOL g ⋅ mol ≅ 6,3 cal ⋅ mol ⋅ C
6,3
e, portanto, o calor específico (em base mássica ou ponderal), para
MOL
elementos sólidos metálicos, varia inversamente com a massa molar.
Logo, teremos: c ≅
Consequentemente, o calor específico (em base mássica) será uma propriedade aperiódica
decrescente.
c
Z
As propriedades periódicas oscilam com o aumento do número atômico.
Propriedade
Periódica
Z
14
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6.
Atomística
CARGA NUCLEAR EFETIVA (Zef)
Pelo método atômico de Bohr, o raio de uma órbita (camada) eletrônica e a energia total de um
elétron nessa órbita são dados pelas expressões:
r = a⋅
n2
Z
En = − A ⋅
;
Z2
,
n2
onde: n … número quântico principal da órbita ou camada eletrônica ; En … energia total do
elétron no nível de energia n ; a = 5,3 ⋅ 10-11 m ; A = 2,18 ⋅ 10-18 J/partícula ; Z … número
atômico.
Entretanto, essas equações têm validade para partículas unieletrônicas ou “hidrogenóides” (1H,
+
2+
etc.), onde é aplicável a lei de Coulomb, com o núcleo atômico exercendo força
2He , 3Li
atrativa sobre um único elétron, sem a presença de camada(s) eletrônica(s) intermediária(s).
Nas partículas (átomos e íons) polieletrônicas a camada ou as camadas eletrônicas interpostas
entre o núcleo e um elétron de valência (elétron da última camada) exercem uma ação
atenuante, denominado efeito de blindagem, fazendo com que este elétron seja atraído menos
intensamente pelo núcleo atômico.
Assim, temos:
Zeq = Z – S , onde:
Zeq … carga nuclear efetiva (carga com que efetivamente o núcleo atrai um elétron da valência);
Z … número atômico; S … constante de blindagem.
A seguir são dados valores aproximados de Zeq para elementos representativos do 1º e 2º
períodos:
1A
2A
3A
4A
5A
6A
7A
0
H
He
1,0
1,3
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
1,3
1,7
1,6
1,8
2,1
2,0
2,3
2,5
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
1,8
2,2
2,0
2,3
2,6
2,6
2,9
3,2
Observações:
• Para elementos representativos (grupos A) dos demais períodos, temos, aproximadamente,
que: Zeq cresce de 0,5 unidades para elementos consecutivos dos grupos 1A e 2A; de 0,6
unidades para elementos consecutivos dos grupos 3A, 4A, 5A e 6A; de 0,7 unidades para
elementos consecutivos dos grupos 7A e zero.
• Para elementos representativos de um mesmo período, Zeq cresce, em média, de 0,2 a 0,5
unidades, para elementos consecutivos.
• Em um dado período, podem ser observadas algumas anomalias, tais como: Zeq (4Be) > Zeq (B) ;
Zeq (7N) > Zeq (8O), explicáveis pelas maiores estabilidades observadas nas configurações
eletrônicas do 4Be e do 7N, em relação às do 5B e do 8O, respectivamente:
4Be
7N
… 1s2 2s2
… 1s2 2s2 2p3
;
5B
… 1s2 2s2 2p1
;
8O
… 1s2 2s2 2p4
15
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RESUMO:
(1) Em um dado período: Zeq, geralmente, cresce discretamente, enquanto n (para a
última camada eletrônica) permanece constante.
(2) Em um dado grupo: Zeq cresce discretamente (crescimento ≤ 0,7 unidades), de um
período para o seguinte, enquanto n cresce de 1 unidade para a última camada
eletrônica.
Portanto para átomos, em geral, a energia total de um elétron pode ser dada pela expressão:
En = − A ⋅
2
Zeq
n2
Já para o cálculo do raio atômico, um valor mais exato pode ser obtido pela expressão:
r =
an2 ⎡ 3 A (A + 1) ⎤
⋅
−
⎥ ,
Zeq ⎢⎣ 2
2n2 ⎦
Onde n e ℓ são, respectivamente, os números quânticos principal e azimutal de um elétron de
valência.
7.
PRINCIPAIS PROPRIEDADES PERIÓDICAS
7.1 Raio Atômico ( r )
Raio atômico covalente – raio do átomo em ligação covalente (com compartilhamento de
elétrons)
X
.
.
X
d – distância internuclear ( X – X )
rc - raio covalente de X
d = 2 rc
rc
d
Para dois átomos diferentes X e Y, em ligação covalente, temos:
d = (rc)X + (rc)Y
Raio atômico de Van der Waals – raio do átomo sem ligação química (raio da esfera
atômica).
.
r – raio de Van der Waals
rVW
Observação:
rVW – rc ≅ 0,80 Å
ou
rVW – rc ≅ 80 pm , para um dado átomo.
Variação de r com Z
•
no mesmo PERÍODO:
r diminui com o crescimento de Z, pois prevalece a ação decorrente do aumento da
carga nuclear efetiva (Zeq), resultando maior poder atrativo sobre o mesmo número de
camadas eletrônicas.
16
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•
Atomística
no mesmo GRUPO:
r aumenta com o crescimento de Z, pois prevalece o aumento do número de camadas,
enquanto a carga nuclear efetiva aumenta mais discretamente.
Observações:
⎯
Para comparar raios atômicos ou iônicos, o primeiro critério é o número de camadas
eletrônicas (maior número de camadas → maior raio); para o mesmo número de
camadas, o fator decisivo é a carga nuclear (maior número atômico → menor raio).
⎯
Para átomos X e Y que formem, respectivamente, cátion(s) e ânion(s), teremos:
raio de X > raio de Xn+ ; raio de Y < raio de Ym-
7.2. Energia ou “Potencial” de Ionização (EI)
É a energia necessária para a remoção de 1 elétron do átomo de um elemento, no estado
gasoso.
X(g ) + EI ou (EI)1 → X(+g ) + e − ou X(g ) → X(+g ) + e − ; ∆HEI > 0
Exemplos:
Na(g ) + EI → Na(+g ) + e − ; (EI )Na = 496 kJ ⋅ mol−1
ou Na(g ) → Na(+g ) + e − ; ( ∆HEI )Na = + 496 kJ
Cl(g ) + EI → Cl(+g ) + e − ; (EI )Cl = 1251 kJ ⋅ mol−1
ou
K(g ) + EI → K(+g ) + e −
Como EI = k ⋅
maior Zef
maior r
Zef
; (EI )K = 419 kJ ⋅ mol−1
ou, ainda EI = A ⋅
r
→ maior EI
→ menor EI
2
Zef
n2
ou
Cl(g ) → Cl(+g ) + e − ; ( ∆HEI )Cl = + 1251 kJ
K(g ) → K(+g ) + e − ; ( ∆HEI )K = + 419 kJ
, temos:
Variação de EI com Z
no mesmo PERÍODO:
•
EI aumenta com o crescimento de Z, pois Zef aumenta e r diminui com o crescimento
de Z.
•
no mesmo GRUPO:
EI diminui com o crescimento de Z, pois Zef cresce discretamente e r aumenta mais
intensamente com o crescimento de Z.
Observação:
Em um mesmo período, o metal alcalino é o elemento com maior tendência a perda do
elétron, pois com ela o átomo atinge a configuração estável de um gás nobre.
Por outro lado, o gás nobre, por apresentar configuração eletrônica estável, é o elemento
que necessita de maior energia para sua ionização.
Exemplo:
11 Na(g )
+ EI
→
(2 . 8 . 1)
18 Ar(g )
(2 . 8 . 8)
+
11 Na(g )
+ e−
;
(EI)Na
+ e−
;
(EI)Ar
= 496 kJ ⋅ mol −1 .
(2 . 8)
+ EI
→
+
18 Ar(g )
(2 . 8 . 7)
17
= 1520 kJ ⋅ mol −1 .
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EXERCÍCIOS PROPOSTOS
23.Dadas as seguintes partículas: 11Na , 11Na+ , 17Cl e 17Cl- , coloque-as em ordem crescente de raio da
partícula.
24.Dados os seguintes átomos e íons: Na , K , K+ e S2- , coloque-os em ordem decrescente de raio da
partícula.
Números atômicos: Na = 11 ; S = 16 ; K = 19.
25.Dados os elementos 11Na , 12Mg , 18Ar e 19K , coloque-os em ordem decrescente de energia de
ionização.
26.Que elementos apresentam, respectivamente, maior e menor “potencial” de ionização na CPE ?
27.Que elemento do 2º período possui menor segunda energia de ionização (menor energia de
ionização secundária) ?
Dado:
X(+g )
+
(EI)2
→
X(2g+)
28.Os comprimentos das ligações covalentes C ⎯ C e C ⎯ CA são, respectivamente, iguais a 154 pm e
176 pm. Calcule o raio de covalência do cloro, em picometros.
Observação:
Para um dado elemento sempre teremos:
EI ou (EI)1 < (EI)2 < ... < (EI)n
18
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7.3. Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade (AE)
É a energia envolvida quando 1 elétron é adicionado ao átomo de um elemento, no estado
gasoso.
Para elementos com tendência ao ganho de elétrons, temos:
X(g ) +
e− →
X(−g ) +
AE ou X(g ) +
e− →
X(−g ) ;
∆HAE < 0
Quanto maior a tendência do átomo a receber elétron, maior será a energia liberada
(afinidade eletrônica).
Portanto, o halogênio é o elemento de um dado período com maior afinidade eletrônica.
Variação de AE com Z
no mesmo PERÍODO:
•
AE aumenta com o crescimento de Z (de um modo geral).
no mesmo GRUPO:
•
AE diminui com o crescimento de Z ( de um modo geral).
Observação:
Para a maioria dos elementos, a afinidade eletrônica é de difícil medida ou seu valor só
pode ser estimado teoricamente, como no caso dos gases nobres e dos metais alcalinosterrosos.
7.4. Eletronegatividade (x)
É a capacidade que o átomo de um elemento possui de atrair um par eletrônico de ligação.
A ×D B → A é mais eletronegativo que B (xA > xB).
Os critérios mais conhecidos para avaliação das eletronegatividades são o de Pauling (a
partir das energias de dissociação de ligação) e o de Mulliken (a partir da energia de
ionização e da eletroafinidade do elemento).
Observações:
⎯ Os elementos com elevadas energia de ionização (EI) e afinidade eletrônica (AE), em
módulo, apresentam altas eletronegatividades.
⎯ O mais eletronegativo dos elementos é o flúor (xF = 4,0, na escala de Pauling) e o
menos eletronegativo é o frâncio (xFr = 0,8).
⎯ O termo ELETROPOSITIVIDADE é empregado em contraposição ao termo
ELETRONEGATIVIDADE. Assim, se A é mais eletronegativo que B, este será
mais eletropositivo que A.
O frâncio será o mais eletropositivo dos elementos e o flúor será o menos
eletropositivo.
⎯ A ELETROPOSITIVIDADE está relacionada com o CARÁTER METÁLICO do
elemento. Quanto mais eletropositivo for o elemento, maior será o seu caráter
metálico.
0,7
1,8
METAIS
2,1
4,0
ELETRONEGATIVIDADE
NÃO-METAIS
SEMIMETAIS
NÃO-METAIS (em ordem decrescente de eletronegatividade):
F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H
19
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⎯
Atomística
Semimetais: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, (At).
H
B
Si
Ge
METAIS
NÃO-METAIS
GASES NOBRES
As
Sb
Te
Po
At
Variação da ELETRONEGATIVIDADE (x) com Z
•
•
no mesmo PERÍODO:
x cresce com o aumento de Z.
no mesmo GRUPO:
x diminui com o aumento de Z.
7.5. Densidade (d), Ponto de Fusão (PF) e Ponto de Ebulição (PE)
Variação de d , PF e PE
•
•
no mesmo PERÍODO:
d , PF e PE crescem das extremidades para o centro da Tabela Periódica.
no mesmo GRUPO:
d , PF e PE crescem com o aumento de Z.
Observação:
Para metais alcalinos (1A) e alcalino-terrosos (2A), PF e PE aumentam com a diminuição de Z.
7.6. Volume Atômico (VA)
É o volume ocupado por 1 mol de um elemento (NA átomos do elemento) no estado sólido.
Como 1 mol encerra M.A. g, temos:
M.A.
MOL
M.A. g
VA =
VA =
VA =
cm3
ou
cm3
ou
−3
ρ
ρ
ρ g ⋅ cm
Variação de VA
•
no mesmo PERÍODO:
VA cresce do centro para as extremidades da Tabela Periódica.
•
no mesmo GRUPO:
VA cresce com o aumento de Z.
Observação:
−
Volume atômico (VA) ≠ volume de um átomo.
Mesmo dividindo-se VA pelo número de Avogadro (NA) o valor encontrado é maior que o
volume do átomo, pois encontra-se incluído o vazio interatômico existente na rede
cristalina do sólido.
20
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Atomística
EXERCÍCIOS PROPOSTOS (sem consulta à CPE)
29.Coloque os elementos das séries abaixo em ordem decrescente de eletronegatividade:
a) 5B , 8O , 9F ;
b) 9F , 17Cl , 35Br ;
c) 11Na , 12Mg , 19K.
30.Coloque os elementos das séries seguintes em ordem decrescente de caráter metálico:
a) 3Li , 11Na , 12C ;
b) 15P , 16S , 33As ;
c) 12Mg , 20Ca , 26Fe.
31.Prever os sentidos (1 ou 2) em que as reações abaixo ocorrerão preferencialmente, justificando
suas respostas:
a) 2F- + Cl2
b) Cl2 + S-2
c) Ca
+ Fe2+
1
2
1
2
1
2
F2
+ 2Cl-
S
+ 2Cl-
Ca2+ + Fe
Dados: 9F , 16S , 17Cl , 20Ca , 26Fe.
32.Considere os seguintes dados:
Variação de entalpia de formação do KF(s): ∆Hf = -563 kJ ⋅ mol-1;
Energia de ionização do potássio: EI = ∆HEI = +419 kJ ⋅ mol-1;
Calor de sublimação do potássio: ∆Hs = +89 kJ ⋅ mol-1;
Energia de dissociação do flúor (F2): ∆Hd = +160 kJ ⋅ mol-1;
Variação de entalpia de formação do reticulado cristalino do K+F-(s) a partir dos íons K+(g) e F-(g):
∆HR = -818 kJ ⋅ mol-1.
Calcule a variação de entalpia de afinidade eletrônica do flúor (∆HAE).
21
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8.
Atomística
PRINCIPAIS TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS (INTERATÔMICAS OU INTERIÔNICAS)
ELEMENTO A
ELEMENTO B
TIPO DE LIGAÇÃO
IÔNICA OU
ELETROVALENTE
METAL
NÃO METAL
NÃO METAL
NÃO METAL
COVALENTE
METAL
METAL
METÁLICA
NATUREZA
ELETROSTÁTICA
ELETROMAGNÉTICA
(e eletrostática)
MISTA
Observações:
•
•
A classificação resumida no quadro apresentado não é rígida, havendo grande número de
casos de ligações com caráter intermediário (iônico-covalente, metálico-covalente etc.),
apresentando características parciais dos principais tipos, cuja predominância será
determinada pelas respectivas eletronegatividades dos elementos em ligação.
Nas ligações iônicas e covalentes há uma tendência marcante dos íons e átomos em ligação
atingirem a configuração eletrônica estável do gás nobre mais próximo (Teoria de Lewis /
Langmuir / Koessel ou “Regra do Octeto”).
8.1. Ligação Iônica ou Eletrovalente
Há transferência de elétron(s) do átomo mais eletropositivo para o átomo mais
eletronegativo, resultando na formação de íons que se atraem por meio de força de
natureza eletrostática (coulombiana).
Exemplo 1:
19K
... 2 . 8 . 8 . 1 →
K+
...
2 . 8 . 8 = [Ar]
9F
... 2 . 7
F-
...
2 . 8 = [Ne]
+
-
K F
→
→
KF (fluoreto de potássio)
Exemplo 2:
11Na
8O
... 2 . 8 . 1
... 2 . 6
→
→
Na2+ O 2− →
Na+ →
2-
O
→
2 . 8 = [Ne]
2 . 8 = [Ne]
Na2O (óxido de sódio)
Exemplo 3:
20Ca
... 2 . 8 . 8 . 2
→
Ca2+ →
1H
... 1
H-
...
Ca
2+
H2−
→
→
2 . 8 . 8 = [Ar]
2 = [He]
CaH2 (hidreto de sódio)
Observação:
A ligação será predominantemente iônica quando a diferença de eletronegatividade entre
os átomos da ligação for superior a 1,7 (∆x > 1,7).
22
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Atomística
8.2. Ligação Covalente
Há compartilhamento de par(es) de elétron(s) (com spins contrários) entre os átomos. A
força de ligação resulta da atração entre os elétrons compartilhados e os núcleos dos
átomos que participam da ligação.
Formação da molécula de H2:
H•
+
x
H
x
H • H
→
Diagrama de energia para a formação do H2 a partir de átomos isolados:
ENERGIA
DISTÂNCIA
INTERNUCLEAR
ENERGIA
DE
LIGAÇÃO
COMPRIMENTO
DA
LIGAÇÃO
A energia de ligação corresponde à energia que, quando cedida ao sistema, produz a
separação ou cisão homolítica (com formação de radicais livres) dos átomos.
Assim, temos:
(ENERGIA DE FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO) = ( - ENERGIA DE DISSOCIAÇÃO DA LIGAÇÃO)
a.
Ligação Covalente normal ou Simples
Presença de um elétron de cada átomo no par eletrônico de ligação.
Exemplo 1:
6C
.... 2 . 4
•
•C•
•
;
1H
.... 1
H
+ 4
x
H
→ H
•x
x•
x
C • H
•x
H
(Fórmula de Lewis do CH4)
Exemplo 2:
6C
.... 2 . 4
•
•C•
•
+ 2
;
x
x
xx
O
8O
x
x
→
.... 2 . 6
x
x
xx
O
x
x
xx
• •x x
• C •x Ox
(Fórmula de Lewis do CO2)
Observação:
Cada par eletrônico de covalência normal pode ser representado por meio de um traço
(traço de valência) em uma fórmula estrutural simplificada da fórmula de Lewis.
Exemplo:
CH4
....
H
⏐
H⎯C⎯H
⏐
H
;
CO2
23
....
O
C
O
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b.
Atomística
Covalência Dativa ou Coordenada
Presença de dois elétrons do mesmo átomo no par eletrônico de ligação.
Para o estabelecimento de covalências dativas, devem ser esgotadas as possibilidades
de covalências normais.
Exemplo 1:
Ligações entre 6C e 8O no CO.
;
6C .... 2 . 4
8O .... 2 . 6
••
x•
x
x
x
•
x C x• O •
+ •• O ••
→
x C x
••
Exemplo 2:
Ligações entre 16S e 8O no SO2 .
16S
.... 2 . 8 . 6
xx
x
x
S
x
x
+
;
••
• •
• O•
8O
+
.... 2 . 6
•
•
•O•
• x•
••
• •
• O•
→
x
x
x
S
x
x
••
O ••
••
Observação:
Cada par eletrônico correspondente a uma covalência dativa pode ser representado por
meio de uma seta orientada do átomo doador para o átomo aceptor.
Exemplos:
CO …
c.
C
O
;
SO2 …
O
S
O
Regras Práticas para a Elaboração de Fórmulas Estruturais
•
O número de elétrons no último nível, em um átomo de um elemento
representativo, é igual ao número do grupo na CPE.
Exemplo: S (grupo 6A) → 6 elétrons na última camada.
•
Os átomos, em ligação química, tendem a atingir a configuração eletrônica estável
do gás nobre mais próximo por meio de eletrovalência ou covalência.
•
Na covalência normal, cada traço de valência acrescenta 1 elétron a cada átomo da
ligação.
•
Na covalência dativa ou coordenada, cada traço (ou seta) de valência acrescenta 2
elétrons ao átomo aceptor, sem que haja alteração no número de elétrons no
átomo doador.
24
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Atomística
EXERCÍCIOS PROPOSTOS (com consulta à CPE)
33.Determine a fórmula bruta e o nome dos compostos binários formados pelos seguintes elementos:
(a) 12Mg e 9F ;
(b) 19K
e
7N
;
(c) 11Na e
1H
;
(d) 20Ca e
16S
;
(e) 13Al
8O
.
e
34.Complete as estruturas a seguir colocando os traços e setas, respectivamente, correspondentes
às ligações covalentes normais e dativas:
(a)
H
H
(b)
O
O
(e)
O
O
(g)
O
O
N
O
H
S
O
H
O
H
O
H
O
H
S
Cl
(b)
O
(d)
O
O
(f)
Cl
(h)
N
O
H
N
O
H
O
H
O
H
C
N
O
H
H
(i)
H
O
N
H
S
(j)
O
O
H
O
N
O
O
O
N
O
35.Complete as estruturas a seguir, indicando as ligações covalentes (por meio de traços de valência)
e iônicas:
(a)
O
O Na
(b) Cl O
S
Ca
O
O Na
Cl O
(c)
O
O
Na
P
O
O
Na
H
25
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(
)
e amônio
→
NH4+
36.Estabeleça as fórmulas estruturais dos íons hidrônio H3 O +
mesmos têm origem nas seguintes adições:
;
(b) NH3
(a) H2 O + H + → H3 O +
+
H+
( NH4+ ), sabendo que os
37.Estabeleça as fórmulas estrutural (simplificada) para a molécula do composto de adição
resultante da reação entre Be(CH3)2 (dimetil-berílio) e NH3 (amoníaco).
26
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8.3. Ligações Apolares e Polares
a.
Ligação Apolar
Ligação entre átomos com mesma eletronegatividade.
Exemplos:
b.
H H
…
∆x = 2,1 – 2,1
→
∆x = 0 ;
C C
…
∆x = 2,5 – 2,5
→
∆x = 0 ;
N Cl
…
∆x = 3,0 – 3,0
→
∆x = 0 .
Ligação Polar
Ligação entre átomos com eletronegatividades diferentes (∆x ≠ 0).
∆x > 1,7
→
0 < ∆x < 1,7 →
ligação polar predominantemente iônica ;
ligação covalente polar (∗).
(∗) desde que os átomos em ligação não sejam metais.
Exemplos:
c.
H Cl
…
∆x = 3,0 – 2,1
→
∆x = 0,9 (ligação covalente polar) ;
Na Cl
…
∆x = 3,0 – 1,0
→
∆x = 2,0 (ligação (predominantemente) iônica) ;
Au Cu
…
∆x = 1,9 – 1,8
→
∆x = 0,1 (ligação metálica fracamente polar) .
Vetor Momento Dipolar
-q
+q
+
µ= q . ℓ
−
ℓ
Na ligação apolar, o centro de carga positivo coincide com o centro de
carga negativo: ℓ = 0
→
µ=0
Na ligação polar, temos:
ℓ≠0
→
µ≠0
O momento dipolar é medido em unidades debye (D), onde:
1 D = 3,34 . 10-30 C . m (coulomb . metro)
O momento dipolar permite o cálculo da percentagem de caráter iônico de uma ligação.
Exemplo resolvido:
O momento dipolar da ligação H Cl é de 1,07 D e o comprimento da ligação é igual a 1,28 Å.
Determine o percentual de caráter iônico da ligação H − Cl.
Dados:
1 D = 3,34 . 10-30 m . C ; 1 Å = 10-10 m ; carga do elétron = -1,602 . 10-19 C.
Solução:
µi da ligação H+ Cl- (100% iônica):
µi = 1,602 . 10-19 C . 1,28 . 10-10 m
µi = 2,05 . 10-29 C . m .
→
1D
3,34 ⋅ 10 −30 C ⋅ m
Percentual de caráter iônico (c.i.):
c.i. = µreal / µi
27
µi = 2,05 . 10-29 C . m
→
µi = 6,14 D
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Engenharia de Produção
c .i . =
1,07
6,14
c . i . = 0,174
→
→
Atomística
c . i . = 17,4%
Observações:
•
Na estrutura de uma molécula ou de um íon composto, cada vetor momento dipolar
) orientada do
pode ser representado por meio de uma seta cortada (
átomo mais eletropositivo para o mais eletronegativo.
Exemplos:
O
C
H
O
105o
•
O
…
O
C
…
H
O
H
105o
O
(CO2)
(H2O)
H
Uma molécula apolar pode apresentar ligações polares, desde que a soma dos
vetores momento dipolo seja zero (Σ µ = 0) ou seja : o momento dipolar resultante
seja nulo (µR = 0). Em uma molécula polar, teremos: Σ µ ≠ 0 ou µR ≠ 0.
Assim, nos exemplos anteriores, temos que o CO2 é uma molécula apolar e o H2O é
uma molécula polar.
Podemos dizer, simplesmente, que o dióxido de carbono é uma substância apolar e
que a água (H2O) é uma substância polar.
Portanto, para classificarmos uma molécula (com mais de uma ligação) como apolar
ou polar, devemos conhecer sua forma geométrica.
9.
TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS NA CAMADA DE VALÊNCIA (TEORIA
RPECV) E DETERMINAÇÃO DA GEOMETRIA ESTRUTURAL
A teoria RPECV objetiva a determinação da geometria estrutural (disposição espacial dos
átomos em uma molécula ou em um íon composto).
Etapas para determinação da geometria de uma estrutura:
•
Estabelecer a fórmula eletrônica de Lewis (simplificada ou não) da estrutura, identificando
o átomo central (A), os ligantes (X) e os pares eletrônicos não compartilhados (E) ou
isolados do átomo central.
•
Escrever a estrutura sob a forma AXpEq.
Identificar a configuração-matriz a partir da soma p + q.
•
Definir a GEOMETRIA estrutural, considerando somente o átomo central (A) e os
•
ligantes (X).
p+q
2
3
4
5
6
(1)
(2)
CONFIGURAÇÃO-MATRIZ
FIGURA
linear
triangular equilátera
tetraédrica (regular)
bipiramidal trigonal
octaédrica regular
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(3)
(4)
o
109,28
28
(5)
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Principais formas geométricas estruturais:
FIGURA
FÓRMULA
GEOMETRIA ESTRUTURAL
EXEMPLO
(1)
AX2
linear
CO2
(2)
AX3
AX2E
triangular equilátera
angular
SO3
SO2
(3)
AX4
AX3E
AX2E2
tetraédrica
piramidal
angular
CH4
NH3
H2O
(4)
AX5
bipiramidal trigonal
PCl5
(5)
AX6
AX4E2
octaédrica
planar quadrada
SF6
XeF4
Observação:
Para a determinação de geometrias estruturais mais complexas (AX4E, AX3E2, AX2E,
AX5E etc.) devem ser levados em consideração dois critérios referentes às maiores
repulsões e respectivas situações a serem evitadas.
1º) par isolado – par isolado > par ligado – par isolado > par ligado – par ligado ;
2º) menor ângulo entre pares eletrônicos (ligados ou isolados)
29
→
maior repulsão.
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EXERCÍCIOS PROPOSTOS
38.Com base nas eletronegatividades dos elementos, dadas na CPE, coloque as seguintes ligações em
ordem decrescente de caráter iônico:
I. enxofre – cálcio
;
II. oxigênio – potássio
;
III. boro – flúor
;
IV. hidrogênio – cloro
;
V. bromo – alumínio.
39.A ligação H – I possui momento dipolar permanente igual a 7,68 D, sendo de 162 pm a distância
internuclear hidrogênio – iodo.
Calcule a percentagem de caráter iônico H – I.
Dados: carga do elétron = -1,602 . 10-19 C ; 1 pm = 10-12 m ; 1 D = 3,34 . 10-30 m . C.
40.Classifique cada uma das espécies dadas, segundo o modelo AXpEq , de acordo com a teoria
RPECV, prevendo sua geometria estrutural.
a. CO2
f. H2O
;
b. BCl3
;
+
;
g. H3O
;
c. SO2
h. PCl5
;
d. NH3
;
i.
CO32−
;
;
e. NH4+
SO42−
j.
;
.
41.Classifique cada uma das moléculas a seguir como APOLAR ou POLAR, com base na polaridade das
ligações e na geometria estrutural prevista pela teoria RPECV.
a. CHCl3
;
b. CH2Cl2
;
c. H2O
;
d. Be(CH3)2
;
e. OCCl2
.
42.Coloque os isômeros de posição do diclorobenzeno (orto, meta e para) em ordem decrescente de
polaridade molecular.
43.A Lei dos Semelhantes, relativa à solubilização de um soluto em um solvente pode ser enunciada
da seguinte maneira: “Solutos iônicos ou fortemente polares são geralmente solúveis em
solventes polares; solutos apolares ou fracamente polares são solúveis em solventes apolares ou
fracamente polares”.
Dados os solutos e solventes a seguir, identifique os casos de ALTA e de BAIXA solubilidade, de
acordo com a Lei dos Semelhantes.
a. SOLUTO : NaCl(s)
;
SOLVENTE : água (ℓ)
b. SOLUTO : I2(s)
;
SOLVENTE : CCl4 (ℓ)
c. SOLUTO : I2(s)
;
SOLVENTE : água (ℓ)
d. SOLUTO : NaCl(s)
;
SOLVENTE : benzeno (ℓ)
e. SOLUTO : C2H5OH (ℓ) ;
SOLVENTE : H2O(ℓ)
f. SOLUTO : HCl (g)
;
SOLVENTE : H2O(ℓ)
g. SOLUTO : Br2 (ℓ)
;
SOLVENTE : CHCl3 (ℓ)
h. SOLUTO : benzeno (ℓ) ;
SOLVENTE : tolueno (ℓ)
30
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10. LIGAÇÃO METÁLICA
Os metais puros, no estado sólido, apresentam estrutura cristalina com seus átomos dispostos
segundo um arranjo geométrico bem definido.
A menor porção de uma rede cristalina é a sua célula unitária. Na ligação metálica, os cernes
dos cátions metálicos ocupam os pontos do reticulado cristalino e os elétrons s ou s e p, ligados
fracamente a esses cernes, formam uma grande nuvem eletrônica que é compartilhada por
todos os cernes da célula unitária. Os elétrons apresentam movimento em todas as direções da
célula, só ocorrendo fluxo unidirecional quando da aplicação de uma diferença de potencial
sobre o metal.
Embora apresentando algumas características de ligação iônica (forças eletrostáticas entre os
núcleos e os elétrons de valência) e de ligação covalente (compartilhamento de elétrons), a
ligação metálica não se enquadra em nenhum desses casos.
O triângulo a seguir sugere, de forma esquemática, os tipos de ligações químicas (iônica,
covalente e metálica) e estados de transição entre elas:
COVALENTE
H
:H
HF
K+FIÔNICA
Cu3Sn
Cu − Cu
Fe3C
METÁLICA
11. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
11.1. Ligação e Estado Físico
Uma maior força de atração entre as partículas faz com que estas tendam a assumir um
estado de maior agregação.
Assim, nas condições-ambiente, os compostos iônicos, os metais e os compostos
covalentes macromoleculares (diamante, grafite, sílica cristalina (SiO2)n) apresentam-se,
em geral, no estado sólido.
Os estados físicos dos elementos químicos e de suas substâncias simples, nas CNPT, são
os seguintes:
• gasoso: H2 , O2 , O3 , N2 , F2 , Cl2 e gases nobres.
• líquido: Br2 e Hg
• sólidos: demais substâncias simples geralmente com “atomicidade infinita”, formando
redes cristalinas com os átomos unidos por meio de ligações covalentes (Cn , Sin , Gen , Pn)
ou metálicas (Fen , Cun , Nan , Can).
Quando a substância é formada por moléculas, seu estado físico depende da intensidade
das forças intermoleculares.
31
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11.2. Natureza das Ligações Intermoleculares
a) Ligação por Forças de Van der Waals (Dipolo Induzido) comuns
Ocorre entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, decorrendo de um
desequilíbrio elétrico momentâneo que faz com que a molécula ou o átomo assumam um
momento dipolo instantâneo, gerando uma força interativa (atrativa) de baixa
intensidade em relação à molécula ou ao átomo vizinhos (formação de dipolo induzido).
Substâncias como o dióxido de carbono (CO2) e o iodo (I2) formam sólidos (cristais)
moleculares que sofrem sublimação com facilidade.
Os gases nobres e as substâncias moleculares apolares com baixo peso molecular (PM)
são gasosos nas condições-ambiente.
As substâncias moleculares apolares serão líquidas ou sólidas a medida que o PM
aumenta, gerando uma maior incidência de desequilíbrios instantâneos e forças de Van
der Waals mais intensas.
b) Ligação por Forças de Dipolo Permanente
Ocorre entre moléculas polares, com a extremidade positiva do dipolo molecular
atraindo a extremidade negativa do dipolo elétrico da molécula vizinha.
+
−
+
−
+
−
+
−
−
+
−
+
−
+
−
+
+
−
+
−
+
−
+
−
Entretanto a influência do PM persiste e, assim, teremos:
PE (HI) > PE (HBr)
> PE (HCl) ;
PE (H2Te) > PE (H2Se) > PE (H2S) .
Observações:
• Para substâncias com PM próximos, a ligação via dipolo permanente é mais forte que
a ligação por meio de dipolo induzido.
• Alguns autores denominam as forças intermoleculares, em geral, de forças de Van
der Waals, fazendo a distinção entre: forças de London (forças de Van der Waals
tipo dipolo induzido) e forças de Van der Waals tipo dipolo permanente.
c) Ligação por Pontes de Hidrogênio
Ocorre entre moléculas polares, quando a ligação polar principal envolve um átomo de
elevada eletronegatividade e de pequeno raio (F, O, N) e o hidrogênio que, por ser o
átomo de menor raio, funcionará como um pequeno centro de carga positivo que servirá
de ponte na ligação intermolecular (ou intramolecular).
X
H
X
X
H
X
; onde :X = F, O, N
Embora de natureza semelhante, a ligação por pontes de hidrogênio é bem mais forte
que a ligação dipolo permanente – dipolo permanente.
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A existência de pontes de hidrogênio é a razão de HF, H2O e NH3 apresentarem
pontos de fusão e de ebulição anômalos em relação aos compostos binários
hidrogenados de seus respectivos grupos na CPE.
Exemplo: Pontos de Ebulição de Compostos Binários Hidrogenados (1 atm)
Composto
NH3
PH3
AsH3
SbH3
PE (oC)
-33
-85
-55
-17
PE (oC)
100
-60
-42
-2
Composto
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Composto
HF
HCl
HBr
HI
PE (oC)
19
-85
-67
-35
A ocorrência de pontes de hidrogênio explica ainda o aumento de volume observado na
formação do gelo e a formação de moléculas “dímeras” de alguns compostos
((CH3COOH)2 , H2F2 etc.).
As pontes de hidrogênio podem ser classificadas em intermoleculares e
intramoleculares.
12. LIGAÇÕES NOS CRISTAIS E PROPRIEDADES DOS SÓLIDOS
CARACTERÍSTICA
PARTÍCULAS
CONSTITUINTES
NATUREZA DA(S)
FORÇA(S) DE
ATRAÇÃO
PREDOMINANTE(S)
CONDUTIVIDADE
ELÉTRICA
CONDUTIVIDADE
ELÉTRICA DO
LÍQUIDO
PONTOS DE FUSÃO
E EBULIÇÃO
IÔNICA
cátions e ânions
ESPÉCIE QUÍMICA (SUBSTÂNCIA)
MOLECULAR
MOLECULAR
COVALENTE
POLAR
APOLAR
(reticular)
átomos ligados por
moléculas polares
moléculas apolares
covalência
METÁLICA
cátions e elétrons
não localizados
eletrostática
dipolo-dipolo,
pontes de
hidrogênio
Van der Waals
(comuns)
covalente
metálica
muito baixa
muito baixa
muito baixa
muito baixa
(em geral)
muito elevada
elevada
muito baixa
extremamente
baixa
____
muito elevada
elevados
baixos (em geral)
(dependem do peso
molecular)
baixos (dependem
do peso molecular)
muito elevados
muito elevados
(em geral)
extremamente
duros, insolúveis
nos solventes
comuns
maleáveis e
dúcteis, elevada
condutividade
térmica, insolúveis
nos solventes
comuns
Diamante, SiO2,
SiC , AlN
metais e suas ligas
OUTRAS
CARACTERÍSTICAS
IMPORTANTES
duros, quebradiços,
solúveis em
solventes polares
menos duros, mais
solúveis em
solventes polares
moles e
quebradiços,
solúveis em
solventes apolares
EXEMPLOS
KF, NaCl, Na2SO4,
CaO
H2O, HCl, C2H5OH
H2, I2 , CO2, CH4
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EXERCÍCIOS PROPOSTOS
44.Dadas as seguintes espécies químicas:
;
b) (NaCl)n(s)
;
a) Can(s)
;
e) H2O(n) (s)
;
d) CH4(ℓ)
c) Cn(diamante)(s)
f) HCl(ℓ)
,
;
identifique os tipos de ligações interatômicas, interiônicas e intermoleculares existentes, em
cada caso.
45.O ferro (Fen) pode sofrer cristalização como Fe(α) (ferrita) ou como Fe(γ) (austenita),
respectivamente, em rede cúbica de corpo centrado (c c c) ou em rede cúbica de face centrada (cfc).
Sabendo que a massa atômica do Fe é 55,8 u e que as arestas dos cubos das células unitárias c c c
e c f c são iguais a 287 pm e 363 pm, respectivamente, para o Fe(α) e para o Fe(γ), determine as
massas específicas, em g . cm-3, para a ferrita e para a austenita.
Dados: NA = 6,02 . 1023 mol-1 ; 1 pm = 10-12 m ;
célula unitária c c c – um átomo em cada vértice e um átomo no centro do cubo ;
célula unitária c f c - um átomo em cada vértice e um átomo em cada centro de face do
cubo.
46.Na coluna da esquerda são dadas as fórmulas de algumas substâncias e, na coluna da direita,
possíveis pontos de ebulição normais para essas substâncias:
a. -161,4 oC
1. CH4
b. -103,9 oC
2. C2H6
c. -88,6 oC
3. C3H8
d. -48,0 oC
4. C2H4
e. -42,2 oC
5. C3H6
Relacione as colunas da esquerda e da direita.
47.A água possui PE normal igual a 100 oC, enquanto o fluoreto de hidrogênio possui PE normal igual a
19 oC, embora o flúor seja mais eletronegativo que o oxigênio.
Justifique este fato com base na formação de pontes de hidrogênio intermoleculares.
48.Determinações de massa molecular para o acetato de hidrogênio (CH3COOH), pelo método
criométrico (abaixamento da temperatura de congelação da solução de acetato de hidrogênio),
conduzem a resultados em torno de 120 u, isto é: o dobro da M.M. do acetato de hidrogênio.
Justifique o fato, com base na formação de pontes de hidrogênio intermoleculares.
49.Por que o flúor é o único halogênio capaz de formar o íon hidrogeno-halogeneto ( HF2− ) ?
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