ricardo feltre e setsuo yoshinaga - atomística (doc) (rev)

ATOMÍSTICA Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga

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Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga

ATOMATOMÍÍSTICASTICA

Volume 2

Teoria e

Exercícios

SÂO PAULO ■ BRASIL


FICHA CATALOGRÁFICA

[Preparada pelo Centro de Catalogação-na-fonte,

Câmara Brasileira do Livro, SP]

Feltre, Ricardo, 1928-

F

374a

Atomística: teoria e exercícios |por| Ricardo Feltre

|e| Setsuo Yoshinaga. São Paulo, Ed. Moderna,

1974.

477p. ilust.

1. Átomos 2. Moléculas I. Yoshinaga,

Setsuo,

1937- II. Título.

CDD-539

-541.22

7

74-0086

-541.24

Índices para o catálogo sistemático:

1. Estrutura atômica: Química teórica 541.24

2. Estrutura molecular: Química 541.22

3. Física moderna: Ciências puras 539

4. Química molecular 541.22

É proibida a reprodução

total ou parcial deste livro, sob

as penas da lei.


PREFÁCIO


ABREVIAÇÕES ADOTADAS, PELOS AUTORES, PARA OS NOMES DAS ESCOLAS SUPERIORES

MEDICINA - USP (até 1964) - Faculdade de Medicina da Universidade de São Paulo.

CESCEM - Centro de Seleção de Candidatos a Escolas Médicas e Biológicas da Fundação Carlos Chagas.

EPUSP ou POLI - Escola Politécnica da Universidade de São Paulo.ITA - Instituto Tecnológico de Aeronáutica.

FFCLUSP - Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras da Universidade de São Paulo.

EE MACKENZIE - Escola de Engenharia da Universidade Mackenzie.

FEI - Faculdade de Engenharia Industrial da Pontifícia Universidade Católica de São Paulo.

EES CARLOS - Escola de Engenharia de São Carlos da Universidade de São Paulo.

EE MAUÁ - Escola de Engenharia Mauá.

MEDICINA - Santa Casa - Faculdade de Medicina da Santa Casa de Misericórdia de São Paulo.

FEF ARMANDO ALVARES PENTEADO - Faculdade de Engenharia da Fundação Armando Alvares Penteado.

ESQ OSWALDO CRUZ - Escola Superior de Química Oswaldo Cruz.

ENE - Escola Nacional de Engenharia (Guanabara).

MEDICINA - GB - Vestibulares Unificados `as Escolas de Medicina (Guanabara e Rio de Janeiro).

ENGENHARIA - GB - Vestibulares Unificados às Escolas de Engenharia (Guanabara e Rio de Janeiro).


ÍÍNDICENDICE

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

CAPÍTULO 1 - introdução à atomística

ONDAS ELETROMAGNÉTICAS .....................................................15

O que é onda eletromagnética ......................................15

Tipos de ondas eletromagnéticas.....................................21

Propagação das ondas eletromagnéticas.........................23

DESCARGAS ELÉTRICAS NOS GASES À ALTA PRESSÃO............25

DESCARGAS ELÉTRICAS NOS GASES À BAIXA PRESSÃO..........26

Explicação do fenômeno ...................................................27

A ionização inicial ............................................................28

Lâmpada fluorescente .......................................................28

DESCARGAS ELÉTRICAS NO ALTO VÁCU0 .................................31

RAIOS ANÒDICOS - AMPOLA DE GOLDSTEIN ............................33

ESPECTRÓGRAFO DE MASSA .......................................................35

ISÓTOPOS - ISÓBAROS - ISÓTONOS ..........................................37

RAIOS "X" .....................................................................................40

EXERCÍCIOS E TESTES .................................................................43


CAPÍTULO 2 – radiatividade

DESCOBERTA DA RADIATIVIDADE................................................47

NATUREZA DAS EMISSÕES ..........................................................50

LEIS DA RADIATIVIDADE .............................................................53

CINÉTICA DAS EMISSÕES ............................................................59

Velocidade instantânea de desintegração .......................60

Constante radiativa ...........................................................61

Vida média .........................................................................62

Período de semi-desintegração ou meia vida.................65

Relação entre vida média e período

de semi-desintegração ......................................................69

FAMÍLIAS RADIATIVAS OU SÉRIES RADIATIVAS .........................72

REAÇÕES DE- TRANSMUTAÇÃO ....................................................77

FISSÃO NUCLEAR ........................................................................85

FUSÃO NUCLEAR ..........................................................................99

ELEMENTOS ARTIFICIAIS ..............................................................102

Carbono 14.........................................................................102

Iôdo radiativo .....................................................................103

Cobalto 60 ........................................................................104

EXERCÍCIOS E TESTES ................................................................106

CAPÍTULO 3 - estrutura do átomo

O ÁTOMO DE DALTON .................................................................121

O MODELO DE RUTHERFORD - BOHR .......................................123

Contradição `a teoria de Rutherford ...............................126

A teoria de Bohr................................................................126

Distribuição eletrônica ......................................................135

Os elementos de transição .............................................137

A EVOLUÇÃO DA TEORIA DE RUTHERFORD - BOHR................138

PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI ...........................................143


A MECÂNICA ONDULATÓRIA.........................................................144

NÍVEIS, SUBNÍVEIS E ORBITAIS....................................................147

REPRESENTAÇÃO GRÁFICA E REGRA DE HUND ........................156

MEMORIZAÇÃO ATRAVÉS DO ESTUDO COMPARATIVO...............161

HIBRIDAÇÃO ..................................................................................166

EXERCÍCIOS E TESTES ................................................................176

CAPÍTULO 4 - ligações químicas

LIGAÇÃO ELETROVALENTE ..........................................................192

Estrutura do cloreto de sódio ..........................................198

Estrutura dos cristais iônicos ..........................................200

Estrutura eletrônica dos íons ...........................................201

LIGAÇÃO COVALENTE ...................................................................202

Teoria de Heitler - London ..............................................203

Orientação das ligações covalentes no espaço..............208

Covalência coordenada......................................................210

Principais elementos e número de elétrons

na camada externa ...........................................................213

Contagem dos elétrons na camada, externa..................214

Estrutura de hidretos moleculares ...................................215

Estrutura dos Óxidos moleculares....................................217

Estrutura de ácidos oxigenados .......................................220

Estrutura dos sais..............................................................223

Ligação π (pi......................................................................227

Hibridações parciais ...........................................................233

Hibridações especiais ........................................................239

LIGAÇÃO POLAR E MOLÉCULA POLAR .......................................244

Eletronegatividade ..............................................................244

Ligação polar ....................................................................245

Momento polar....................................................................247

Molécula polar ..................................................................249

Constante dielétrica ...........................................................251

Ponte de hidrogênio...........................................................253

Ligação de Van der Waals ..............................................257

Fusão e dissolução de um sal .......................................263


ESTRUTURAS DAS MOLÉCULAS ..................................................268

Átomos que obedecem à regra do octeto .....................268

Átomos que não obedecem à regra do octeto..............275

Estruturas macromoleculares ............................................278

PARAMAGNETISMO ........................................................................281

RESSONÂNCIA................................................................................284

LIGAÇÃO METÁLICA.......................................................................290

Teoria da "nuvem eletrônica" ou

"gás eletrônico" .................................................................291

Teoria das faixas eletrônicas ou

bandas eletrônicas..............................................................293

Retificador de corrente .....................................................302

Transistores ........................................................................303

Célula fotoelétrica .............................................................305

CRISTAIS METÁLICOS ..................................................................306

Sistema cúbico de corpo centrado ..................................306

Sistema cúbico de face centrada...................................308

Sistema hexagonal compacto ...........................................309

EXERCÍCIOS E TESTES .................................................................311

CAPÍTULO 5 - classificação periódica dos

elementos

HISTÓRICO.....................................................................................333

A MODERNA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA....................................337

AS ESTRUTURAS ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS .....................341

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS .............................348

Densidade ...........................................................................348

Volume atômico..................................................................349

Pontos de fusão.................................................................351

Raios: atômico, covalente, iônico e de

Van der Waals....................................................................352

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO ..........................................................356

Definição de elétron-volt...................................................356

Definição de potencial de ionização................................357

Variação dos potenciais de ionização.............................. 358


ELETRONEGATIVIDADE...................................................................360


PROPRIEDADES QUÍMICAS............................................................368

Natureza das ligações .......................................................368

Hidretos...............................................................................370

Óxidos..................................................................................370

EXERCÍCIOS E TESTES..................................................................372

CAPÍTULO 6 - óxido-redução

CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO.....................................389

OXIDANTES E REDUTORES...........................................................392

NÚMERO DE OXIDAÇÃO...............................................................394

Número de oxidação de íons...........................................396

Número de oxidação de átomos nas moléculas.............397

AJUSTAMENTO DE COEFICIENTES PELO MÉTODO

DE ÓXIDO-REDUÇAO.....................................................................409

Óxido-redução com 3 elementos .................................... 416

Presença da água oxigenada ...........................................419

Equações iônicas ...............................................................421

MONTAGEM DE EQUAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO .....................423


CAPÍTULO 7 - conceitos modernos de ácidos e

bases

CONCEITOS DE LOWRY - BRONSTED..........................................439

Definições............................................................................439

Ácidos e bases conjugadas...............................................441

TEORIA DE LEWIS.........................................................................445

FORÇAS DE ÁCIDOS E BASES.....................................................447

Definições e comparações.................................................447

Fatores influentes ..............................................................451

Efeitos de indução.............................................................452

Caráter básico das aminas...............................................454



RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS E TESTES....................................469


orbitais atômicos


AA ONDAS ONDAS

ELETROMAGNÉTICASELETROMAGNÉTICAS

________________________

O que é onda

eletromagnética?

____________________

Em primeiro lugar vamos recordar o conceito físico de onda.

Imagine a onda no mar.

Um barril flutua no mar onde a onda "não se quebra".

A onda caminha numa direção, mas o barril não

desliza sobre a superfície,o que prova que a água do mar não se

desloca no sentido da onda.

O movimento que a onda vai causar é apenas

de fazer "subir e descer" o barril. Então, pode-se

afirmar que a onda possui energia para suspender o

barril. Este "sobe" ao receber energia e depois devolve

a mesma energia ao mar quando "desce".

Nos desenhos ao lado está uma seqüência dos

movimentos do barril.

Então:


Onda é propaga çã o de ENERGIA.

Imagine agora um lago e os abalos (ondas causadas pela sucessiva queda de

"pedras" no centro do lago). Suponhamos que caem pe-


dras de modo periódico, vamos dizer de 10 em 10 segundos.

Formam-se círculos concêntricos equidistantes que se propagam na

superfície da água. Aquela parte "saliente" na superfície da água será chamada de

"avista" da onda. 0 que vemos não é senão um conjunto de "cristas" concêntricas

propagando-se na água a partir do ponto de queda da pedra.

A distância entre duas cristas consecutivas corresponde ao comprimento

de onda X (lâmbda) que,no exemplo acima, é a mesma,qualquer que seja o "par

de ondas".

Vejamos as ondas numa secção de perfil.

Chamemos de "T" (período) ao tempo gasto para caírem duas pedras

consecutivas, que é igual ao tempo para passarem duas ondas consecutivas num

mesmo ponto. Então X será a distância percorrida pela onda no tempo "T".

Sabendo-se que:

espaço percorrido = velocidade x tempo

λ = v . T

Dizemos ainda que os pontos "A" e "B" da superfície são pontos em

concordância de fase, ou seja ,pontos que executam movimentos análogos

simultaneamente.

Então:

_____________________________________________________________________

Comprimento de onda (λ) é a menor distância entre dois pontos atingidos

pelas ondas e que se acham em concordância de fase.

_____________________________________________________________________


introdução à atomística -1

Imagine agora uma rolha que se encontre flutuando na superfície do lago.

Ocorrerão oscilações na cortiça à medida que as ondas, passam.

Vamos anotar o número de oscilações provocadas pelas ondas na unidade

de tempo. Marquemos um minuto como unidade de tempo.

Ora, se cai no lago uma pedra de 10 em 10 segundos,teremos 6 pedras

e,portanto, 6 oscilações para a rolha num minuto. Este número de oscilações é

chamado de freqüência das ondas.

_____________________________________________________________________

Freqüência (f) é o número de oscilações produzidas pelas ondas, na

unidade de tempo.

_____________________________________________________________________

No caso anterior temos: f = 6 ciclos/minuto

Podemos relacionar o período (T) com a freqüência (f).

Vimos que:

PERÍODO (T): é o tempo gasto para caírem duas pedras consecutivas, ou

seja, o tempo para repetir uma oscilação idêntica num mesmo ponto atingido

pelas ondas.

FREQÜÊNCIA (f): ê o número de oscilações produzidas pelas ondas, na

unidade de tempo.

Ou seja, o período é o inverso da freqüência. Voltando à fórmula de

propagação de ondas temos:


substituindo


Daí se conclui que, quanto maior o (X), menor será a (f) das oscilações,já

que a velocidade de propagação é constante em determinado meio.

Poderíamos fazer a seguinte comparação:

Uma rolha "dança" na água (subindo e descendo) ao "ritmo" das pedras

que caem. Quanto mais depressa as pedras caem, mais depressa, "com maior

freqüência" oscila a rolha. Mas, então, formam-se ondas sucessivas umas muito

próximas das outras e diremos que "diminuiu o comprimento de onda" (menor

distância entre 2 cristas consecutivas) .

Vamos supor agora que a água do lago ou a água do mar se tornasse

"invisível". Iríamos, então, ver os objetos (barril, rolha, etc) flutuando no espaço

e não numa superfície visível.

Além disso, se nessa misteriosa "água invisível" houvesse propagação de

alguma onda, Iríamos ver os objetos oscilando. Poderíamos até "imaginar" os tipos

de onda que estariam se propagando nessa "misteriosa água".

Pois bem, existem formas de energia que se propagam em forma de ondas

invisíveis.

Seja um recipiente contendo água. Na superfície flutua uma rolha com um

prego. Do lado de fora fazemos oscilar um imã bastante forte.

A rolha também irá oscilar com a mesma freqüência do Imã. É que quando

o Imã oscila, ele produz ondas invisíveis no espaço capazes de atravessarem o vidro

e fazer oscilar o prego. Estas ondas são denominadas "ondas magnéticas" e as

representamos por um conjunto de setas chamadas vetores "campo magnético"

(H).


introdução à atomística-1

Outro tipo de "onda invisível" é aquela produzida por cargas

elétricas.

Imagine um pêndulo de fio de seda que possui uma esfera carregada

elétrica mente (vamos supor com carga negativa).

Balançando-se diante da esfera um bastão carregado positivamente, a

esfera tentará acompanhar o movimento do bastão.

É porque o bastão, em oscilação, emite ondas invisíveis constituídas de

"ondas elétricas" representadas por vetores denominados de "campos

elétricos" (E).

Na prática constata-se que, quando surge uma "onda elétrica", ela ê

acompanhada de "onda magnética" e vice-versa. Dizemos, então, que se trata de

"onda eletromagnética". Experimentalmente, sabe-se que o "plano dos campos

elétricos é sempre perpendicular ao plano dos campos magnéticos".

A representação ilustrativa da onda eletromagnética seria:


____________________________________________________________________________

A onda eletromagnética é uma forma de energia constituída de campos

elétricos e campos magnéticos, em planos perpendiculares entre si, capazes de

propagar-se no espaço.

____________________________________________________________________________

As ondas eletromagnéticas propagam-se em diversos meios e, no vácuo a

velocidade de propagação é de 300.000 km/seg, ou seja, 7,5 voltas em redor da

Terra num segundo.

Graças às ondas eletromagnéticas podemos captar emissoras de rádio,

televisão, radar, etc.

Apenas para termos uma idéia ilustrativa de onda eletromagnética,

imagine uma estação transmissora de rádio.

═════════════════



___________________________________________

Tipos de ondas eletromagnéticas

___________________________________________

As ondas eletromagnéticas apresentam os comprimentos de onda numa

vasta gama de variação e, para cada faixa de variação, a onda eletromagn é tica

recebe um nome específico. Vejamos os principais nomes.

Os raios cósmicos são constatados em qualquer parte do Universo, sendo

constituídos de partículas subatômicas de altíssima velocidade e "ondas

eletromagnéticas de X curtíssimo".

Em seguida temos os raios gama, observados nos fenômenos quando se

"toca ou modifica a estrutura nuclear dos átomos". È o caso de fenômenos

radiativos e explosões atômicas que veremos adiante, onde são produzidas

emissões de "raios gama".

Os raios-X são ondas eletromagnéticas que surgem nas "colisões de

elétrons contra anteparos duros".

As ondas eletromagnéticas, nas faixas ultra-violeta, luz visível e infra-

vermelho, correspondem às "energias libertadas" pelos "saltos de elétrons

dentro do átomo".

Os raios infra-vermelhos são conhecidos popularmente como "calor de

irradiação” .


As ondas eletromagnéticas de comprimento maior surgem quando elétrons

num condutor sofrem "impulsos".

Ê o caso das ondas hertzianas libertadas duma torre de transmissão. Lá,os

elétrons sofrem "impulsos" e libertam ondas eletromagnéticas.

As ondas de F.M. (freqüência modulada) e de televisão possuem somente

alguns metros.

Exemplos:

o CANAL 9 da T.V. tem À = 1,5 metros

o F.M. da Eldorado tem A = 3 metros

As ondas de rádio estão numa faixa de A maior e temos 3 classes:

A) ondas curtas 10--------- 200 metros.

B) ondas médias 200 --------- 600 metros.

C) ondas longas 600 --------- 1000 metros.

Foi o cientista Hertz quem descobriu a existência de ondas

eletromagnéticas. Em sua homenagem, a unidade de freqüência ê denominada de

"hertz".

__________________________________________________________________________

1 ciclo/segundo = 1 hertz

1000 ciclos/segundo = 1 khz (ki1ohertz)

1 milhão ciclos/segundo =1 Mhz (megahertz)

__________________________________________________________________________

Pode-se então caracterizar uma onda eletromagnética, exprimindo o seu

comprimento de onda "A" ou então, a sua freqüência (f).

Lembre-se da rela çã o :

Quando nada se fala da velocidade de uma onda eletromagnética,

subentende-se que a velocidade é de 300.000 km/seg (no vácuo = no ar) .

EXERC Í CIOS

(1) Você está sintonizando uma emissora que opera numa frequência

de 1.000 Khz. Qual o comprimento de onda dessas emissões?


RESPOSTA: são ondas de 300 metros.



(2) Uma emissora de T.V. utiliza-se de ondas de λ = 2 metros,

Qual a freqüência dessa emissora?

(3) Seja um rádio de uma faixa:

Você está sintonizando uma estação quando no dial temos a posição

acima indicada.

Seu rádio é um receptor de ondas:

a) médias

b) curtas

c) longas

d) F.M.

__________________________________________________________________________

propagação das ondas eletromagnéticas

__________________________________________________________________________

As ondas eletromagnéticas propagam-se em linha reta num meio

homogêneo. Ao penetrar noutro meio, pode ocorrer uma mudança de direção que

se denomina refração.

Pode mesmo ocorrer reflexão das ondas eletromagnéticas.

Se você mora num local vizinho a prédios altos, ou onde passam aviões, as

ondas de T.V. serão refletidas por esses obstáculos, provocando distúrbios no seu

receptor. (Fantasmas pelo prédio e ondulações da imagem pelo avião).

Uma torre de emissão, de T.V. ou de rádio, geralmente emite ondas em

todas as direções, ou seja, ondas tridimensionais, formando se frentes esféricas de

ondas. (Lembre-se que, na água, a onda causada pela queda da pedra tinha

propagação bidimensional e tínhamos frentes de onda circulares).


Outro detalhe muito importante ê saber o aspecto energético das ondas

eletromagnéticas. Elas são emitidas de modo intermitente em forma de conjuntos

de ondas, que recebem o nome de "fótons".

Resumindo: As ondas eletromagnéticas são emitidas de modo descontinuo,

em forma de quantidades bem discretas, denominadas de "fotons?

A energia do fóton depende do seu comprimento de onda (A).

Quanto maior o "X", menor será a energia. Podemos dizer, então, que a

energia do fóton é diretamente proporcional à freqüência da onda

eletromagnética,já que:

Essa energia variável de cada fóton é denominada de "quantum" (no plural

"quanta"). Segundo o cientista Planck o quantum (q) cor responde a:

_____________

q = h . f

_____________

q = a energia do fóton

h = constante de Planck = 6,62 x 1O-27 erg x seg

f = freqüência da onda eletromagnética

Portanto, cada fóton possui uma quantidade definida de energia. Assim,

quanto mais fótons num feixe de luz, mais intensa será a energia.

EXERC Í CIOS

(4) Qual a energia do fóton constituinte da luz violeta de 4000 Ǻ?

(5) Qual é a energia do fóton constituinte dos raios-X de λ=1Ǻ ?



BB DDESCARGASESCARGAS ELELÉÉTRICASTRICAS

NOSNOS GASESGASES ÀÀ ALTAALTA PRESSPRESSÃÃOO

S ã o os gases: bons, regulares ou p é ssimos condutores de eletricidade?

A resposta seria: "depende da pressão do gás".

Estudemos, então, os 3 casos principais: à alta press ã o , à baixa press ã o e

no alto v á cuo .

De modo geral, os gases à pressão elevada (acima de 1 atm) comportam-

se como isolantes, isto é, oferecem grande dificuldade a passagem de elétrons.

Veja,por exemplo,os fios de luz nos postes que, às vezes estão

descobertos, em contato com ar atmosférico (mistura gasosa) sem que ocorra

descarga.

É necessário grande diferença de potencial (AV) entre os pólos e ainda uma

pequena distância entre esses fios para ocorrer uma descarga à alta pressão.

Exemplo: Vela de motor à explos ã o que utiliza alguns milhares de volts

para produzir a centelha.

Quanto maior a distancia entre os eletrodos,exigem-se maiores tensões.

.


C DESCARGAS ELDESCARGAS ELÉÉTRICAS TRICAS

NOS GASES A BAIXA PRESSNOS GASES A BAIXA PRESSÃÃOO

Esses tipos de descargas s ã o realizadas em tubos de Geissler

Um tubo de Geissler é constituído de uma ampola de vidro possuindo 2

eletrodos. No interior da ampola pode-se colocar um gás qualquer a uma pressão

de 1 a 30 mm Hg.

Um dos eletrodos é ligado ao polo negativo e será chamado de

"CÁTODO". Outro que é ligado ao polo positivo é chamado de "ÂNODO".

A diferença de potencial, necessária para a descarga, depende do

comprimento do tubo e da press ã o interna . Para um tubo de 40 cm e

pressão de 3 mm Hg, pode-se usar uma tensão de 60 volts, quando no seu interior

temos "vapor de mercúrio".

Durante a descarga aparecerá uma boa luminosidade em toda região entre

o "cátodo" e o "ânodo" A cor da luz emitida depende da natureza do g á s , da

pressão interna e da tens ã o utilizada .

Descargas deste tipo são utilizadas em anúncios



luminosos e também nas l â mpadas fluorescentes .

Uma particularidade dessas lâmpadas é que para iniciar a descarga exige-

se uma tens ã o elevada ,a fim de provocar a ionização inicial das mol é culas

gasosas.

___________________________________

A) EXPLICA ÇÃ O DO FEN Ô MENO

Vimos no LIVRO I que as moléculas são formadas de átomos. Os átomos

são constituídos de núcleos e elétrons. Quando o tubo de Geissler ê submetido a

determinada tensão, dá-se a descarga,porque o "CÁTODO". emite elétrons.

Na prática o cátodo ê um filamento incandescente, pois a elevada

temperatura facilita a emissão de elétrons.

Os elétrons acelerados colidem com as moléculas do gás provocando

ionizações. Os íons dirigem-se para o"CÁTODO" (-) enquanto que os elétrons

vão para o "ÂNODO" (+).

Dentro do tubo existem duas espécies de partículas em movimento:

- el é trons no sentido cátodo ânodo

- Íons no sentido ânodo c á todo

Na realidade, além" das colisões elétron x molécula, ainda ocorrem, em

menor número, colisões de molécula que também produzem mais ionizações.


Os íons chegam até o cátodo, regenerando assim o elétron e voltando a ser

molécula neutra. Mas, uma nova colisão imediatamente provocará nova ionização.

Nessas colisões, uma parcela de energia ê emitida em forma de ondas

eletromagnéticas que podem ser visíveis ou invisíveis.

Utilizando-se gases diferentes, ou pressões variadas, podem-se obter os

mais deslumbrantes coloridos que enfeitam as avenidas na forma de anúncios

luminosos.

_________________________________

B) A IONIZAÇÃO INICIAL

Um tubo de Geissler de um metro de comprimento, contendo vapor de

mercúrio como gás residual, trabalha numa tensão de 100 volts aproximadamente.

Mas, para haver descarga nessas condições é necessário que já exista

considerável número de íons no gás.

Como poderemos obter essa elevada ionizaçã o?

- Os raios cósmicos que "chovem" em qualquer parte e, portanto, no local

de experiência causam uma pequena ionização do gás, mas isso é insuficiente

para se dar a descarga.

- Um jato de elétrons,que ê lançado pela cátodo, é que realmente

inicia a descarga.

A emissão inicial de elétrons exige condições especiais: "cátodo

incandescente e elevada tensão instantânea" de alguns milhares de volts.

Na prática, como veremos adiante, o cátodo é um filamento incandescente

(como o das lâmpadas comuns) e a elevada tensão inicial é conseguida com um

dispositivo chamado "reator".

Uma vez iniciada a descarga, a tensão pode baixar sem prejudi car a

continuidade da descarga elétrica.

_______________________________________

C) L Â MPADA FLUORESCENTE

É um tubo de Geissler com algumas adaptações.



A parte interna do vidro é revestida com uma tinta fluorescente. Essa tinta

emite luz visível quando excitada por raios ultra-violeta.

Como a lâmpada trabalha com corrente alternada, qualquer dos pólos é um

"ânodo-cátodo". Possui um filamento de tungstênio para facilitar a saída de elétrons

quando aquecido.

Esquema da l â mpada no início da descarga

No circuito existe um "REATOR" e um "STARTER".

O reator destina-se a produzir uma alta-tens ã o inicial e a manter uma

tens ã o adequada para a descarga.

O starter é uma chave automática . Ele fecha o circuito no início a logo

em seguida se abre interrompendo o circuito, onde ele foi colocado.

Para uma lâmpada de 20 Watts temos o seguinte esquema:

Inicialmente a corrente atravessa: reator, filamento, starter e outro

filamento. Os filamentos tornam-se incandescentes , facilitando a emissão de

elétrons. Então, desliga-se automaticamente o"S" (starter). Essa abertura do

circuito provoca "alta tensão" entre os filamentos,porque o reator está no circuito.

(É preciso noções de corrente alternada para entender minuciosamente o

aparecimento da alta tensão). A alta tens ã o instant â nea provoca a ioniza çã o inicial

que iniciará a descarga elétrica no tubo. Dai por diante, o circuito que possui o

starter ficará aberto e sem efeito.

Pode-se mesmo substituir o "S" por uma chave elétrica, que ini


cialmente é fechada e, após alguns segundos, é aberta dando início a

descarga.

É por este motivo que, quando ligamos o interruptor de uma lâmpada

fluorescente, ainda leva alguns segundos para ocorrer a descarga.

Esse tempo necessário é para aquecer o filamento e esperar o "desliga" do

starter,que é realizado automaticamente após determinado tempo no circuito.

A alta tens ã o inicial é capaz de "succionar" alguns elétrons das moléculas

vizinhas ao ânodo.

Durante a descarga da lâmpada, o gás (vapor de mercúrio) emite mais

intensamente luz ultra-violeta acompanhada de pequena quantidade de luz violeta.

A luz ultra-violeta (invisível) excita a tinta fluorescente e esta emitira então, a luz

vis í vel . Dai o nome de lâmpada fluorescente.

CONCLUS Ã O:

____________________________________________________________________________

Admitindo-se que os á tomos possuem elétrons pode-se justificar porque

ocorrem descargas em tubos de Geissler.

____________________________________________________________________________

════════════════



D DESCARGAS ELDESCARGAS ELÉÉTRICASTRICAS

NO ALTO VNO ALTO VÁÁCUOCUO

As descargas desse tipo são estudadas na “ ampola de Crookes “ . Chama-

se"alto vácuo" uma atmosfera onde se tenta produzir o melhor vácuo possível.

Hoje, consegue-se alto-vácuo da ordem de l0-11 mm Hg.

Entre o cátodo e o ânodo, estabelece-se uma tensão de alguns milhares de

volts.

Observa-se, na região em frente ao cátodo, uma luminosidade esverdeada

no vidro.

Em 1869, Hitterf demonstrou que a luminosidade era devida aos raios

provenientes do cátodo, pois, se colocasse uma placa met á lica entre o c á todo e o

vidro, a luminosidade esverdeada do vidro iria desaparecer.

Como somente o cátodo emitia esses raios, eles foram denominados "raios

catódicos".

Crookes demonstrou que os "raios catódicos" eram constituídos de


partículas de carga negativa, pois, sofrem deflexões diante de campos elétricos ou

campos magnéticos.

Esta evidência veio provar que o cátodo não emitia raios luminosos, mas

sim, "PARTÍCULAS DE CARGA NEGATIVA".

Alguns anos depois, o cientista Thomson conseguiu determinar a massa

dessas part í culas de carga negativa ,constatando ser bem menor que o mais leve

dos á tomos ,ou seja, mais leve que o átomo de hidrogênio.

Ficou assim esclarecido que "EXISTEM PARTÍCULAS" mais leves que o

"ÁTOMO", ou seja, que "0 ÁTOMO É CONSTITUÍDO DE PARTÍCULAS".

As partículas constituintes dos raios catódicos foram chamadas

de"ELÉTRONS"

Inicia-se,assim, uma nova fase de pesquisa do interior do á tomo e,

evidentemente, o abandono da teoria atômica de Dalton.

Hoje sabemos que os raios catódicos são formados de elétrons. Os elétrons

caminham pelo condutor até o cátodo. Como a tensão é muito elevada, os el é trons

saem do cátodo com grande energia cin é ti ca rumo ao ânodo. Durante a trajetória,

os elétrons quase não perdem energia porque, no meio rarefeito,quase não há

colisões entre as partículas. No entanto, os elétrons não conseguem curvar sua

trajetória e acabam colidindo contra as paredes de vidro. Al, parte da energia

cinética ê transformada em energia luminosa. A seguir os elétrons são

"succionados" pelo ânodo.

______________________________________________________________

RAIOS CATÓDICOS SÃO ELÉTRONS ACELERADOS EMITIDOS

PELO CÁT0DO.

______________________________________________________________

Uma das importantes aplicações dos raios catódicos está na televisão. O

tubo de imagem da televisão é uma ampola de Crookes que possui o canhão

(cátodo) capaz de, ordenadamente, atirar elétrons


introdução à atomistica -1

contra a superfície interna do vídeo, onde se encontra um

revestimento de tinta fluorescente.

0 tubo de imagem da T.V. opera com uma tensão de aproximadamente

10.000 volts.

E RAIOS ANÓDICOSRAIOS ANÓDICOS

ampola de Goldsteinampola de Goldstein

Em 1886, Goldstein fez experiências de descargas em ampolas contendo

gás numa pressão de 0,1 mm Hg aproximadamente. Utilizando cátodo perfurado,

observou que no prolongamento dos orifícios do cátodo formavam-se "focos"

luminosos. Sugeriu então que nessas descargas houvesse formação de part í culas

positivas vindas da dire çã o do ânodo, que foram denominadas "raios anòdicos".

A evidencia de que os raios anódicos são constituídos de partículas de


carga positiva é que, passando-os em campos elétricos e em campos magnéticos,

constatam-se desviou no sentido oposto no dos raios catódicos.


A explicação do fenômeno é a seguinte:

Os elétrons dos raios catódicos saem com grande energia cinética e podem

colidir com moléculas do gás residual, transformando-os em íons positivos .

Estes íons são "atraídos pelo cátodo" e regeneram o elétron quando

colidem com o cátodo. No entanto, alguns íons atravessam o orifício e

provocam colisões na parte posterior do cátodo. Essas colisões serão de íons

acelerados x moléculas do gás residual, donde é emitida energia em forma de

onda eletromagnética luminosa. Então o ânodo "não emite raios anódicos.".

___________________________________________________________________________

RAIOS_ANÓDIC0S são íons_do próprio gás residual que são repelidos pelo

ânodo e atraídos pelo cátodo.

___________________________________________________________________________

Existem métodos para determinar a massa das partículas positivas dos

raios anódicos. Constatou-se que a massa das partículas positivas é

incomparavelmente maior que as partículas dos raios catódicos.

Utilizando-se o hidrog ê nio como g á s residual , foram obtidos raios anódicos,

constituídos de partículas cujas massas eram o mais leve poss í vel em relação a

outros raios anódicos. No entanto, essa mais leve part í cula positiva ,até então

conhecida, era cerca de 1840 vezes mais pesada que o elétron.

Para essa partícula, foi sugerido o nome de "PRÓTON", que ficou

estabelecido como unidade de carga positiva, (pois era a partícula de menor

massa e menor carga observada naquela época).

EM RESUMO:

A descarga numa ampola de Goldstein apresenta:

- el é trons acelerados num sentido, (raios cat ó dicos ) e

- íons positivos acelerados no sentido contr á rio, (raios anódicos).

═══════════════



F ESPECTRÓGRAFOESPECTRÓGRAFO

DE MASSADE MASSA

Uma das mais importantes aplicações dos raios anódicos é no

espectrógrafo de massa. Este aparelho permite determinar a massa do átomo.

Um dos primeiros espectrógrafos de massa utilizado foi o

espectrógrafo de "ASTON".

Na ampola onde se encontram o ânodo "A" e o cátodo "B" formam se os

íons positivos, ou seja , os raios anódicos do gás. Como O cátodo "B" tem uma

fenda vertical, muitos íons passam e alguns conseguem atravessar as fendas "C"

"D". Entre "C" e "D^' existe um fortíssimo campo elétrico que acelera bastante as

partículas positivas nesse trecho. Em "E" existe um fortíssimo campo magnético

capaz de curvar a trajetória dos raios positivos, fazendo-os colidir com "F", onde

existe um filme fotográfico.

Conhecendo-se os valores dos campos elétricos e magnéticos, pode-se

determinar a massa do íon.


Se na ampola foi colocado gás de um elemento químico e, se no filme "F",

são obtidas duas ou mais impress õ es , pode-se concluir que existem partículas do

mesmo elemento qu í mico com diferentes massas.

Ora, essas partículas são íons, ou seja, átomos que perderam elétrons.

Como a massa do elétron é praticamente desprezível,conclui-se que,no elemento

gasoso utilizado na experiência, existem "ÁTOMOS COM MASSAS DIFERENTES". Os

átomos de diferentes massas,porém do mesmo elemento, serão chamados de

"ISÔTOPOS", e sua existência é constatada no espectrógrafo. (Maiores detalhes

serão explanados no próximo assunto.)

Então, se no filme "F" tivermos a impressão:

Conclui-se que,o elemento gasoso em estudo t em 3 isótopos

Uma representação esquemática seria:

O isótopo que incide em "A" ê mais leve que aquele que incide em

"B" e "C".

Quanto menor a massa do íon, maior será o desvio, ou seja, menor

será a curvatura da trajetória.

════════════════



G ISÓTOPOS ISÓTOPOS

ISÓBAROS-ISÓBAROS-ISÓTONOSISÓTONOSVeremos, nos capítulos II e III, os trabalhos de diversos cientistas que

possibilitaram melhor esclarecimento da estrutura atômica.

Vamos no entanto adiantar que o átomo ê constituído de duas partes:

a) N ú cleo: onde se encontram principalmente duas espécies de partículas:

"PRÓTONS e NEUTRONS". Eles possuem massas praticamente iguais. 0 pr ó ton ê

o responsável "pela carga positiva".

b) Eletrosfera: onde se encontram "ELÉTRONS", partículas de carga

negativa que contrabalançam as cargas positivas do núcleo. Os elétrons têm

massa desprezível em relação aos protons e nêutrons.

As propriedades químicas de um átomo são determinadas pelo número de

elétrons na eletrosfera, que é igual ao n ú mero de prótons do núcleo, também

chamado "NÚMERO ATÔMICO".

Em outras palavras:

"Átomos de mesmo número atômico possuem as mesmas propriedades

químicas".

Os nêutrons são partículas "sem carga" e de massa aproximadamente

igual à do próton e se encontram nos núcleos dos átomos.

Os prótons e nêutrons determinam praticamente amassa do átomo, pois os

elétrons têm massa desprezível em relação àquelas anteriores.

CONVENÇÕ ES

Z-------número atômico (número de prótons do núcleo).

N-------número de nêutrons.

A-------número de massa (soma de prótons + nêutrons do núcleo).

Logo: A = Z + N

ISÓTOPOS : São átomos do mesmo elemento qu í mico (mesmo número

atômico), porém,com diferentes n ú meros de massa (logo, de diferente número de

nêutrons).

ISÓBAROS: São átomos de diferentes elementos (diferentes números

atômicos), porém, com o mesmo número de massa.

ISÓTONOS: São átomos de diferentes elementos (diferentes números

atômicos),porém, com o mesmo n ú mero de n ê utrons .


Sejam os átomos "1" e "2" que apresentam respectivamente:

número de prótons -----------Z1 e Z2

número de nêutrons -----------N1 e N2

número de massa -----------A1 e A2

Representa-se o NÚMERO ATÔMICO e o NÚMERO DE MASSA de um

átomo do seguinte modo:

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Introdução à atomística -1

EXERC Í CIOS

(6) Examinemos os seguintes átomos:

(7) São dados três átomos, X, Y e Z. 0 átomo "X" tem número atômico 35

e número de massa 80. 0 átomo "Z" tem 47 nêutrons sendo isótopo de "X". 0 átomo

"Y" é isóbaro de "Z" e isótono de "X". Quantos prótons tem "Y"?

Foram dados:

a = 37

(8) Os elementos A, B e C tem números de massa consecutivos.

"B" é isótopo de "A" e "A" é isótono de "C".

0 átomo "B" tem 21 nêutrons e o átomo "C" tem 22 prótons.

Quais são os números de massa dos átomos "A", "B" e "C"?

(9) Numa fileira horizontal da tabela periódica (período) os elementos A, B

e C são consecutivos. "A" e "B" são isóbaros é "C" e isótono de "B". 0 número de

massa de "C" é 197 e o elemento A tem 119 nêutrons. Calcule os números

atômicos desses elementos.

════════════════


HH RAIOS RAIOS "X""X"

Em 1895, o físico Wilhelm Konrad Roentgen anunciava a descoberta de

raios misteriosos capazes de atravessar diversos materiais que são opacos à luz.

Roentgen estava fazendo experiências com uma ampola de "Crookes" em

plena descarga. Observou que alguns materiais, como uma placa coberta por

sulfeto de zinco, tornava-se fluorescente quando colocada nas proximidades da

regi ã o de colis ã o dos raios catódicos .

A fluorescência do cartão permanecia, mesmo que entre o cartão e

a ampola fosse colocada uma placa de papelão.

A experiência surpreendeu -o e uma investigação mais meticulosa

foi iniciada a fim de esclarecer a causa da fluorescência.

Então, foi montado o seguinte dispositivo.



Uma ampola de Crookes foi encerrada dentro de uma caixa de papelão. Do

lado externo, em frente ã região de colisão dos elétrons, foi colocado o material

fluorescente. Os raios misteriosos partiam daquela região de colisão, atravessavam

o papelão e vinham incidir no sulfeto de zinco, tornando-o fluorescente. Como

Rôentgen não conseguiu desvendar a natureza desses raios invisíveis, ele

denominou os de "raios-X".

Em 1912, através de difrações em cristais, foi provado que os "raios-X" são

ondas eletromagnéticas de " λ "muito curto.

__________________________________________________________________________

Raios-X são ondas eletromagnéticas que surgem na colisão de raios

catódicos contra anteparos duros.

__________________________________________________________________________

Logo em seguida, constatou-se que os "raios-X" eram capazes de

impressionar chapas fotográficas.

Esta descoberta possibilitou "fotografar" o interior de muitos objetos

opacos `a luz, mas transparentes aos raios-X. Uma das aplicações mais notáveis

dessa descoberta foi na obtenção de radiografias.

As primeiras aplicações na medicina foram no diagnóstico de

fraturas ósseas.

Os "raios-X" atravessam facilmente .materiais constituídos de elementos de

baixo peso atômico. Então, o tecido ó sseo que apresenta c á lcio , de peso atômico

40, (maior que os do "C", "H" e "N" , principais constituintes da pele, músculo e

carne) é mais opaco aos "raios-X".

Os "raios-X" não conseguem atravessar o tecido ósseo e daí a mancha

branca da radiografia.

Também é por este motivo que o chumbo de peso atômico 207, retém

quase que totalmente os "raios-X". Os operadores de aparelhos de "raios-X"

utilizam aventais de chumbo para proteger-se de eventuais radiações que escapam,

pois um excesso de "raios-X pode causar lesões internas gravíssimas no ser

humano.

http://chumbo.de/


Quando uma televisão está ligada, do vídeo deste aparelho emanam

"raios-X". Porém são "raios-X" de comprimento de onda (λ) maior que

aqueles utilizados em radiografias. Esses "raios-X", de"A" relativamente longo

(λ = 100 Ǻ), são praticamente inofensivos.

Os "raios-X" de muita energia e portanto, perigosos aos seres vivos, são os

"raios-X" denominados duros, de comprimento de onda curtíssimo (λ = 0,01 Ǻ). São

obtidos fazendo-se colidir raios catódicos bastante energéticos contra anteparos de

tungstênio. O anteparo é chamado "anti-cátodo".

Numa ampola de vidro,como indica o esquema, faz-se o melhor alto-vácuo

possível. Utiliza-se uma tensão da ordem de 100.000 volts e um cátodo

incandescente, os quais produzirão raios catódicos de elevadíssima energia.

Nos aparelhos de "raios-X"reais, o próprio ânodo já ê o anti-cátodo.

A ampola ê envolvida por uma camada de chumbo que protege o operador

dos "raios-X" que poderiam se dispersar. Existe uma janela no envólucro de

chumbo por onde saem os "raios-X':.

Uma das grandes contribuições científicas foi a aplicação de "raios-X" na

investigação de cristais, que possibilitou determinar distâncias entre núcleos de

átomos. Isto desencadeou o esclarecimento da estrutura da matéria.

═════════════


introdução a atomística -1

TESTES E EXERC Í CIOS

(10)-"Raios-Y" , "raios-X", "ultra-violeta" e "ondas curtas de rádio" são

ondas eletromagnéticas que apresentam freqüências na ordem:

a) crescente

b) decrescente

c) crescente e depois decrescente

d) constante

e) nenhuma das respostas anteriores

(11)-No item anterior, naquela seqüência, suas velocidades no vácuo

apresentam-se na ordem:

a) crescente

b) decrescente

c) crescente e depois decrescente

d) constante


(12)-Referindo-se ainda à questão 10, aquelas ondas

eletromagnéticas apresentam"λ" (comprimentos de onda) na ordem:

a) crescente

b) decrescente

c) constante

d) crescente e depois decrescente


(13)-Uma estação de radar emite ondas com 30.000 Mhz. Qual o

comprimento de onda dessas emissões?

(14)-Qual a freqüência da luz de comprimento de onda: λ=5000Ǻ?

(15)-Quantos ergs de energia possui um foton de uma emissão de

λ = 1 micron?

(16) - Seja (q1) a energia do foton de determinado "raios-X" e

(q2) a energia do foton de "infra-vermelho". Pode-se afirmar que:

a) q1 > q2

b) q1 = q2

c) q1 < q2

d) não se pode comparar


ATOMÍSTICAATOMÍSTICA

capítulo 2


radiatividade – 2

A DESCOBERTA DESCOBERTA

DA RADIATIVIDADEDA RADIATIVIDADE

A descoberta dos "raios X" causou um verdadeiro sensacionalismo no meio

cientifico. Alguns meses após a sua descoberta, os "raios-X" já eram empregados

em clinicas médicas.

Lembremos que esses raios surgem na região esverdeada da ampola de

Crookes,ou seja, de onde seda a fluorescência no vidro pela colisão dos raios

catódicos.

0 fenômeno da fluorescência despertou no cientista Becquerel a

desconfiança de que haveria uma correlação entre os "raios-X" e a fluorescência

das substâncias. Em outras palavras, Becquerel achou que as substâncias, quando

fluorescentes, emitem "raios-X".

Ele se utilizou então de diversas substâncias fluorescentes ao ultra-violeta,

expondo-as a luz solar. (A luz solar contém uma dose de radiações ultra-violeta)

Estas amostras eram colocadas sobre chapas fotográficas envolvidas por

papel negro. Então, a chapa fotográfica estava protegida dos raios da luz solar. Se a

fluorescência na amostra emitisse "raios-X" , então, estes atravessariam o papel

negro e iriam impressionar o filme.

Após diversas tentativas, Becquerel observou que o sulfato duplo de

potássio e uranila K2U02(S04))2 era a única substância fluorescente que conseguira

impressionar o filme. Parecia que as previ


soes do cientista estavam confirmadas.

Na ocasião em que Becquerel realizava experiências, ele teve que

interrompê-las em face dos dias chuvosos e nublados que se seguiram.

Ele guardou numa gaveta o sal de urânio sobre uma chapa fotográfica.

Como não havia incidência de ultra-violeta no sal, este não poderia emitir "raios-

X".

Alguns dias depois, ao revelar por acaso aquele filme da gaveta, com

surpresa notou impressões muito mais intensas que nas suas experiências. Estava

provado que não era a fluorescência a causa das emissões estranhas análogas aos

"raios-X". Logo,foi evidenciado que o K2U02(S04))2 tinha a propriedade de,

espontaneamente, produzir emissões que atravessavam o papel negro e vinham

decompor o sal de prata do filme fotográfico.

Assim, em 1896,Becquerel declarava que o sulfato duplo de potássio e

uranila emitia estranhos raios que, inicialmente, foram denominados de "raios de

Becquerel".

A nova descoberta causou profundo interesse ao casal de cientistas Marie

Sklodowska Curie - Pierre Curie,que trabalhavam no laboratório de Becquerel.

Eles acabaram descobrindo que a propriedade de emitir aqueles raios era

comum a todos os elementos que possuíam urânio, evidenciando assim que o

"elemento urânio era o responsável pelas misteriosas emissões".

Para o fenômeno foi sugerido o nome de radiatividade" ou "radioatividade"

que quer dizer: atividade de emitir raios (do latim - radius).

Constatou-se logo que a radiatividade tem muita semelhança com os

"raios-X" descobertos por Roentgen, sendo, por exemplo, capazes de ionizar gases

ou ainda, capazes de ser retidos por espessas camadas de chumbo.

48


radiatividade - 2

Isto é comprovado utilizando-se um eletroscópio elementar de folhas de

ouro.

Quando se encosta um bastão carregado (digamos positivamente) , as

lâminas de ouro se repelem. Se existe no interior do vidro um material radiativo,

este ioniza o gás e, rápida mente, descarrega o eletroscópio. fazendo com que as

folhas de ouro se reaproximem.

Constata-se ainda que, quanto maior o teor de urânio na amostra, mais

rapidamente se descarrega o eletroscópio.

Este aparelho, embora muito simples, foi utilizado pelo casal Curie durante suas experiências.

Para extrair o urânio., compravam minérios de diversas procedências.

Um deles, apechblenda da cidade de Joachimsthal (hoje na

Tchecoslováquia), apresentava-se muito mais radiativo que ou trás amostras.

Examinando o minério com cuidado, foi observado que uma das fra çõ es de impureza extra í da da pechblenda apresentava-se muito mais radiativa que o ur â nio puro.

Este fato fez com que o casal Curie desconfiasse da existência de um outro

elemento radiativo até então desconhecido. De fato, em 1898 eles conseguem

isolar um novo elemento radiativo, cerca de 400 vezes mais radiativo que o

urânio. Ao novo elemento foi dado o nome de "Polônio" em homenagem à

pátria de Mme. Curie, natural de Varsóvia.

As pesquisas continuaram e logo depois, o casal Curie anunciava a

descoberta de outro elemento muito mais radiativo que o Polônio e que foi

denominado de "rádio".

O rádio produz intensas emissões; as quais atravessam até mesmo

camadas de chumbo que seriam barreiras para os _ "raios-X": tornam muito

fluorescentes materiais como "sulfeto de zinco" ou "platino cianureto de bário".

Estas emissões exercem ainda efeito enérgico na destruição de células vivas. O

próprio Becquerel que carregou um tubo contendo sais de rádio, no bolso do paletó,

quando se dirigia a uma conferência, recebeu uma forte queimadura na pele que

depois se degenerou em forma de úlcera, levando meses para curar-se.

Hoje, o rádio é também empregado para fulminar células cancerígenas, em


virtude das suas enérgicas emanações radiativas.

0 sal de rádio emite espontaneamente luz azul e calor.

════════════════

BB NATUREZA DAS NATUREZA DAS

EMISSEMISSÕÕESESLogo após a descoberta da

radiatividade, os cientistas reconheceram que

no fenômeno,havia emissão de "partículas" e

"radiações'.

Um engenhoso dispositivo foi

idealizado,como indica a figura.

Num cilindro de chumbo é perfurado

um poço. Ai dentro, coloca-se um material

radiativo, por exemplo, polônio ou r á dio .

O material vai emitir radiatividade em

todas as direções, porém, o chumbo estanca a

propagação. Somente na direção do poço

escapam as emissões.

Colocando-se placas fortemente

eletrizadas, cria-se um campo elétrico capaz de

desviar a trajet ó ria das radia çõ es .

No entanto, aparecem 3 direções de

propagação, o que se pode constatar colocando

uma placa fotográfica ou um cart ã o fl ú orescente

no plano (XY) (perpendicular à figura).

50

http://que.no/

http://que.no/


radiativídade - 2

CONCLUS Õ ES:

A emissão radiativa é constituida de

partículas de carga positiva, partículas de carga

negativa e radia çõ es , hoje denominadas "ondas

eletromagnéticas” .

As partículas positivas, que foram chamadas de

"partículas alfa" (a), devem possuir massa elevada, já que, o desvio produzido é

bem menor em relação às outras partículas.

O famoso cientista Rutherford

conseguiu demonstrar que as partículas (a)

eram n ú cleos de á tomo de h é lio e,portanto

constituídos de 2 pr ó tons + 2 n ê utrons.

Num tubo barométrico de vidro espesso

foi colocada uma cápsula contendo sal de

rádio.

0 rádio emite partículas "a", que

facilmente atravessam a cápsula, mas não

atravessam a espessa parede de vidro que

forma o tubo.

Após algum tempo, verificou-se que o nível de mercúrio abaixou (Ah),

informando a presença de gás no interior do tubo barométrico. A análise desse gás

revelou ser o g á s h é lio . 0 gás formou-se a partir das part í culas (a) emitidas pelo

rádio.

As partículas negativas foram denominadas de part í culas beta (β) e

possuem o mesmo comportamento dos raios catódicos. Desta forma,não restava

dúvida: tratava -se de "elétrons em grande velocidade".

Estas partículas têm maior poder de penetra çã o que as partículas (a) .

As partículas (β) sofrem "desvio maior e em sentido oposto" , em relação às

part í culas (α), pois são "partículas leves e de carga negativa".


Enquando as part í culas (α) só atravessam alguns milímetros de madeira, as

part í culas (β) chegam a atravessar alguns milímetros de aço.

A energia dessas partículas depende também do átomo emissor. As

partículas emitidas pelos átomos de rádio são muito mais penetrantes que aquelas

emitidas pelo polônio.

As emissões que "não eram desviadas" pela ação de campos elétricos ou

magn é ticos foram denominadas de "raios gama" (y). Hoje sabemos que "os raios

(y) são ondas eletromagnéticas de (λ) curtíssimo, mais curtos que os "raios-X"e de

grande poder de penetração. Chegam a atravessar dezenas de centímetros de

chumbo.

Resumindo temos o seguinte esquema:

A radiatividade é hoje detectada por um aparelho

denominado "contador Geiger" - posteriormente melhorado por Muller.

Trata-se de um

balão de vidro contendo

um gás.

Quando as

partículas e as radiações

penetram no balão de

vidro, ocorre uma

ionização do gás.

Internamente, o

balão cilín drico de vidro e

revestido por uma folha

metálica.

Existe um fio

metálico que atravessa

longitudinalmente o tubo

de vidro.


radiatividade – 2

Quando as emissões radiativas ionizam o gás, os íons produzidos são

atraídos para o fio met á lico . Aí, eles recebem os elétrons provenientes do gerador.

Os elétrons que saltam na ionização do gás, são também atraídos pela parede

metálica, que os conduz para o gerador.

EM RESUMO, uma pequena corrente elétrica aparece no circuito assim

esquematizado. Esta corrente elétrica produz "impulsos" que podem ser

transformados em ruidos num amplificador.

Desta forma, podem-se "contar" os ruídos e deduzir o número de

ionizações que ocorrem na amostra. Os contadores comuns são sensíveis às

partículas (β) e raios (γ), principalmente.

Existem diversos modelos desses aparelhos; fixos e portáteis de maior ou

menor sensibilidade.

Uma das grandes aplicações é na prospecção de minérios radiativos.

CC LEIS DA LEIS DA

RADIATIVIDADERADIATIVIDADE0 cientista inglês Frederick Soddy partiu da hipótese de que a radiatividade

era um fenômeno conseqüente a uma instabilidade nuclear. Assim, um átomo

radiativo, após a emissão de uma partícula (α) ou (β), iria transformar-se em

átomo de outro elemento.

Verificou-se que, quando um átomo radiativo emite uma partícula (α ), ele

se transforma num elemento, cujo átomo recua "2 lugares na tabela periódica" e

cuja "massa atômica diminui de 4 unidades".


Assim, Soddy enunciou uma lei conhecida como "1a. lei da

radiatividade" ou "Lei de Soddy", hoje assim interpretada:

___________________________________________________________________________

"Quando um átomo radiativo emite uma partícula (α), seu número atômico

diminui de 2 unidades e seu número de massa diminui de 4 unidades".

___________________________________________________________________________

Com a colaboração de mais dois cientistas, foi descoberto que, quando um

átomo radiativo emite uma partícula (β) , o lugar desse átomo na classificação

periódica "avança de uma unidade" e a sua "massa atômica permanece

constante".

Esta foi a observação de onde resultou a "2a. lei da radiatividade",

conhecida como "lei de Soddy, Fajans e Russell", assim interpretada:

___________________________________________________________________________

"Quando um átomo radiativo emite uma partícula (β), seu número atômico

aumenta de uma unidade e seu número de massa permanece constante".

___________________________________________________________________________

Evidentemente, os enunciados dessas leis não tinham esses textos,pois,

naquela época, nem se admitia o átomo nuclear. Ainda se pensava no átomo

"bolinha" como aquela imaginada por Dalton. Então, não se podia falar em

n ú mero at ô mico e n ú mero de n ê utrons .

EXPLICA ÇÃ O ATUAL DA 1a. LEI

As leis da radiatividade tornaram-se evidentes após a descoberta da

estrutura nuclear do átomo.

Como a partícula (α) é

constituída de 2 prótons e 2 nêutrons,

teremos uma diminuição de 2 prótons e

2 nêutrons no núcleo e,


consequentemente,seu número de

massa irá diminuir de 4 unidades.

A saída de uma partícula

do núcleo provoca simultaneamente a

emissão de raios gama pelo núcleo.


radiatividade - 2

EXPLICAÇÃ O ATUAL DA 2a. LEI

Admite-se hoje a existência de neutrons instáveis no núcleo dos átomos

radiativos. Estes nêutrons desintegram-se, ocorrendo o seguinte:

0 n ê utron transforma-se em próton + el é tron + neutrino, sendo que

"apenas o próton permanece no núcleo". O neutrino, por ser uma partícula muito

leve e sem carga, não é detectada nos contadores Geiger comuns. Neste curso

iremos preocupar-nos apenas com pr ó tons e neutrons nas emissões (β).

Apenas para ter uma idéia

ilustrativa, pode-se admitir que um

neutron inst á vel e aquele constituido de

um próton, um el é tron e um neutrino.

Ora, sempre que do núcleo sai um

elétron, resulta que "um neutron" transforma-se

"num próton". Então, o número atômico

aumenta de uma unidade e o número de massa

permanece constante, pois diminui um nêutron,

mas em seu lugar aparece um próton, sem

alterar então a contagem de "prótons +

neutrons"

Constata-se experimentalmente que,

apenas os átomos de n ú mero at ô mico superior a 82, manifestam a radiatividade

natural. São aqueles elementos do fim, na Tabela Periódica, incluindo também os

artificiais. Os átomos de números atômicos menores podem tornar-se radiativos,

mas somente após terem seus núcleos bombardeados por de terminadas partículas

sub-atômicas.


___________________________________________________________________________

Radiatividade é a propriedade de os átomos emitirem partículas e

radiações, como conseqüência de uma instabilidade nuclear.

___________________________________________________________________________

EQUA ÇÕ ES DE DESINTEGRA ÇÃ O

Sabendo-se que a partícula (α) é constituída de 2 prótons e 2 nêutrons,

pode-se escrever +2a4 nas equações de desintegração. Seja o tório emitindo uma

partícula (α) e transformando-se em rádio:

Desta forma, os n ú meros de massa e os n ú meros de pr ó tons ficam

balanceados.

Do mesmo modo, quando um átomo emite uma partícula (β), pode--se

escrever: -1β0. Isto quer dizer que o número de massa do átomo não se alterou e, se

subtrairmos uma unidade do n ú mero at ô mico do á tomo resultante , obteremos o

número atômico inicial. Seja o tório transformando-se em protactínio:

A equação geral para a emissão de "x" part í culas (α) e"γ" part í culas

(β) é a seguinte:

(quando após essas emissões, um átomo UXV transforma-se em pYq)

EXERC Í CIOS

(17) 0 átomo 92U235 emitiu 5 partículas (α) e 7 partículas (β)

consecutivamente. Quantos nêutrons possui o átomo final?

Resposta: 126 nêutrons


radiatividade - 2

(18) Quando o átomo de urânio de "Z" = 92 e "A" = 238 emite 5

partículas (α) e 2 partículas (β)» qual o número de neutrons do átomo final?

(19) Quantos (α) e quantos (β) deve emitir o 91Pa231 para se

transformar em 82Pb207?

EQUA ÇÃ O GERAL DAS DESINTEGRA ÇÕ ES - FORMULAS

Vamos admitir que o átomo UXV emitiu "x" partículas (α) e "γ"

partículas (β), transformando-se no átomo pYq.

A equação geral seria:

Vamos adotar as seguintes convenções:

A) CALCULO DE ΔA

Os números de massa nos fornecem a seguinte equação:

Logo_:

"A diferença dos números de massa" entre os átomos inicial e

final é igual a "quatro vezes o número de emissões (a)".

B) C Á LCULO DE AZ

A equação dos números atômicos é:


Logo_:

A diminuigão do número atômico para o átomo radiativo é igual a 2

vezes o número de emissões (a), menos o número de emissões (8).

C) CÁLCULO DE AN

A diferença entre o número de nêutrons de "X" e "Y" é dada pelo cálculo:

Ent ã o:

Logo:

A diminuição do número de nêutrons é igual ã soma das emissões (β) oom

o dobro das emissões (a).

EXERCÍCIOS

(20) Um átomo 89X emitiu partículas (α) e (β) transformando-se em 86Y

com perda de 13 nêutrons. Determinar o número de partículas (α) e (β)

emitidas.

RESOLUÇÃO:

Resposta: (4α) e (5β) foram as emissões.

(21) Um átomo radiativo emitiu 5 partículas (α) e3 partículas (β).

Quantos nêutrons foram diminuídos no seu núcleo?

(22) 0 número de massa de um átomo radiativo diminuiu de 16 unidades

e o número de nêutrons diminuiu de 11 unidades,quando ocorreram emissões (α)

e (β) . Quantos (α) e quantos (β) foram emitidas?


radiatividade – 2

D CINÉTICACINÉTICA

DAS EMISSÕESDAS EMISSÕES

Logo após a descoberta da radiatividade, a observação do fenômeno

demonstrou que se tratava de um fen ô meno estat í stico . Em outras palavras:

nenhuma previsão de "quanto tempo levara para desintegrar-se" pode ser feita

para um determinado á tomo , mas se examinamos um número grande de átomos,

pode-se prever o número de desintegrações que ocorrerão em certo intervalo de

tempo. Esta previsão será tanto mais próxima da realidade quanto maior o número

de átomos na amostra.

Apenas para um exemplo comparativo: se você perguntar a um indivíduo

quanto tempo ele viverá exatamente você não terá nenhuma resposta. Mas,

analisando-se uma cidade como S. Paulo, pode-se prever, aproximadamente, o

número de óbitos num mês. Isto é um fenômeno estatístico.

Então, é absurdo querer prever quanto tempo levará para que,

determinado á tomo de r á dio por exemplo seja desintegrado. No en tanto,

estudando-se uma amostra de 1 grama de rádio, pode-se prever o número de

emissões por minuto nessa amostra.

A) VELOCIDADE DE DESINTE GRAÇÃO

Seja uma amostra radiativa possuindo n0 á tomos iniciais .

Vamos supor que este elemento possa emitir partículas (a) ou (β) Cada

partícula emitida será contada como uma unidade de emiss ã o .

Ao fim de um tempo "t" teremos "n" átomos que ainda não emitiram

nenhuma part í cula .

Então, o número de átomos que já emitiram é: n0 - n.

Chamemos de: Δn = n - n0 (diferença entre o número de átomos

final e inicial.


Vi-se que "Δn é sempre negativo".

Sendo "Δt" o tempo decorrido para que apareça a diferença "Δn"

pode-se definir.

A grandeza "v" é denominada velocidade de desintegra çã o .

Nota-se que sendo. " Δn " sempre negativo, "v" será tamb é m negativo . Isto

quer dizer que,na amostra, o número de átomos está diminuindo".

EXEMPLO:

(23) Numa amostra de urânio observam-se 180 emissões_por minuto. Qual

é a velocidade de desintegração expressa em emissões/segundo?

Então:

OBSERVA ÇÃ O IMPORTANTE:

É claro que um átomo após a emissão de (α) ou (β) não desaparece. Êle

continua na amostra podendo ou não efetuar mais emissões. No entanto,_para

simplificar o estudo, vamos admitir que uma vez que o_ á tomo j á emitiu , ele

não pertence mais ao conjunto.

E por isso que dizemos: à medida que os átomos vão emitindo, o número

de átomos restantes vai diminuindo no conjunto em estudo.

A) VELOCIDADE INSTANT Â NEA DE DESINTEGRA ÇÃ O (vi )

Chama-se, por definição, "Vj_" , o limite da express ã o de velocidade

de desintegração, para " Δt " tendendo a zero.

(Lê-se derivada de n em relação a t)


radiatividade – 2

B) CONSTANTE RADIATIVA (-C)

Verificado que a radiatividade é um fenômeno estatístico, então, pode-se

dizer que, quanto maior o número de átomos na amostra, maior será a velocidade

de desintegração.

Exemplo comparativo: Examinando o número de óbitos/ano numa cidade,

esse número será tanto maior quanto maior a população dessa cidade.

Para cada elemento, pode-se determinar uma constante, que relaciona o

número de desintegração com a velocidade de desintegração.

Para o mesmo elemento teremos:

(0 sinal - é porque a velocidade tem sinal negativo, ou seja, vai

diminuindo a quantidade de átomos na amostra.)

Para o mesmo elemento teremos:

(0 sinal - é porque a velocidade tem sinal negativo, ou seja, vai

diminuindo a quantidade de átomos na amostra)


temos como conseqüê ncia:

Logo:

"C" é a fração de átomos desintegrados na unidade de tempo.

EXEMPLO:

O radio tem a constante

Isto quer dizer que numa amostra de r á dio contendo 2300 á tomos , após

1 ano, ter-se-ia desintegrado apenas um átomo.

Evidentemente, para um elemento, quanto maior o valor da

constante mais radiativo será esse elemento.

Sejam dois elementos

Vê-se que "A" e" mais radiativo que "B", pois no mesmo tempo, "A" emite

o dobro de "B", para o mesmo número de átomos.

C) VIDA MÉDIA (Vm)

A vida média da população do nosso pais é 34 anos. Isto não quer dizer que

todo brasileiro tem que morrer com apenas 34 anos. Para esse cálculo, foi

computado o tempo de vida de todos os indivíduos e o valor médio caiu bastante,

em face da grande mortalidade infantil no nordeste.


radiatividade – 2

De modo análogo, calcula-se a vida média de um elemento radiativo.

Sejam 5 átomos de rádio que para emitir partículas (α) levaram:

Para esses cinco átomos a vida media é:

Na verdade, uma amostra radiativa,por menor que seja, tem um

enorme número de átomos.

Logo

'Esta ê a definição de vida média.

Na prática, a vida média é calculada a partir da constante radiativa,

baseando-se num dos axiomas da probabilidade.

Imagine 100 esferas numeradas

de 1 a 100, dentro daquele cesto

utilizado no jogo de BINGO.

Vamos supor que, em cada

hora,é sorteado um n ú mero.

Consideremos que a esfera premiada

voltar á ao cesto , concorrendo

novamente para o novo sorteio.

Então, pode-se dizer que de

cada 100 esferas, uma é sorteada, em

cada hora. Ou seja:

(C é a constante do sorteio para as esferas).


A probabilidade média de determinado número ser sorteado é de 1/100, ou

seja, em média, de cada 100 jogadas (100 horas), aquele número escolhido sairá

uma só vez. Levar á em m é dia 100 HORAS para um escolhido número sair.

Estatisticamente temos:

Em outras palavras, cada esfera terá que esperar em m é dia 100 horas

para sair (pode sair antes ou mesmo depois de 100 horas).

A relação acima é um "axioma da probabilidade".

Se o leitor não conseguiu acertar a relação acima, vamos pensar de outra

forma. Você aceita que valor m é dio num fenômeno estatístico ê um valor

hipot é tico , admitindo-se condi çõ es de igualdade para qualquer elemento da

amostra.

Então, vamos supor que todas as esferas vão permanecer exata mente o

mesmo tempo dentro do cesto até serem sorteadas. Isto seria possível com certeza,

se a retirada n ã o fosse ao acaso . Vamos, então, tirar as esferas na ordem 1, 2, 3, ...,

até 100. "Lembre-se de que cada esfera retirada voltará logo ao cesto e que, em

cada 1_ hora, retira-se apenas 1 esfera".

Escolhido certo n ú mero , este somente sairá de 100 em 100 horas, e todas

as esferas teriam esperado 100 horas dentro do cesto para então sairem

novamente. Este é o valor, médio, pois todas as esferas teriam o mesmo ritmo

de retirada.

Diríamos então, que a vida m é dia de permanência das esferas, para serem

sorteadas, é de 100 horas, mesmo para o processo de retirada ocasional.

Se tivéssemos 200 esferas numeradas de 1 a 200, a constante de retirada

seria:

e a vida m é dia seria de 200 horas.

Voltemos agora ao exame de uma amostra radiativa. O elemento rádio

tem constante:

Isto quer dizer que,de cada 2300 á tomos de rádio, em 1 ano ,a

probabilidade é de ocorrer uma desintegra çã o .

então, teremos vm = 2300 anos


radiatividade-2

Em outras palavras, numa amostra de rádio em exame, já existem á tomos

em desintegra çã o e daqui a 5.000 anos ainda existirão á tomos não desintegrados

nessa amostra, mas a média de duração será de 2300 anos. Ou ainda, muitos

átomos irão se desintegrar muito antes de 2300 anos, muitos irão durar mais que

2300 anos, mas a media prevista é 2300 anos.

C) PER Í ODO DE SEMI-DESINTEGRA ÇÃ O OU MEIA-VIDA (P)

Definiç ã o:

Seja uma amostra com n0 átomos radiativos iniciais.

Após certo tempo, teremos n0/2 átomos não desintegrados.

Definiremos esse tempo de "P", período de semi-desintegração.

Note-se que esse tempo, para que sejam desintegrados 50% dos átomos

da amostra, independe do nú mero global de á tomos iniciais , desde que sejam

amostras do mesmo elemento, pois v = C.n (quanto mais átomos, maior será a

velocidade de desintegração).

Se continuarmos observando a amostra inicial, é de se prever que, ap5s

mais um per í odo ,, teremos uma desintegração de mais 50% dos á tomos restantes .

Isto quer dizer que, em relação ao n0, teremos como átomos restantes apenas n0/4;

após um período, teremos apenas n0/8 átomos e assim sucessivamente.

Na prática, um átomo que produziu uma emissão continuará junto aos

outros átomos. Por questão de simplificação didática vamos, teoricamente,

considerar exclu í dos da amostra os átomos que já produziram emissões.

Daí na figura, aparecerem as amostras com uma diminuição de átomos

com o decorrer dos períodos, pois estamos englobando apenas os átomos que

ainda n ã o produziram emiss õ es .

Para cada per í odo "P"que passa, teremos uma diminui çã o de 50% da

amostra, que continuamente vai diminuindo, até chegar a uma quantidade tão

pequena, onde não valem mais as previsões probabilísticas.


Passados "x" períodos, teremos genericamente "n" á tomos

restantes na amostra. Note-se que, se consideramos os números de

átomos na amostra em intervalos de um per í odo , esses números constituem uma

progressão geométrica (P.G.) de razão 1/2.

Uma progressão pode ser representada por:

A1, a2, a3, ... ak, quando temos k termos.

Como no instante inicial temos "n0" átomos, sendo n0 já, o a1 (1º.

termo da P.G.) e ainda com zero per í odo , verifica-se que:

Ordem do termo da "P.G." = (número de períodos transcorridos + 1)

ou então:

0 primeiro termo da "P.G." é o "n0" e o último termo é o "n" que

corresponde ao "ak".

Ora:

(Obs.: "n" pode representar também a mass a final de uma

amostra radiativa).

Pode-se relacionar o número de períodos com o tempo observado:


radiatividade - 2

"p" é o tempo correspondente a um período, expresso em anos, dias,

horas, etc.

"x" é o número de períodos transcorridos.

"t" i o tempo de observação na mesma unidade de "p".

As duas fórmulas utilizadas para a resolução de problemas são:

EXERC Í CIOS

(24) Quanto tempo levará para que, uma amostra radiativa de 28 gramas e

de período de semi-desintegração 17 horas, fique reduzida a 1,75 gramas?

Resoluçã o:

(25) Certa amostra radiativa produz 8000 emissões por minuto. Após 60

horas, constata-se que o número de emissões acusadas num contador Geiger cai

para 250 por minuto. Qual é o período de semi desintegração dessa amostra?

Temos:


Ent ã o :

Resposta: 12 horas

(26) 0 período de semi-desintegração do isótopo radiativo Na24 é 15 horas.

0 tempo necessário para que 50 gramas desse elemento fique reduzido apenas a

3,125 g é:

a) 16 horas

b) 240 horas d) 120 horas

c) 60 horas e) 100 horas

(27) Quanto tempo levará para que seja desintegrado 87,5%de

uma amostra radiativa de período de semi-desintegração de 14 dias?

(28) Quando o 90Th227 transforma-se em 88Ra223 com a emissão de

partículas (α), o período de semi-desintegração é de 19 dias. Após 76 dias de

observação de uma amostra de 90Th227, qual é a porcentagem da porção não

desintegrada?

(29) 0 período de semi-desintegração é de 6 horas, quando o

Ac228 emite partículas (β). Quanto tempo levará para que 10 g dessa

amostra fique reduzida apenas a 2 g? (dado: log 2 = 0,3)

(30) Quando o Ra226 emite partícula (α), o período de semi-desintegração é

de 1590 anos. Quanto tempo levará para que a amostra de 100 g fique

reduzida apenas a 8 gramas? (dado: log 2 = 0,3)

══════════════════


radiatividade - 2

E) RELAÇÃO ENTRE VIDA MÉDIA, Vm

E PER Í ODO DE SEMI-DESINTEGRA ÇÃ O, P

Pode-se deduzir, com recursos da Matemática Superior,que:

A dedução da fórmula será dada apenas corno uma curiosidade para os

leitores que já tenham estudado cálculo diferencial e integral (Curso Superior).

Para os alunos secundários: SÓ ACREDITEM NA FORMULA E ESQUEÇAM A_

DEDUÇÃO.

Sabemos que a velocidade de desintegração instantânea é:


Então, a formula geral será:

Onde:

n0 -> número de átomos ou massa inicial

n -> número de átomos ou massa após o tempo “ t”

C -> constante radiativa

t -> tempo decorrido

Trata-se de uma função exponencial decrescente.

Façamos um gráfico para relacionar o n com o tempo,

representando alguns pontos importantes como: 1IP, 2P, 3P, ..., etc.

Vamos analisar um instante, por exemplo "IP", quando temos apenas

nn/2 átomos.


radiatividade – 2

EXERC Í CIOS

(31) Qual é a constante radiativa do 84Po210, quando se transforma em

82Pb206, sabendo-se que o período de semi-desintegraçao é de 140 dias?

Resolu çã o :

Isto vem informar-nos que,de cada 200 átomos em média,desintegra-

se 1 átomo por dia.

(32) 0 urânio - 238 tem constante radiativa C = 1,53 x IO-10 anos, quando se

transforma em tório. 0 período de semi-desintegração do urânio é:

(33) Para o radônio - 222 transformar-se em polônio - 218, a

constante radiativa é de 1/130 hora-1.

Pergunta-se

a) o período de semi-desintegração do radônio - 222.

b) o tempo necessário para que 10 gramas de radônio fiquem

reduzidas apenas para 1,25 g.

(34) Certa amostra de radio tem velocidade de desintegração

10.000 átomo/ano. Sua constante radiativa é 1/9 ano-1. Pedem-se:

a) o número aproximado de átomos na amostra.

b) o tempo necessário para que a velocidade de desintegração se

reduza para 2500 átomo/ano.


(35) Certa amostra radiativa tem vida média de "x" anos. Após anos

de observação:

a) metade dos átomos já se desintegrou

b) menos que metade já se desintegrou

c) todos os átomos já se desintegraram

d) mais da metade dos átomos já se desintegrou

e) nenhuma das proposições acima pode ser afirmada

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E FAMFAMÍÍLIAS RADIATIVAS LIAS RADIATIVAS

OU SÉRIES RADIATIVASOU SÉRIES RADIATIVAS

Em primeiro lugar, vamos interpretar o significado da palavra "família"

entre os seres humanos.

Às pessoas são da mesma família quando, as existências desses indivíduos

estão interligadas.

Se na natureza realmente o ser humano partiu de "Adão e Eva", todos os

humanos pertencem a uma ú nica fam í lia .

Segundo as pesquisas realizadas no estudo da origem dos átomos

radiativos, conclui-se que existem apenas 3 famílias ou séries radiativas naturais.

Isto quer dizer que todos os átomos radiativos naturais existentes

surgiram de apenas 3 espécies de átomos radiativos.

As três séries radiativas são encabeçadas pelos seguintes átomos:

a) série do Urânio-----------inicia com 92U238

b) série do Actínio---------inicia com 92U235

c) série do Tório -----------inicia com 90Th232

Aqui,nos átomos, não é necessário "um casal" de átomos para originar

outro átomo.

Quando o átomo de urânio 92U238 emite uma partícula α, ele se transforma

em 90Th234, este se emitir uma partícula β transforma-se em 91Pa234 e assim

sucessivamente até se transformar em chumbo est á vel.


radiatividade – 2

Acontece que nem todos os átomos sofrem desintegrações simultâneas. O

U238 tem período de semi-desintegração 4,56 x IO9 anos. Recordando o que é

período de semi-desintegração,subentende-se que:

A qualquer instante temos átomos se desintegrando. No entanto, para se

extinguirem todos os átomos da amostra levaria um tempo infinitamente grande.

Isto explica a existência de "velhíssimos" átomos de urânio, ainda hoje

encontrados na natureza,sem ter produzido emissões.

Resumindo:

Na natureza apareceu inicialmente uma multid ã o de átomos radiativos,

porém, pertencentes a um dos três tipos de elementos radiativos: U238, U235 e

Th232 (talvez houvesse outros já extintos).

Muitos deles ainda existem inalterados, de prontidão para produzir emissão

a qualquer momento; outros já emitiram e se encontram atualmente em forma de

outro átomo radiativo ou já na forma de chumbo est á vel .

Então, é de se prever que os átomos radiativos naturais vao se esgotando

dia a dia. Levar-se-á muito e muito tempo mas, chegará o dia em que todos os

átomos radiativos naturais se terão transformado em chumbo.

As três séries radiativas encabeçadas por U238, U235 e Th232 foram

respectivamente denominadas séries do ur â nio, actínio e t ó rio .

92U238-------------------------------------------- Pb

92U235 ------------------------------------ ----- Pb

90Th232---------------------------------------- -- Pb

____________________________________________________________________________

Série ou família radiativa é o conjunto de átomos que estão

relacionados por sucessivas desintegrações.

____________________________________________________________________________


Examinemos agora a “ série do

urâni o " que se inicia com 92U2 3 8.

Vamos interpretar e fazer algumas

observações no esquema ao lado, que

representa a série do urânio natural U238.

1) O átomo 92U238 é radiativo porque é

capaz de emitir uma partícula (α),

transformando-se em tório. No entanto, o

período de semi-desintegração é de 4,56 x 1O9

anos, ou seja, para desintegrar 50% de átomos

de uma amostra contendo somente U238

levará esse tempo.

2) O átomo de tório, assim originado,

pode emitir, a qual quer instante, uma partícula

(β), transformando-se em Pa234.

O tório tem período de semi-

desintegração de 24,6 dias.

3) E assim sucessivamente até que o

polônio - 210 emita uma partícula (α) e se

transforme em chumbo - 206, que é estável.

4) Os átomos que inicial mente eram

U238 vão pouco a pouco se estabilizando na

forma de chumbo. Como a desintegração não é

simultânea, na natureza existem todos os

elementos da série que constituem a FAMÍLIA

DO URÂNIO.

5) Note-se que a emissão é (α) ou

(β), e portanto, o número de massa, diminui de

4_ unidades ou mant é m -se constante.

Então, o (ΔA) entre 2 átomos quaisquer

da série, será sempre um múltiplo de 4.


radiatividade - 2

A série do Actínio e encabeçada pelo 92U235 e se estabiliza com 82Pb207. O

nome desta série é esse porque se pensava que o elemento inicial fosse o Actínio

que realmente é o 4º.elemento da série.

A série do tório inicia-se com 90ThZ32 e também estabiliza-se com chumbo-

208. Note-se ainda que o (ΔA) entre 2 elementos quaisquer da mesma série, é

sempre múltiplo de 4.

O casal Curie-Juliot obteve artificialmente outra série radiativa a partir do

90Th232, bombardeando-o com nêutrons. Porém, na natureza,encontram-se apenas

as séries citadas.

Hoje existem outras séries radiativas artificiais.


Vimos então que todos os átomos radiativos naturais estabilizam-se na

forma de chumbo. No entanto, os isótopos finais de Pb são diferentes. Temos

chumbo com número de massa 206, 207 e 208 respectivamente, para as series do

urânio, actínio e tório. Então, o número de massa pode ser dado pelas seguintes

expressões:

Série do urânio - A = 4k + 2

Série do actínio - A = 4k + 3

Série do tório - A = 4k sendo k um número inteiro.

Em outras palavras, dado um átomo radiativo natural é possível

reconhecer a sua série.

EXERC Í CIOS

(36) A que família pertence o 83Bi214?

Resolu çã o :

Dividindo o número de massa do bismuto por 4, temos o resto da

divisão que caracterizará a série radiativa.

214 ÷ 4 resto 2

Então, o átomo é da família do urânio (4k + 2).

(37) Um átomo possuí 86 prótons e 134 nêutrons. Este átomo é da família

do:

a) urânio c) tório

b) actínio d) é artificial

(consulte as famílias radiativas)

(38) Quando o polônio de Z = 84 e A = 215 estabilizar-se, o átomo

estável será o:

a) 86Pb206 c) 82pb208

b) 82Pb207 d) nada se pode prever

(39) Consultando o esquema que representa a família do urânio, pode-se

prever que para o Urânio dessa família transformar-se em chumbo foram emitidas:

a) 9α e 10β c) 6 α e 8 β

b) 10 α e 5 β d) 8 α e 6 β


76


radiatividade - 2

F REAÇÕES DEREAÇÕES DE

TRANSMUTAÇÃOTRANSMUTAÇÃO

Uma reação é de transmutação, quando os átomos sofrem

transformação em seus núcleos, originando-se átomos de um novo elemento.

A transmutação pode ser natural ou artificial.

A transmuta çã o natural e aquela

verificada nos átomos radiativos onde o

núcleo, por emissão espontânea de

partículas, passa a ser núcleo de um

outro elemento qu í mico .

A transmuta çã o artificial e

aquela provocada por bombardeamentos

de núcleos, utilizando-se partículas sub-

atômicas.

Mas como se pode bombardear

um núcleo?

A descoberta da radiatividade

trouxe a possibilidade de atirar partículas

nos núcleos, provocando

transformações.

Imagine um bloco de chumbo onde

se faz um poço, ou seja, um orifício.

Coloque mos aí dentro um pouco de polônio, que é capaz de emitir partículas

(α). As emissões que escapam são aqueIas que vão na direção do orifício

externos um dispositivo que podemos admitir como um "fuzil de emissão

(α)".


A primeira

reação de

transmutação

artificial foi realizada

por Rutherford em

1919.

Ele colocou

um pedaço de

polônio dentro de

uma ampola selada

contendo apenas

nitrogênio. Após

algumas semanas constatou a presença de oxigênio

dentro da ampola.

A única explicação plausível era:

As part í culas (α) emitidas pelo polônio devem

ter bombardeado núcleos de nitrogênio,

transformando-os então em oxigênio.

Hoje sabemos que isso se trata da seguinte "reação nuclear"

A equa çã o de transmuta çã o é:

Reparem que a equação de transmutação apresenta obediência alg é brica

aos índices que representam n ú mero de massa e n ú mero de prótons .

14 + 4 = 17 + 1

7 + 2 = 8 + 1


Hoje pode-se constatar experimentalmente que, de fato, houve uma colisão

de partícula com núcleo, utilizando-se a câmara de Wilson ou também -

conhecida como câmara de neblina.

radiatividade-2

A c â mara "C" é

cilíndrica, coberta por um

disco de vidro "D" e

contém um gás saturado

com vapor d' á gua .

Quando o pistão

"P" desce (com a abertura

da válvula "V" conectada

ao frasco evacuado "F") a

pressão em "C" cai

bruscamente e teremos

gás super-saturado. Em

"E" existe um bloco de

chumbo contendo emissor

radiativo ca paz de lançar

partículas (α).

A trajetória das

partículas (α) pode ser

fotografada do ponto "X",


pois essas partículas

provocam a condensação

do vapor d'água super-

saturado.

Observemos a fotografia da câmara de

Wilson,que utilizou g á s nitrog ê nio + vapor

d'água.

Na verdade, a condensação da água é

por causa da ionização do nitrogênio (elétrons

do nitrogênio que são arrancados pelas

partículas a), que condensa moléculas de água

sobre os íons formados .

79

Mas, em certos pontos, nota-se uma brusca bifurca çã o da trajetóri,

como a observada no ponto "K".

É que houve colisão de (α) com o n ú cleo de nitrog ê nio, ocorrendo a

transmutação já explicada.

A bifurcação não é senão as trajetórias do próton e do á tomo de oxigênio.

Em 1932, o físico inglês Sir James Chadwick anunciava a descoberta de

uma partícula de massa aproximadamente igual ao do próton, porém de carga

nula. Era o NÊUTRON.

Desde 1930, já se havia observado que o bombardeamento do berílio com

partículas (α) produzia emissões de grande energia e admitia-se que eram "fótons

muito energéticos".

A experiência abaixo fez com que Chadwick sugerisse que não se tratava

de f ó tons ,mas sim,de part í culas com massa que foram denominadas de nêutrons,

em virtude da neutralidade de carga.

Uma placa de polônio foi justaposta a uma finíssima lâmina de Berílio. Na

outra face do Berílio, foi colocada uma camada de

parafina (substância contendo hidrogênio e

carbono).

Verificou-se que a parafina emitia


prótons com elevada energia. Os prótons foram

expulsos da parafina (CXHV) pela colisão de

"alguma coisa" com átomos de hidrogênio.

Essa "alguma coisa" que vinha do

berílio não podia ser f ó tons , pois sua energia,

necessária para ex pulsar pr ó tons da parafina,

era incompatível com a experiência.

Para expulsar prótons (íons H+) de um

composto que possui hidrog ê nio é preciso

colisão, utilizando-se partícula de elevada

massa.

Assim, Chadwick sugeriu que ocorresse a seguinte transmutação.

radiatividade-2

Os nêutrons provenientes do

berílio colidem com os átomos leves de

hidrogênio, podendo arrancá-los da

parafina.

Também no mesmo ano,

Anderson conseguiu obter em laboratório

o "elétron positivo',' ou seja, única

partícula de massa igual à do el é tron ,

porém com carga positiva.

Sua notação é ( + 1 є0 ) e foi de

nominada de POSITRON.

Em 1934, o casal Frederick Joliot-Irene Curie Joliot (filha da Madame Curie)

conseguiu produzir o primeiro elemento radiativo artificial.

Bombardeando alumínio com partículas (α), obteve-se um elemento de

natureza radiativa.


Observou-se que o fósforo-30 ê capaz de emitir p ó sitron s

espontaneamente segundo a equação:

Não resta dúvida de que o fósforo-30 é radiativo.


A descoberta do nêutron veio edificar a estrutura nuclear. Antes, pensava-

se que qualquer núcleo possuísse partículas "a" (que era imaginado como única

partícula), prótons e elétrons.

Por exemplo, o átomo de lítio que hoje sabemos ter Z = 3 e A = 7

era apresentado com a seguinte concepção.

Hoje sabemos que o núcleo de lítio possui 3 prótons + 4 nêutrons.

Portanto, antes da descoberta do nêutron, era necessário admitir a

existência de elétrons e partículas "α" no núcleo.

Se por um lado isso era muito cômodo para explicar as emissões " α " e "β"

de átomos radiativos naturais, por outro lado verdadeiras controvérsias surgiam

em relação à mecânica quântica.

A descoberta do n ê utron veio eliminar essa incompatibilidade teórica. Daí

por diante, ficou estabelecido que o "NÚCLEO" é constituído por partículas

fundamentais: "PRÓTONS e NÊUTRONS".

Na década de 1930, os cientistas

perceberam que a energia das partículas "a" de

fontes radiativas era muito fraca para

bombardear átomos, principalmente aqueles de

elevado número atômico.

Não restavam mais dúvidas: era

necessário construir aceleradores de

part í culas ,utilizando-se campos el é tricos e

campos magn é ti cos. Surgiram os aceleradores

gigantes como:

Acelerador linear de Van der Graaff.


radiatividade – 2

O cíclotron idealizado por Lawrence em 1931.

"Não serão dadas as descrições nem o funcionamento destes aparelhos,

pois não se enquadram no nível deste curso".

Com o auxilio destes aceleradores têm-se obtido muitos elementos

artificiais (muitos deles radiativos), bombardeando-se núcleos com partículas. As

principais partículas utilizadas são

a) part í culas "α" de fontes radiativas +2α4

b) prótons obtidos de hidrogênio ionizado +1P1

c) dêuterons obtidos do hidrogênio da água pesada + id2

Para representar essas reações de transmutação, utilizaremos equações já

apresentadas, onde e fundamental a igualdade algébrica para cargas e massa:

Exemplo:

RECAPITULEMOS AS PRINCIPAIS PART Í CULAS E SUAS

RESPECTIVAS NOTA ÇÕ ES:

1) alfa = 2 prótons + 2 nêutrons --> +2α4

2) beta = 1 elétron + - 1є0


3) gama = ondas eletromagnéticas curtas 0y0

4) neutrino = partícula neutra de massa quase desprezível 0v°

esta partícula surge somente na desintegração de um próton ou

nêutron.

5) próton = núcleo de hidrogênio +1p

6) neutron = partícula neutra de massa quase igual à do próton

0n1

7) dêuteron = núcleo de deutério (isótopo de hidrogênio) = 1 próton

+ 1 neutron +1d2

8) pósitron = partícula positiva de massa igual a do elétron

+1e°

EQUA ÇÕ ES DE TRANSMUTA ÇÃ O

Nos exercícios, para completar as equações de transmutação, basta

igualar algebricamente as cargas e as massas.

Exemplo:

(40) Descobrir a partícula que completa a seguinte equação de

transmutação:

17C137 + d ------------------ l8A38 +....................

Ora, sabemos que o dêuteron é +id2. Colocando seus índices:

17C137 + +id2- ------------- 18A38 + . . . 0.....1.....

Os índices indicam que a partícula deve ser o neutron (0n1).

EXERCÍCIOS

Em cada equação, indique já a partícula que completa a mesma:

(41) 5B11 + p_________________6C11 + ................

(42) 4Be9 + p ________________4Be8 + ................

(43) 13Al27 + a _________________14Si30 + ...............

(44) 37Rb85 + n_________________36Kr85 + ...............


radiatividade – 2

(45) 11Na23 + d_________________11 Na24 + ............... + y

(46) 9F19 + n_________________ 7N16 + ...............

(47) Br79 + n_________________ Br80 + ...............

════════════════════════

G FISSÃO NUCLEARFISSÃO NUCLEAR

Em 1932, o físico italiano Enrico Fermi

observou que, quando os átomos são

bombardeados por nêutrons (então descobertos

por Chadwick), resultam átomos de núcleos

radiativos.

Em 1934, o mesmo cientista

bombardeou o urânio (Z=92) com nêutrons,

obtendo átomos radiativos. Ele imaginou que

fossem átomos com número atômico maior que

92, ou seja, um elemento "transurânico" . Não

conseguiu, no entanto, es clarecer o fenômeno

de um modo completo.

Otto Hahn e Strassmann repetiram o

bombardeamento do urânio com nêutrons em

19 38 e constataram a presença de átomos

de bário como produtos da experiência.


No mesmo ano, Lise Meitner e Frisck conseguem, então, interpretar a

referida experiência.

O átomo de urânio-235, recebendo um "tiro" de nêutron, divide-se,

produzindo dois novos á tomos radiativos acompanhados de alguns nêutrons.

A notícia da fissão nuclear foi anunciada por Niels Bohr e, em diversos

países, foram realizadas experiências análogas, confirmando-se as seguintes

conclusões:

a) 0 urânio-235, quando bombardeado por nêutrons, sofre fissão nuclear

originando dois átomos radiativos.

b) Cada átomo fissionado produz átomos-fragmento de número de massa

que podem variar de 72 a 158. Portanto, não se pode falar apenas numa reação

de fissão nuclear para o U-235.

c) Além dos 2 átomos-fragmento, libertam-se freqüentemente 2 3

nêutrons em cada fissão. Em média temos 2,5 nêutrons/fissão.

d) Em cada fissão liberta-se espantosa quantidade de energia!

Apenas para exemplificar podemos equacionar:


radiatividade – 2

Para justificar a tremenda quantidade de energia libertada,era plausível

aceitar a equação de Einstein:

ΔE = c2 . Δm

A variação de energia (ΔE) resultou da transformação de matéria (Δm)

em energia.("c" é a velocidade da luz).

Portanto, os produtos da reação têm massa menor que os mesmos

componentes antes da fiss ã o .

Em 1939, Fermi declarou que se poderia obter uma rea çã o em cadeia , isto

é, que os nêutrons resultantes da desintegração do U235 poderiam incidir em outros

á tomos de ur â nio vizinhos e provocar novas desintegrações e assim

sucessivamente.

Vemos então a necessidade de se obter urânio, constituído apenas de

isótopos U-235, para ocorrer reação em cadeia, já que o outro isótopo de urânio

(U-238) é não fissionável.

Sabe-se que o urânio encontrado na natureza é constituído de 2 isótopos:

U238 (com 99,3%) e U235 (com apenas 0,7%).

Apenas o isótopo mais leve é fissionável. 0 isótopo U238 é capaz de

absorver um n ê utron r á pido ,transformando-se em U239 que, logo em seguida,se

transforma em “ Pu"(plutônio), após a emissão de partícula "β".


Como se vê, bombardeando-se o urânio natural com nêutrons não se

produzirá reação em cadeia, pois, provavelmente , nas vizinhanças do U-235

encontraremos átomos de U-238 (99,3%) que irão absorver os nêutrons resultantes

da fissão.

0 tempo gasto para ocorrer a fissão de 2 átomos consecutivos (isto é, um

átomo fissiona, emite nêutrons e a seguir um deles cinde o átomo vizinho) depende

da velocidade do nêutron inicial, mas varia em torno de 10-12 a IO-5 segundos.

Portanto, após a primeira fissão, imediatamente, teremos uma multid ã o de á tomos

se desintegrando. Isto é reação em cadeia mas, possível apenas com material

fissionável puro (U-235).

Os Estados Unidos haviam entrado na 2a. Grande Guerra, após o

bombardeio de Pearl Harbor.

Albert Einstein e Alexandre Sachs conseguem convencer o presidente

Roosevelt de que os E.U.U. tinham condições de produzir uma bomba de

assombrosa pot ê ncia ,capaz de acabar rapidamente a guerra.

Era, no entanto, necessário um fabuloso investimento a fim de poder

separar material fissionável.

Nessa época ficou descoberto que o Plutônio-239 obtido do Urânio-238

também era material fissionável, de potência até maior que o U-235.

Uma espantosa usina foi montada em Oak Ridge (Tennessee) e foram

realizadas diferentes tentativas para se obter material fissionável.

Lograram êxito dois processos:

1) Separa çã o do U-235 pelo processo da difus ã o t é rmica.

0 urânio natural foi transformado em hexafluoreto de urânio, que é um

composto gasoso. Na verdade, o gás será uma mistura de molécuIas de

U235F6 e U238F6 , este último de massa molecular maior.

De acordo com a lei de Graham para a difusão temos:


radiatividade – 2

Então o U235F6, de massa molecular menor, "atravessará" mais

rapidamente uma placa porosa que o U238F6.

Todavia, a execução prática dessa separação é muito trabalhosa, pois:

a) o UF6 é extremamente corrosivo . Somente placas porosas de uma liga

especial de ouro e prata (!) conseguem resistir à ação corrosiva do UF6.

b) Como a diferença entre as massas moleculares do U235F6 e U238F6 é

muito pequena, a diferença da velocidade entre essas moleculas é também muito

pequena e portanto a separação "por difusão" e muito lenta. Daí a necessidade de

se empregar uma série enorme de placas porosas; (nas instalações de Oak Ridge,

se todas as placas fossem colocadas em linha, daria um conjunto igual à metade da

distância dos Estados Unidos ao Japão - e, notem, placas de liga ouro-prata!).

Assim conseguiu-se obter U235F6 puro, que reagindo com c á lcio produziu o

U235 puro.

2) Outro processo foi a obtençã o do plutônio atrav é s de bombardeamento

do U 238 com n ê utrons.

Naquela época, já havia sido construída a pilha atômica, ou seja, o reator

nuclear, pelo físico Fermi. Logo após este assunto,descreveremos esse reator.

Nos reatores, utilizam-se barras de urânio de composição natural (99,3%

U-238 e 0,7% U-235).

Após algum tempo, estas barras apresentam um certo teor de Plutônio,

como material resultante do bombardeamento do U-238 por nêutrons .

Conseguiu-se separar apreciável quantidade de plutônio.

Estaria pronta a BOMBA AT Ô MICA.

Como deton á -la?

Cuidadosas experiências concluíram que,para produzir "reação em cadeia",

bastava apenas aglomerar certa massa de material fissionável, pois nêutrons livres

existem em qualquer parte. (0 nêutron é um dos constituintes de raios


cósmicos).

Existe então uma massa m í nima acima da qual o material detona. Essa

massa é denominada massa crítica.

Quando o material fissionável tem massa menor que a critica, os nêutrons

resultantes da primeira fissão escapam do material e não se processa a reação

em cadeia.

È verdade que nem todos os nêutrons escapam na prática.

Pode-se usar determinada massa (abaixo da crítica) de modo que, para

cada fiss ã o , um n ê utron escape e o outro produza nova fissão; aí resultando dois

nêutrons, um escapa e o outro produz nova fissão e assim sucessivamente.

Sendo assim, se foram incididos x n ê utrons iniciais , a qualquer instante

temos x n ê utrons em movimento dentro do material. Dizemos aí que o fator de

multiplicidade é 1.

RESUMO:

- Se o fator de multiplicação < 1 estanca a reação.

- Se o fator de multiplicação = 1 reação ocorre, n ã o em cadeia (é o

caso do reator atômico) .

- Se o fator de multiplicação > 1 reação em cadeia (detona a Bomba).

A bomba possuía duas porções de U-235 puro com massas menores que a

massa cr í tica e previamente possuindo nêutrons em movimento com fator de

multiplicação 1.


radiatividade – 2

Acionado o detonador, iria primeiro explodir a carga de T.N.T. Isto iria

empurrar o U-235 contra a outra porção e a união dessas massas ultrapassaria a

massa cr í tica . Daí, imediatamente a reação em cadeia'!.

A bomba atômica experimental foi detonada a 16 de julho de 1945, no

deserto do Novo México, confirmando as previs õ es de pot ê ncia da mesma.

A 6 de agosto do mesmo ano foi

detonada

sobre a

cidade de

Hiroshima

(Japão)uma

bomba de

U-235

contendo

alguns

quilogramas desse material.

Foi tremenda a destruição causada pela

bomba, que foi avaliada com potência de 20

kilotons, ou seja, 20.000 toneladas de T.N.T.

(equivalente a 2000 caminhões de T.N.T.)

Podemos classificar em quatro, os

efeitos mortíferos da bomba.

a) A bomba explodiu a cerca de 300 m

de altitude, varrendo uma vasta área com os

fulminantes raios-gama .

b ) 0 calor libertado incendiou

imediatamente todos os materiais combustíveis

da cidade.

Por causa do tremendo calor, formou-se imediatamente uma corrente de

convecção, elevando pó e produtos radiativos resultantes da explos ã o . É o

cogumelo característico de uma explosão nuclear.

c) A detonação produziu fortíssima onda de choque (deslocamento do


ar.), que destruiu mecanicamente extensa área.

d) Por fim,o pior deles: a poeira radiativa;

Sendo os materiais mais densos que o ar, pouco a pouco vão-se

precipitando, contaminando de radiatividade uma extensão bem maior.

As células humanas não suportam excessiva radiatividade. Na poeira

radiativa temos os produtos da fissão, principalmente Bário e Criptônio radiativos

.

Esta bomba causou cerca de 80.000 vítimas civis (homens, mulheres,

crianças), com destruição total da cidade.

Pela primeira vez na História, registrou-se tamanho fenômeno catastrófico.

Dois dias depois, outra bomba de potência equivalente foi detonada sobre

a cidade de Nagasaki. Desta vez a bomba era de Plutônio.

Aos quinze de agosto, terminava a Guerra no Pacífico.

REATOR NUCLEAR

Por outro Lado, a energia nuclear propunha perpectivas de

grandes benefícios à humanidade.

A 2 de dezembro de 19 42, Enrico Fermi anunciava o funcionamento

da primeira pilha nuclear.

Imaginemos uma barra de urânio natural. A maior parte de seus

átomos e o U-238, que é_ absorvedor de n ê utrons .

Os átomos U-238 absorvem os nêutrons e a reação se estanca, mesmo_

quando se bombardeia um átomo de U-235.

Se utilizarmos cilindros finos de urânio, mesmo após a desintegração do U-

235 não haverá chance de o U-238 absorver os nêutrons resultantes, porque antes

da colisão o nêutron escapa do material.

Pelo contrário, se o cilindro

tivesse diâmetro maior, então, os

nêutrons resultantes seriam captados

pelo U-238.


Fermi pensou também: "Seria bom se conseguíssemos um material capaz

de causar reflexão dos nêutrons, fazendo-os voltar.'" Mas ainda; nesta hipótese, os

nêutrons seriam captados pelo U-238.

Acontece que o U-238 só absorve nêutrons acelerados e, se se pudesse

moderar a velocidade desses n ê utrons ,eles não seriam absorvi dos pelo U-2 38 e

então poderiam fissionar outros á tomos de U-2 35.

Após demoradas pesquisas, descobriu-se que a grafite é ao mesmo tempo

refletor e_ moderador de nêutrons. Colocando-se uma barra de urânio num tijolo

de grafite, pode-se dar continuidade de reação.


radiatividade – 2

Os nêutrons resultantes da cisão do U-235 escapam da barra de urânio

atingindo átomos de carbono (grafite). Um átomo de carbono absorve o nêutron

mas, logo depois (cerca de 12 segundos após) devolve o nêutron com velocidade já

moderada. Após alguns choques com os átomos de grafite, os nêutrons podem

voltar â barra de urânio . Sua velocidade não permite a absorção pelo U-2 38 mas,

ainda é capaz de cindir átomos de U-235.

Como cada átomo U-235 fissionado produz 2 ou 3 nêutrons, pouco a

pouco vai aumentando a população de nêutrons em movimento.

A certa altura, a energia libertada nas cisões faz os materiais atingirem

temperaturas de centenas de graus Celsius.

Agora há necessidade de eliminar nêutrons excessivos. Para

isso,colocam-se barras de cádmio (veja figura do reator nuclear) que


é um material capaz de absorver n ê utrons. O cádmio n ã o é_ refletor :

ele capta o n ê utron e não o emite mais.

Assim, a presença do cádmio nos tijolos de grafite pode abaixar o fator

de multiplicação para valores menores que 1.

Estava assim controlada a reação nuclear.

Para se obter mais energia bastava retirar as barras de cádmio. Portanto,

um reator atômico é uma fonte controlável de energia nuclear (ao contrário da

Bomba-A).

Vejam na figura os materiais usados para que os operadores do reator não

sejam atingidos por emissões de nêutrons e radiações.

Embora o concreto seja uma proteção aos operadores contra os raios-gama

e nêutrons que escapam, mesmo assim há necessidade de tomar devidas

precauções contra a extrema radiatividade dos produtos da fissão. Cada operador

usa uma placa na lapela que muda de cor. Trata-se de um dispositivo que acusa a

excessiva exposição às radiações -gama.

Portanto, o primeiro reator nuclear utilizava barras de urânio natural (0,7%

de U-235), colocadas em tijolos de grafite. Para moderar a reação nuclear,

introduziam-se barras de cádmio. Assim, a cisão de átomos de U-235 podia ser

controlada e a fonte energética do reator era o calor libertado nessas fissões.

Como utilizar este calor?

No reator, perfurando os tijolos de grafite, passa uma entrelaçada rede de

canalização por onde caminha vapor d'água.

Este vapor recebe energia

proveniente da cisão, sofrendo

conseqüentemente aumento de

temperatura e pressão.

0 circuito, passa por um trocador

de calor, onde a energia é "transferida

para um segundo circuito de vapor

d'água.

Este 2º. circuito está ligado a

uma turbina acoplada a um gerador

elétrico. Mui tas vezes, no primeiro

circuito, utiliza se gás carbônico.


A figura ilustra o esquema de uma central el é trica nuclear.

Na verdade, é uma usina termoelétrica que, ao invés de utilizar

combustíveis comuns (carvão, gás ou óleo), utiliza a energia térmica de um

reator nuclear.

Descobriu-se também que a água pesada é bom moderador e refletor de

neutrons. Verificou-se ainda que a massa de água pesada necessária para

suficiente moderação de neutrons é bem menor que a massa de grafite

equivalente. O emprego da água pesada como modera dor traz vantagens de

ordem técnica na instalação de uma usina.

Ao mesmo tempo, a água pesada serve como veículo trocador de calor. O

único inconveniente é na obtenção de grandes quantidades de água pesada. Ela

ocorre em qualquer água, mas numa proporção ínfima e,para separá-la, trata-se de

um processo muito trabalhoso o conseqüentemente oneroso.

Atualmente, a água pesada é retirada da á gua do fundo dos oceanos .

Para dar maior proteção aos operadores, o reator é envolvido por paredes

de grafite e concreto.


As barras de cádmio para absorver n ê utrons excessivos tornam-se

radiativas, daí também estarem dentro de um recipiente de chumbo.

A própria água pesada circula continuamente no reator onde se liberta

calor. Por sua vez, a água pesada transfere energia ao vapor d' á gua de outro

circuito, através do trocador de calor.

Assim o homem conseguiu controlar a energia nuclear e grandes são as

perspectivas de sua aplicação para finalidades pacificas.

Atualmente existem reatores nucleares, instalados em submarinos e navios

atômicos, capazes de realizar longas viagens com um mínimo de consumo

material.

O Nautilus, primeiro submarino atômico viajou cerca de 80.000 km (2

voltas em redor da Terra), sem se abastecer.

No entanto, tornam-se ainda extremamente onerosa as construções de

pilhas atômicas, principalmente na parte que se refere ã proteção humana exigida

pelas fortes irradiações gama de emissões de nêutrons.

Por outro lado, o homem precisa de fontes energéticas e,atual mente,

conta ainda com reservas de petr ó leo e carv ã o .

No ritmo dos acontecimentos, estas reservas se esgotarão no ano

2.100!

Se considerarmos a energia nuclear, contamos ainda com energia para

mais 1.000.000 de anos!

Deixo para o leitor imaginar como ser á o futuro que nos aguarda .


radiatividade - 2

reator de piscina

Fotografia de um reator de piscina em pleno funcionamento na

Cidade Universitária, de S. Paulo.

A luz intensa no fundo da piscina e causada pela passagem de

partículas sub-atômicas velozes na água e chama-se radiação de Cherekov.


radiatividade – 2

H FUSÃO NUCLEARFUSÃO NUCLEAR

O sol é uma fonte energética que continuamente irradia energia. Mas, a

energia não é criada! De onde o sol consegue tanta energia?

A explicação plausível é que, no sol, mat é ria transforma-se em energia. Por

isso, o sol a todo instante torna-se um pouco mais leve, perdendo cerca de milhares

de toneladas de mat é ria por segun do.

Admite-se, que na superfície solar, a temperatura seja de alguns milhões

de graus Celsius e que aí ocorre a síntese do g á s hélio a partir de hidrogênio, com

libertação de pósitrons, neutrinos e tremenda quantidade de energia em forma de

radia çõ es eletromagn é ticas que se propagam pelo Universo.

Quatro átomos de hidrogênio sofrem uma FUSÃO, originando o núcleo de

hélio.


Neste processo, os produtos apresentam massa menor que a massa total

dos átomos de hidrogênio. A energia libertada equivale "a transformação de

massa -> energia segundo a equação de Einstein:

Energia = c2 . Δm

"c" - velocidade da luz no vácuo.

Para ressaltar um fato histórico importante, falemos na descoberta do gás

hélio.

Durante um eclipse, foi observado no espectro solar o apare cimento de

uma nova "linha" de absorção. Não se conhecia,ainda,nenhum elemento capaz de

produzir a referida absorção. Foi então pro posta a existência de um novo elemento,

que deveria estar sendo "criado" no sol e,dai, o nome sugerido foi H é lio

(Helium = sol).

Mais tarde, o gás hélio foi descoberto como um componente mínimo do ar

atmosférico.

Pensou-se em sintetizar o hélio a partir de hidrogênio,aqui na Terra.

Evidentemente faltavam condições energéticas, ou seja, a elevadíssima

temperatura. Estima-se que a temperatura da superfície solar seja

aproximadamente de 40 milhões de °C.

Os cientistas conseguiram sintetizar o hélio a partir de isótopos pesados

de hidrogênio.

Utilizando-se deutério (núcleo com 1 próton + 1 nêutron) e tritério (núcleo

com 1 próton + 2 nêutrons) e ainda fontes de elevadíssima temperatura

conseguiu-se sintetizar o hélio.

O deutério ocorre na natureza em proporções mínimas, já dissemos que é o

componente da á gua pesada encontrada em mínimas proporções nos fundos dos

oceanos, já que a densidade da água pesada e maior que a da água comum.

O tritério é obtido artificialmente, sendo um átomo radiativo.

Pode-se obter o tritério, bombardeando lítio com nêutrons.


radiatividade – 2

A reação liberta assombrosa quantidade de energia, muito maior que

numa fissão nuclear.

A princípio não se conseguia obter a elevada temperatura, que seria

da ordem de dezenas de milhares de graus Celsius.

Com a descoberta da fissão nuclear, a detonação de uma bomba

atômica (bomba-A) possibilitou a fusão do deutério e tritério.

Esta fusão é realizada na Bomba-H (Bomba de Hidrogênio).

A potência dessas bombas é milhares de vezes superior à das

bombas atômicas da 2a. Grande Guerra.

A bomba-H utiliza a fissão nuclear como fonte energética para provocar a

reação entre deutério e tritério.

Portanto, a Bomba-A serve como "espoleta" da bomba-H.

A potência das bombas de hidrogênio é milhares de vezes a de

uma bomba de fissão. As últimas bombas de hidrogênio detonadas com

caráter experimental tinham potências próximas a 100 Megatons (1

megaton = 1.000 kilotons = 1.000.000 de toneladas de T.N.T.).

A bomba-H também espalha poeira radiativa por causa dos produtos

radiativos da fissão do U-235.

Existe atualmente uma Comissão Internacional de Energia Atômica cuja


finalidade, além de outras, ê a de controlar as experiências nucleares, a fim de

evitar a contaminação da atmosfera com materiais radiativos.

═════════════════


I ELEMENTOSELEMENTOS

ARTIFICIAISARTIFICIAIS

Como já vimos na página 81 do capítulo 2, a obtenção de elementos

radiativos artificiais foi desencadeada com a experiência do casal Curie-Joliot.

Hoje, conhecem-se isótopos radiativos de Quase todos os elementos

químicos e, comumente esses isótopos são obtidos dos elementos comuns,

bombardeados por n ê utrons.

Estudemos apenas 3 desses isótopos:

A) CARBONO-14

Este isótopo radiativo forma-se no ar atmosférico quando n ê utrons de

raios cósmicos colidem com núcleos de nitrogênio.

O carbono-14 assim

formado reage com o "02" da

atmosfera, resultando C*02

radiativo (Vamos colocar um

asterisco no C* radiativo).

Este C*02 poderá ser

absorvido por uma planta, num

processo de fotossíntese e tornar

se um constituinte de tecido

vegetal.

Por outro lado, um animal

pode alimentar-se daquela erva e

o C*-14 tornar-se assim um

constituinte de tecido animal.

Mesmo os seres humanos

possuem certa do se de C*-14.


radiatividade – 2

Quando o ser humano ou mesmo o animal morre, a quantidade do C*-14

só tende a diminuir, pois ocorre a seguinte desintegração:

6C14-------►_1β° + 7N14

O período de semi-desintegração é de 5.600 anos para esse isótopo.

Ora, então, pode-se mesmo pensar num processo de determinação de

idades de fósseis arqueológicos.

Vamos supor que os fósseis de um animal acusam, num contador Geiger,

apenas 25% de C*-14,que teria o mesmo espécime na atualidade.

Isto vem esclarecer que o fóssil tem:

No entanto, após 10 períodos de semi-desintegração (56.000

anos), a quantidade de C*-14 restante é tão pequena que não existem

ainda aparelhos capazes de detetar radiações . Esta é a mais séria limitação desse

processo.

Por outro lado, os nêutrons de uma pilha atômica podem ser empregados

na obtenção de C*-14 artificialmente.

Ê importante o emprego de C-14 para sintetizar subst â ncias org â nicas a

fim de acompanhar os processos de metabolismo.

É muito usado na obtenção de radioproteínas e radioaçúcares.

B) IODO RADIATIVO

O iodo radiativo é utilizado na medicina, nos diagnósticos de doenças da

tireóide. Tem um período de semi-desintegração de 12 horas.

Em primeiro lugar, o paciento

ingere uma dose de iodo radiativo, que e

facilmente absorvido pelas glândulas de

tireóide.

Após certo tempo, pode-se

"mapear", ou seja, localizar e delimitar

os contornos dessas glândulas.

Sabe-se que os tecidos afetados


de tireóide absorvem geralmente iodo de

modo diferente (mais ou menos

intensamente) do tecido normal .


Então, utilizando-se um contador Geiger, podem-se localizar as regiões

afetadas.

C) COBALTO-60

Este isótopo é obtido do cobalto (Co59), quando bombardeado por

nêutrons.

Por sua vez, o Co-60 é radiativo, sendo capaz de emitir raios "β", com um

período de semi-desintegração de 5,3 anos. Observem o longo período de semi-

desintegração, que proporcionou excelente aplicação na Medicina, pois tem-se

material radiativo por longo tempo.

NOTA: O carbono-14 não serve para tal finalidade, pois seus raios "β" têm

energia bem menor e,consequentemente,menor penetração.

Descobriu-se que as células cancerígenas são fulminadas pelo efeito de-

radiações intensas. As células normais suportam dose bem maior de radiação.

No tratamento do câncer pela

radioterapia era antigamente usado o

elemento r á dio, cujo custo era

assombroso.

Hoje, esse elemento foi


substituído pelo cobalto-60 de custo

incomparavelmente baixo em relação

ao radio.

0 aparelho é chamado "Bomba

de Cobalto" que nada mais é, senão um

canhão de emissões "β"

(Gentilmente cedida pelo

Hospital do Câncer - S. Paulo )

radiatividade-2

Eis um tipo de Bomba de Cobalto. Quando se encontra na posi çã o de

descanso, o Co-60 esta emitindo radiações, mas são totalmente bloqueadas pela

blindagem. Na posi çã o ativa , os raios "S" podem então ser dirigidos ao

paciente.

Citamos apenas algumas aplicações das recentes descobertas nucleares.

(As duas últimas aplicações são exemplos de "Medicina Nuclear") .

Dia a dia, a energia nuclear e os isótopos radiativos estão sendo explorados

pelo homem a fim de proporcionar melhores condições de vida.

Na pesquisa da energia nuclear, o homem descobriu uma terrível arma,

mas por outro lado, indubitavelmente, ganhou excelentes conhecimentos sobre o

átomo,que nos promete um futuro promissor.

O homem,que veio da idade da pedra, passou por diversas evoluções e

entra agora na ERA AT Ô MICA.

═════════════


EXERC Í CIOS

(48) Tendo-se num instante zero, 4,0 g de um elemento radiativo de

tempo, de meia vida igual a 1,0 hora, quantos gramas do material ativo restarão

respectivamente depois de 1,0 hora e depois de 2,0 horas?

a) 2,0 g e 1,0 g

b) 2,0 g e 0 g

c) 3,0 g e 2,0 g

d) 3,5 g e 2,5 g

e) depois de 1,5 horas não restará material ativo

ITA-63

(49) A expressão fusão nuclear se refere a:

a) liquefação de núcleos.

b) quebra de núcleos formando núcleos menores.

c) reunião de núcleos formando um núcleo maior.

d) captura de elétrons.

e) fissão nuclear.

ITA-63

(50) Um dos isótopos do Einstênio 99Es253 , quando bombardeado com

partículas 2He4 , forma um elemento novo e dois nêutrons , como indicado pela

reação:

99Es253 + 2He4 = Elemento Novo + 2 n

Qual é o conjunto de número atômico e o número de massa que

corresponde ao novo elemento?

(51) Qual das afirmações abaixo, relativas a reações nucleares

como a da questão anterior, é FALSA?

a) 0 número total de nucleons e conservado.

b) A lei de conservação de cargas também se aplica a reações nucleares.

c) A soma dos números de massa dos reagentes e igual a soma dos

números de massa dos produtos.

d) A energia libertada numa reação nuclear e, grosso modo, 107 (10

milhões) vezes maior que a energia libertada em reações químicas ordinárias,

fixando-se massas iguais de reagentes.

e) A energia de ligação nuclear dos reagentes é igual à energia de

ligação nuclear dos produtos.

ITA-64


radiatividade-2

(52) A vida média de 1,0 g de um isótopo radiativo vale 18

horas. A vida média de 0,5 g desse mesmo isótopo valerá:

a) 9 horas d) 18 horas

b) 36 horas e) nenhuma das respostas

c) 20 horas acima esta certa

ITA-66

(53) Citar os tipos de radiações, indicando os sinais das respectivas cargas

elétricas, que se observam na desintegração radiativa natural.

POLI-65

(54) Um átomo de um elemento radiativo "X" sofre uma desintegração

emitindo uma partícula alfa, produzindo um átomo de um elemento "Y". Quantas

desintegrações "B" deve sofrer o átomo do elemento "Y", para produzir um átomo

isótopo do elemento "X"? Escrever as equações das diversas desintegrações

dessas transformações.

POLI-67

(55) Um grama de 42 99Mo , por emissão de raios "β", decaia 1/8 g

em 200 horas.

I - qual a sua meia-vida?

II - qual o seu novo número atômico e qual o seu novo

número de m assa?

FMUSP-63

(56) A desintegração do iodo radiativo aumenta com a

temperatura.

Certo ou Errado?

FMUSP-64

(57) Um grama de rádio leva 5.040 anos para decair a 1/16 g. A

sua meia vida será:

a) 315 anos c) 20.160 anos

b) 1260 anos d)

FMUSP-64

(58) Na seguinte lista, todos os elementos são transurânicos:

európio, amerício, frâncio, germânio e polônio?

Certo ou Errado?

FMUSP-64


(59) O número atômico de um elemento diminuirá de duas

unidades se o núcleo de seu átomo emitir uma partícula alfa.

Certo ou Errado?

FMUSP-64

(60) A meia-vida do isótopo 1124 Na é de 15 horas. Se a

quantidade inicial deste isótopo for 4 g, depois de 75 horas teremos:

a) 0,800 g d) 0,125 g

b) 20 g e) nenhuma das respostas

c) anteriores

CESCEM-65

(61) Nas reações nucleares sucessivas

o elemento Z que se forma é:

CESCEM-66

(62) São necessários 5,0 anos, para que o 60Co perca a metade de sua

radiatividade. Que porcentagem da sua atividade original permanecerá no fim de

20 anos?

a) 0% d) 25,0%

b) 6,25% e) nenhum dos

c) 12,5% valores acima

CESCEM-66

(63) Dispõe-se de um isótopo radiativo, cujos produtos de desintegração

não são radiativos. Medindo-se a atividade de uma amostra deste isótopo,

registrou-se uma contagem de 10.000 desintegrações por minuto. Após 24 horas, a

mesma amostra acusou uma atividade de 5000 desintegrações por minuto.

Deixando-se passar mais 24 horas , a atividade da mesma amostra

correspondera a:

a) 1250 desintegrações/minuto d) zero

b) 2500 desintegrações/minuto e) nenhum dos valores

c) 3750 desintegrações/minuto anteriores

CESCEM-67


radiatividade – 2

(64) Quando um elemento emite uma partícula "α" e, em seguida,

duas partículas "β", os elementos, primitivo e final:

a) tem o mesmo número de massa

b) são isótopos radiativos

c) não ocupam o mesmo lugar na tabela periódica

d) possuem números atômicos diferentes

e) têm a mesma massa atômica

CESCEM-67

(65) Na reação nuclear 2He4 + X ───1H1 + 8017

elemento X possuí:

a) número atômico 7 e d) número atômico 8 e

número de massa 15 número de massa 14

b) 8 prótons e 7 nêutrons e) número atômico 7 e

c) 7 prótons e 7 nêutrons número de massa 16

CESCEM-68

(66) Uma grama do isótopo Mo99 decai por emissão beta, atingindo l/8 g

após 200 horas. Qual é aproximadamente a meia-vida deste isótopo?

a) 2 5 horas d) 1600 horas

b) 50 horas e) os dados são insuficientes

c) 67 horas para se saber a meia-vida.

CESCEM-69

(67) Um elemento "A",de número atômico 87 e número de massa 190,

emite uma partícula alfa, transformando-se em"B". "B" emite uma partícula beta

transformando-se em "C ". "C " emite alfa dando "D". "D" por sua vez emite beta

resultando em "E". Os números atômicos e de massa de ''E" são respectivamente:

a) 87 e 190

b) 8 3 e 192 d) 85 e 182

c) 87 e 186

SANTA CASA-64

(68) 0 número atômico do átomo de um elemento é 88 e o número de

massa 226. Quando esse átomo emite uma partícula "α", o átomo resultante

apresentará:

a) número atômico 08 e número de massa 225

b) número atômico 87 e número de massa 224

c) número atômico 86 e número de massa 222

d) número atômico 85 e número de massa 225

SANTA CASA-65


(69) Os raios gama são:

a) radiações eletromagnéticas

b) núcleos de átomos de hélio d) núcleos de átomos

c) elétrons de hidrogênio

SANTA CASA-65

(70) Período de semi-desintegração de um elemento radiativo é o

tempo no qual:

a) a metade da quantidade inicial dos átomos

do elemento se desintegra

b) todos os átomos do elemento se desintegram

c) 6,02 x IO23 átomos do elemento se desintegram

d) 1 mol do elemento se desintegra

SANTA CASA-66

(71) Quando um átomo emite um raio alfa, seu número de

massa:

a) aumenta de duas unidades c) diminui de quatro

unidades

b) diminui de duas unidades d) não se altera

SANTA CASA-66

(72) Quando um átomo emite um raio beta, seu número atômico:

a) aumenta de uma unidade c) aumenta de duas

unidades

b) diminui de uma unidade d) não se altera

SANTA CASA-66

(73) Os raios-X, os raios catódicos e os raios alfa (do rádio)

a) são todos desviados por um ímã

b) somente o primeiro e o terceiro são desviados por um imã

c) somente o segundo e o terceiro são desviados por um imã

SANTA CASA-67

(74) Ao emitir uma partícula alfa, um elemento radiativo passa a

ter:

a) número e peso atômicos diminuídos de uma unidade

b) número atômico diminuído de 2 e peso atômico diminuído de 4

unidades

c) número e peso atômicos diminuídos de 2 unidades

SANTA CASA-67

http://tercei.ro/


radiatividade – 2

(75) É possível determinar a idade da Terra por meio:

I - da teoria da relatividade

II - da radiatividade

III - pela expansão do universo

SANTA CASA-68

(76) Quando o Boro (peso atômico 11, número atômico 5) e

bombardeado com partículas alfa, as seguintes variações são observadas

Boro + partícula alfa -------------------> novo elemento + neutron

(transmutação α, n)

0 peso atômico e o número atômico do novo elemento formado

serão, respectivamente;

a) 14 e 7 d) 11 e 5

b) 10 e 7 e) nenhum dos

c) 11 e 6 anteriores

SANTA CASA-69

(77) Radiatividade natural é o fenômeno pelo qual:

a) um elemento pesado emite espontaneamente apenas "raios-X"

b) dois elementos mais leves se unem para produzir um 3º.

elemento, com grande emissão de energia

c) um elemento, sofrendo o bombardeamento por um nêutron,

se transforma num isótopo

d) nenhuma das respostas

EES CARLOS-66

As questões 78 e 79 referem-se ao seguinte enunciado: "A" e

"B" são 2 elementos radiativos que se desintegram em chumbo (Pb)

segundo o esquema:

(78) 0 valor correto de "u", "k" e "x" e:

u = k = x = u = k = x =a) 232 208 82 c) 228 216 86b) 228 208 82 d) 222 212 74

(79) 0 valor correto de "z", "y" e "t" é:


z = y= t = z = y= t =a) 98 82 206 c) 96 86 214b) 92 82 206 d) 84 74 210

EES CARLOS-67

(80) Qual das reações abaixo está errada:

EES CARLOS-68

(81) Um átomo “ A” emitindo um raio "alfa", se transforma no

átomo "B" OS átomos "A" e "B" s ao :

a) isótopos c) alotrópicos

b) isóbaros d) nem isótopos nem isóbaros

FEI-68

(82) A vida média de um grama de certo isótopo radiativo vale

30 dias. A vida média de 0,5 gramas do mesmo isótopo vale:

a) 30 dias b) 15 dias c) 60 dias

FEF ALVARES PENTEADO-68

(83) Um grama de um elemento radiativo emite partículas beta e

após 400 horas fica reduzido a 1/16 g. Qual é sua meia vida?

a) 100 horas c) 10 horas

b) 400 horas d) 50 horas

GEOLOGIA USP-64

(84) Um átomo de número atômico 27 e número de massa 35

emite uma partícula alfa. 0 novo átomo possuirá:

a) número atômico 28 número de massa 35

b) número atômico 26 número de massa 36

c) número atômico 25 número de massa 31

d) número atômico 25 número de massa 35

GEOLOGIA USP-64


radiatividade - 2

(85) Dois átomos pertencentes a dois isótopos de um mesmo

elemento apresentam:

a) a mesma massa d) mesmas propriedades

b) propriedades químicas diversas nucleares

c) mesmo tamanho e) nenhuma das citadas

EE LINS-67

(86) Quando um átomo radiativo de número atômico 90 emite uma

partícula beta, origina-se um novo átomo de número atômico:

a) 91 b) 89 c) 88

EE MAUA-63

(87) Os nêutrons, como projéteis, são mais usados que os

prótons nos processos de bombardeio nuclear porque:

a) tem maior massa

b) são desprovidos de carga

c) são mais fáceis de serem obtidos

EE MAUÁ-64

(88) Quando um átomo de um elemento radiativo e cujo número atômico é

Z,emite um elétron (negativo), origina-se um novo núcleo de número atômico:

a) Z - 1 b) Z + 1 c) Z

EE MAUÁ-65

(89) Quando o núcleo de um átomo, de número atômico Z,emite uma

partícula beta, origina-se um outro núcleo de número atômico Z +1, isóbaro do

primeiro.

Certo ou Errado?

EE MAUS-68

(90) 0 que é uma substância radiativa?

EE MACKENZIE-63

(91) 0 que caracteriza um elemento radiativo?

EE MACKENZIE-64


(92) Qual o comportamento dos raios alfa, beta e gama num campo

magnético?

EE MACKENZIE-64

(93) Após 40 dias, um determinado radioisótopo puro, cuja meia

vida é de 10 dias, pesa 0,5 g. 0 seu peso inicial era:

a) 8 g d) 2 g

b) 6 g e) 0,5 g

c) 4 g

MEDICINA SANTOS-68

(94) 0 símbolo que pode ser usado para completar a reação

nuclear:

3Li7 + 1H1 = 2 ..... é:

a) iH1 d) _1e0

b) on1 e) 1D2

c) 2He4

MEDICINA SANTOS-68

(95) Assinalar as proposições corretas:

1) Os raios-gama apresentam pequeno comprimento de onda,

sendo mais penetrantes que os raios alfa, beta e raio-X.

2) Raios alfa são os núcleos de átomos de argônio, portanto, com

carga positiva, porém, com poder de penetração limitado

3) Raios beta são elétrons em grande velocidade e, com maior

poder de penetração que as partículas alfa.

4) Quando um elemento emite partículas alfa, forma-se outro

elemento,cujo número atômico é uma unidade inferior.

QUIM-MOGI DAS CRUZES-69

(96) Dos elementos que participam das reações nucleares sucessivas:

92E238--------- E2 + 2α4

E2 --------- E3 + β

E3 -------- E4 + β

a) E1 e E2 são isótopos e E2, E3 e E4, são isóbaros

b) E1 e E3 são isótopos e E2, E3 e E4, são isóbaros

c) E1 e E4, são isótopos e E1, E3 e E4, são isóbaros

d) E1 e E4, são isótopos e E2, E3 e E4, são isóbaros

e) E1 e E4, são isótopos e E1 , E2 e E3 são isóbaros

UFMG-67


radiatividade - 2

(97) As sucessivas reações nucleares abaixo

90A232--------- B + 2ª4

B ------------- C + β

levam a um elemento C com as seguintes características:

a) 87C229 d) 91 C 227

b) 89C228 e) 88C231

c) 90c230

UFMG-67

(98) Um elemento radiativo tem ao fim de 36 dias, sua radiatividade

reduzida a 1/8 da original. Sua meia-vida é:

a) 4 dias d) 12 dias

b) 6 dias e) nenhuma das

c) 9 dias anteriores

UFMG-67

(99) Uma certa quantidade de Ra, ao se desintegrar, emite em um ano,

2,7 x 1013 partículas alfa e, a quantidade "He" formada é da 1 x IO-3 mm3, medidos

nas condições normais de temperatura e pressão. Os dados acima permitem

deduzir:

a) o valor da vida— média do Ra

b) o valor da meia-vida do Ra

c) o valor da constante de desintegração radiativa do Ra

d) o valor do número de Avogadro

e) que o "He", membro da família radiativa do Ra

UFMG-68

(100) Entre as equações dadas abaixo:

assinalar o grupo de equações em que a instabilidade do elemento é

devida a excesso de protons:

a) I, II, III d) I, IV, V

b) I, III, IV e) III, IV, VC) I, III, V UFMG-68


(101) Qual destas afirmativas sobre os elementos transurânicos é

errada:

a) tem número atômico elevado

b) seu enchimento eletrônico se dá no subnível 4f

c) são todos radiativos

d) apresentam massa atômica elevada

e) são obtidos por meio de reações nucleares

EEUMG-67

(102) Um certo isótopo radiativo tem um período de meia-vida de 10

minutos. Se num certo instante, tivermos 20 microgramas deste isótopo, quantos

microgramas existirão ao fim de 20 minutos?

a) zero d)

b) 5 e) não se pode saber

c) 10

MEDICINA-VALENÇA-69

(103) Qual das seguintes afirmações é a mais correta?

a) Raios alfa são núcleos de átomos de Hélio, formados por 4

prótons e 4 neutrons.

b) O poder de penetração dos raios alfa aumenta com a elevação

da pressão.

c) Os raios beta são elétrons emitidos pelos núcleos dos átomos

dos elementos radiativos.

d) Os raios gama são radiações da mesma natureza que os raios

alfa e beta.

e) O "Curie" é a radiatividade equivalente à de um quilograma

de rádio em equilíbrio radiativo.

MEDICINA-ITAJUBA-68

(104) Vinte miligramos de um elemento radiativo, depois de 10 minutos,

se reduzem a cinco miligramos. Quarenta miligramos do mesmo elemento, depois

de 20 minutos, reduzir-se-ão a:

a) 20 miligramos

b) 13,5 miligramos

c) 4 miligramos

d) 25 miligramos

e) 2,5 miligramos

MEDICINA-ITAJUBÁ-68


radiatividade-2

(105) O carbono radiativo 14C pode ser obtido por:

a) desintegração do carbono 12C

b) bombardeamento do carbono-12 por neutrontes

c) bombardeamento do carbono-12 por cíclotron

d) bombardeamento do nitrogênio por neutrontes lentos

e) bombardeamento do carbono-12 por raios gama

MEDICINA-GB-66

(106) Marcar o processo que não pode ser considerado como da

desintegração atômica:

a) emissão de partículas alfa

b) emissão de partículas beta

c) emissão de partículas e+

d) emissão de fóton de luz ultravioleta

e) captura de eletrontes pela camada K do átomo

MEDICINA-GB-66

(107) 0 produto da desintegração de um elemento que só emite

raios "a" tem:

a) a mesma massa atômica e número atômico maior

b) a mesma massa atômica e número atômico menor

c) o mesmo número atômico e massa atômica maior

d) o mesmo número atômico e massa atômica menor

e) o número e massa atômicos menores

UFRJ-68

(108) 0 32P, de grande importância bioquímica, pode ser obtido, mediante

bombardeio do 31P com dêuterons de 10 milhões de volts, procedentes de 1

cíclotron. Esta reação será do tipo:

a) 31P (d, p) 32P

b) 31P (d, y) 32P

c) 31P (d, α) 32P

d) 31P (d, n) 32P

e) diferente

UFRJ-68

117


(109) A massa da partícula alfa é de:

a) 0,000548

b) 1,00897

c) 1,007852 (unidade de massa atômica )

d) 2,014722

e) 4,002764

UFRJ-68

(110) A transformação radiativa, com emissão de raios beta, fornece

um novo elemento (Lei de Russell, Fajans e Soddy) com:

a) mesma massa atômica e número atômico menor

b) mesma massa atômica e número atômico maior

c) mesmo número atômico e massa atômica maior

d) mesmo número atômico e massa atômica menor

e) diferentes dos mencionados

UFRJ-68

══════════════════

118



capcapíítulo 3tulo 3


estrutura do átomo-3

A O ÁTOMOO ÁTOMO

DE DALTONDE DALTON

Vimos no LIVRO I que a concepção de átomo, como constituinte universal

da mat é ria , havia sido lançada pelos filósofos gregos.

Foi o inglês John Dalton que, em 1808, deu um car á ter cientifico À idéia de

átomo. As proposições de Dalton foram baseadas nas leis ponderais das reações

químicas"que já haviam sido observadas e constatadas como válidas em

quaisquer reações.

De modo resumido, Dalton supôs que:

a) Todo átomo é uma minúscula partícula material indestrutível,

mantendo massa e dimensão inalteráveis.

b) Átomos do mesmo elemento químico são idênticos entre si.

c) Os diversos átomos podem combinar-se,originando diferentes

espécies de matéria.

Exemplos:


Enfim, mat é ria para Dalton, seria um aglomerado de á tomos (bolinhas

indivisíveis), uns colados aos outros. Seria, então,como uma miniatura do "doce

de sagu".

Dalton pensou que, os átomos diferentes, quando se combinavam, sempre

mantinham a proporção de 1:1 e, sugeriu, que tais combinações fossem

denominadas "moléculas". Como a á gua é constitu í da de hidrog ê nio e oxig ê nio ,

Dalton pensou que, a molécula de água fosse "HO" e que, numa gota d'água,

existissem muitas e_ muitas dessas mol é cu las , umas vizinhas das outras. Mais

tarde, os trabalhos de Gay-Lussac e Avogadro, demonstraram que, numa mol é cula ,

podem existir diferentes átomos sem obedecer a proporção 1:1. É o caso da

molécula de água, que como vocês sabem, possui 2 átomos de hidrogênio e um

átomo de oxigênio.

Cada molécula de água, é Cada molécula de enxofre (S8), é

constituída por 2 átomos de constituída por 8 átomos de

hidrogênio e 1 átomo de oxigênio enxôfre.

A atual concepção do átomo, está muito longe dessa idéia inicial, como

veremos adiante. No entanto, por questões de comodidade de apresentação, até

hoje utiliza-se muito a representação "átomo = esfera maciça", pois,deste modo,

ainda é muito satisfatória para um grande número de fenômenos químicos.

A introdução, da idéia de molécula, que decorreu das leis dos gases (vide

livro I) veio reestruturar a teoria atômica de Dalton. A teoria "atomo=bolinha"

começou a sofrer abalos violentos a medida que iam sendo descobertos novos

fenômenos.

Como poderíamos responder às seguintes perguntas?

- Por que nem todos os átomos se combinam entre si?

- Que é eletricidade?

- Por que certas reações químicas absorvem ou libertam muita


energia?

- 0 que é radiatividade?

- Por que existem ímãs?



Respostas com argumentos satisfatórios somente aparecem com o

decorrer dos tempos. A ciência toma um impulso extraordinário no século 20 e, em

conseqüência, surgiram renovações para a teoria atômica.

Hoje, é incabível aceitar átomo = esfera maciça,"'mas não resta dúvida que

esta idéia primitiva foi a base inicial que conduziu os cientistas a investigarem o

interior do átomo.

════════════════

B O MODELO DE O MODELO DE

RUTHERFORD-BOHRRUTHERFORD-BOHRFoi o cientista inglês Ernest Rutherford, quem apresentou "a nova face"

para o átomo, discordando da indivisibilidade do mesmo.

Vimos no CAPITULO 2 que Rutherford conseguiu demonstrar a existência de

partículas "α", "β" e raios gama nos fenômenos radiativos.

Desta vez, ele utilizou um material radiativo, o polônio, que emite raios

alfa com surpreendente intensidade.

Colocando o pol ô nio radiativo dentro de um bloco de chumbo, Rutherford

bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com as partículas "a", então emitidas

pelo polônio.


Rutherford estava curioso em estudar as trajetórias das partículas "α" e

também os resultados das colisões dessas partículas com átomos de ouro.

Para isso, colocou um anteparo de forma cilíndrica em redor da lâmina de

ouro. Este anteparo é revestido com um material fluorescente (sulfeto de zinco) e

quando nele há incidência de uma partícula "α" ocorre emissão de luz visível.

Uma região de fluoresc ê ncia constante e intensa apareceu no anteparo,

exatamente na direção das emissões "α".

Em outros pontos do anteparo apareciam de tempos em tempos pontos

luminosos.

INTERPRETAÇÃ O : A maioria das partículas "α" atravessam a lâmina de

ouro como se esta fosse uma peneira. Apenas algumas partículas sofrem desvios.

Estas observações levaram a crer que a mat é ria é praticamente oca .

Embora a lâmina de ouro pareça compacta é constituída de muitas camadas de

átomos de ouro.

Rutherford fez as seguintes proposições:

A) O átomo deve ser constituído de uma parte central (caroço) e que foi

denominado n ú cleo . Este deve ter carga POSITIVA, pois repele violentamente as

part í culas "α" que possuem carga positiva , quando estas passam próximo ao

núcleo.



B) Analisando o número de

partículas "α" que sofreram desvios, em

relação aquelas que atravessaram

normalmente a lâmina, conclui-se que

o"tamanho do núcleo, deve ser

extremamente pequeno em relação ao

átomo'. Os cálculos probabilísticos

revelam que:

Raio do núcleo = do Raio do átomo

Isto quer dizer que, se o n ú cleo tivesse 1 metro de diâmetro, o á tomo

teria um di â metro de 10 Km, no m í nimo .

A título ilustrativo, imaginemos uma bola de t ê nis no centro do Estádio

Maracan ã . Então a bola seria o n ú cleo e o est á dio seria o á tomo , em termos

proporcionais com o verdadeiro átomo.

C) Se o átomo tivesse apenas núcleos

positivos e nada mais, qualquer matéria, como a

lâmina de ouro, seria eletricamente muito

positiva!

Para contornar este fato, Rutherford

admitiu que a carga nuclear seria equilibrada

por elétrons. Esses elétrons não poderiam estar

parados, pois seriam atraídos para o núcleo e o

átomo seria um sistema instável. Foi admitido

um equilíbrio dinâmico ou seja: "Os elétrons


devem girar em redor do núcleo, em órbitas

circulares".

Como o átomo é elétricamente neutro, a carga total dos elétrons

deve ser igual à carga do núcleo. Pode-se comparar a estrutura at ô mica com o

sistema planetário: o Sol atrai a Terra; como a Terra gira em redor do Sol,

eles mantém um equil í brio din â mico .

CONTRADI ÇÃ O À TEORIA DE RUTHERFORD

Mal a teoria fora lançada, ela teve que vencer diversos obstáculos. Uma

forte contradição apareceu imediatamente, em relação à trajet ó ria e energia do

el é tron .

Segundo a teoria clássica de Maxwell,

no estudo do eletromagnetismo, qualquer carga

el é trica acelerada emite energia em forma de

onda eletromagn é tica .

Ora, o elétron em movimento circular

está constantemente sujeito `a aceleração

centrípeta (Ycp) e , continuamente deveria

emitir energia.

Perder energia significa perder

velocidade e, para que o elétron continuasse em

equilíbrio com o núcleo, seria necessário

diminuir o raio da trajet ó ria . Então, o

movimento do elétron teria uma trajetória em

espiral. Dentro em breve o elétron cairia no

núcleo e qualquer átomo teria estrutura

instável. Absurdo!!!.

A TEORIA DE BOHR

Foi o físico dinamarquês Niels Bohr quem introduziu a justifica çã o

energ é tica para o el é tron , aceitando-se o modelo de Rutherford.

Bohr achou que nem todas as leis que eram válidas na F í sica Cl á ssica

(resultantes de observações experimentais) deveriam ser seguidas pelas

part í culas constituintes do á tom o.


Foi o caso do el é tron girando em torno do n ú cleo . Para este, Bohr

estabeleceu certas proposições baseadas na teoria quântica de Planck, que se

tornaram conhecidas como"POSTULADOS DE BOHR" fugindo das restri çõ es

impostas pela f í sica Cl á ssica .

Os constituintes do átomo passam a respeitar novas leis que são baseadas

na mec â nica qu â ntica .

Em simples palavras, os postulados de Bohr s ã o :

A) "Os elétrons giram em redor do núcleo em órbitas circulares bem

definidas e, espontaneamente,ao fazê-lo, eles n ã o irradiam energia ."

B) "Quando um elétron passa de uma ó rbita para outra , ele emite ou

absorve, determinada energia dada pela expressão:

ΔE = h.f


estrutura do átomo -3

Sendo:

h - constante de Planck = 6,6 x IO-27 erg x seg.

f - frequência da radiação absorvida ou emitida.

A energia “ absorvida ou emitida por um elétron'” é sempre de"um

fóton”.

Embora os elétrons girem em órbitas circulares, eles não irradiam energia

espontaneamente.

Para afastar o elétron do núcleo, Quando um elétron "passa"

ele absorve um fóton de a uma órbita mais interna, ele

energia "q = h.f." emite um fóton de energia "q=h.f.“

Bohr não enunciou esses postulados apenas com base intuitiva; muitos

cientistas já haviam estudado os espectros de emiss ã o do hidroq ê nio e seus

resultados permitiram que fossem enunciados aqueles postulados.


Vamos descrever rapidamente o que é um espectro de emissão.

Imagine uma lâmpada incandescente, uma lente, um prisma de vidro

e um anteparo branco como indica o esquema abaixo:

No anteparo serão projetadas as sete cores, numa seqüência como àquela

que aparece no arco-íris. De cima para baixo: vermelho, alaranjado, amarelo, verde,

azul, anil e violeta.

As cores sofrem uma mudança gradativa e, teremos então um espectro

cont í nuo .



Vamos substituir a l â mpada incandescente por um tubo de Geisller

contendo gás hidrogênio.

Observa-se que, durante a descarga, no anteparo aparecem linhas

luminosas, umas distanciadas das outras. Trata-se, portanto, de um 'espectro

descontínuo ou espectro linear ou de raias"

Observa çã o:

Na verdade, durante a descarga no tubo de hidrogênio, ainda são emitidos

raios ultra-violetas e infra-vermelhos que são invisíveis, que seriam detectados se

utilizasse prisma de quartzo e anteparo:: especiais (filmes ou materiais

fluorescentes).

Por que surgem estas linhas durante a descarga?

Eis a explica çã o :

Durante a descarga, elétrons saem do cátodo e dirigem-se para o ânodo

(veja capítulo 1). Pode um desses elétrons colidir com um elétron do átomo de

hidrogênio (I e II) e jogá-lo numa órbita mais externa (III), resultando um estado

inst á vel no átomo. O elétron tende a voltar para a órbita inicial e, na transição, ele

emite uma radia çã o .

Agora que sabemos o que é um espectro de emissão, vamos narrar como,

o famoso cientista dinamarquês, conseguiu contornar a contradição à teoria de

Maxwell.

Bohr examinou cuidadosamente as experiências realizadas por

Lyman, Balmer e Paschen.


Estes cientistas estudaram as emissões produzidas durante a descarga de

um tubo de Geissler contendo hidrog ê nio :

Lyman, preocupou-se com as emissões na região da luz ultra-violeta;

Balmer na parte da luz vis í vel e, Paschen, anotou as radiações dos infra-vermelhos.

Os comprimentos de onda das diversas radiações foram anotadas, e eles

encontraram as seguintes fórmulas:

Os inversos de "λ' estavam assim relacionados, como indicam as f ó rmulas

puramente emp í ricas. Nestas relações, "R" é a constante de Rydberg e vale:

R = 1 ,097 x 107 m-1; "n" é apenas n ú mero natural.

Po r exemp1o:

Vejamos as anotações feitas por Balmer na região da luz visível.

No filme ele encontrou os seguintes "λ":

Êle mesmo verificou que, os valores de "λ" obedeciam à seguinte

fórmula:



Este resultado concorda com o maior valor de "λ" lido no espectrômetro.

Quando Bohr examinou estas correlações, sugeriu que, o movimento dos

elétrons obedecessem a determinadas leis energ é ticas. Foi assim que êle adaptou

ao fenômeno a teoria quântica de Planck.

Por que apareciam diferentes valores de " λ " no espectro?

O á tomo de hidrog ê ni o, no

estado normal, apresenta um elétron

girando numa regi ã o pr ó xima do núcleo.

Aí, esse elétron tem posição estável.

Quando esse elétron

receba energia, êle passa a girar

numa órbita mais externa,

porém, a sua estabilidade é

pequena. Dentro de pouco

tempo, o el é tron voltar á à_

órbita inicial. E nessa volta que

ocorrera emissão de ondas

eletromagnéticas de

comprimento de onda "A" (uma

forma de energia).

Eis agora a interpreta çã o de Bohr :

Devem existir diversas órbitas, onde os elétrons possam estacionar

temporariamente.

A cada ó rbita estacionária deve

corresponder determinada energia para

o elétron. Acontece que, a variação de

energia , devo ser descontínua, como se

fossem "degraus de uma escadaria".

Vamos supor que o elétron fosse


uma pequena bola. Quando ela fosse

lançada, teria recebido energia e, iria

atingir deter

minado degrau. Daí, a descida seria feita por "saltos" (não

obrigatóriamente de degrau em degrau), e em cada etapa, perderia uma parcela

da energia.

No átomo, quando o elétron é colocado numa órbita externa, ele tende a

voltar à órbita inicial, pelo processo de "saltos". Porém, esses saltos podem ser

diferentes nos diversos átomos. A cada tipo de salto corresponde determinado

"λ".

Mas, saltos maiores significam maiores perdas de energia!

Então, todo "λ" est á associado a determinada varia çã o de energia.

Qual seria a rela çã o entre o "λ" e a varia çã o de energia?

Foi aí que Bohr aplicou a teoria de Planck:

Sabe-se que:

λ = c f freqüência de radiação

f c velocidade da luz

e segundo Planck:

________________________________

energia do fóton = q = h.f

__________________________________

h = constante de Planck = 6,6 x IO-27 erg x seg

onde:

q = quantum

Resumindo:

a) Para um elétron que volta à posição normal através de saltos, em

cada salto, ele só emite um fóton.

b) Se os fótons emitidos possuem energias diferentes, conclui-se que

existem diferentes tipos de saltos.

c) Cada f ó ton tem energia q = h.f donde se conclui que o número de

saltos diferentes corresponde ao número de diferentes frequências (ou de λ

diferentes).

d) Foi assim que Bohr supôs que existissem ó rbitas circulares bem

determinadas onde os elétrons poderiam girar como esta no desenho da pagina

seguinte. Cada órbita recebeu um número n inteiro.

e) O n ú mero de raias que aparecem no espectro correspondem a todos os


possíveis saltos dos elétrons utilizando-se apenas as n órbitas.

Não existem órbitas intermediárias, pois no espectro não se constatou

nenhum valor de λ que fosse compatível com essa hipótese.

http://pois.no/



Neste desenho esquemático, temos os correspondentes "saltos" do

elétron nas séries de Lyman, Balmer e Paschen.

Num gráfico energético teríamos:


No desenho esquemático vê-se que, para cada "n", corresponde

determinada energia. Então, a energia do elétron não varia de modo continuo.

Apenas as posi çõ es inicial e final no "salto do elétron" é que determina o

"X_" do fóton emitido.

Para melhor visualizar a idéia energética do elétron, imagine uma miniatura

de um estádio de futebol com suas arquibancadas.

Suponhamos que o jogador esteja bem próximo das arquibancadas (fora

do campo).

Faça de conta que a "bola" é o elétron que, chutada pelo "era que" (que

fornece energia), vai para o alto e depois desce a arquibancada dando "saltos".

Vamos supor que as arquibancadas sejam indicadas por (n = 1, 2,

3, 4, ...).

A bola recebe energia atingindo determinado "n". Ela voltará à posição

inicial (n = 1), porém, os caminhos serão os mais variados.

No desenho temos a volta (n = 6 n = 3 n = 1). Poderia até voltar

diretamente. Para cada salto diferente, a bola perde diferente energia.

Pode ainda acontecer que, com um "chute" muito forte, a bola saísse do

estádio (no átomo seria a ionização).



Bohr achou que, cada elétron possui sua "arquibancada de estabilidade"

bem determinada. Aí, o elétron gira em redor do núcleo, sem irradiar energia.

Se um elétron é deslocado de sua arquibancada para outra superior, ele

tende a voltar à posi çã o inicial (diretamente ou por etapas), com irradiação de

energia. Observa-se que, as energias são bem definidas para cada arquibancada.

Os diversos estados energéticos do elétron,foram relacionados com

regiões, de maior ou menor distância,até o núcleo. Estas regiões, são as CAMADAS

ELETRÔNICAS ou NÍVEIS ELETRÔNICOS.

Cada camada eletrônica pode ter um máximo de elétrons, assunto que

discutiremos a seguir.

DISTRIBUI ÇÃ O ELETR Ô NICA

Os átomos até hoje conhecidos apresentam seus elétrons em camadas,

tendo um máximo de 7 camadas de estabilidade, denominadas: K, L, M, N, 0, P

e Q.

O cálculo desses máximos de elétrons será discutido adiante.

Experimentalmente, constatou-se que, num átomo estável, o máximo

de elétrons na camada externa é 8.

Regra para a distribui çã o eletr ô nica:

Vamos repetir a regra que foi dada no capítulo 2 do LIVRO I.

a) Preencha as camadas na ordem:_K, L, M, N, ... etc. Nessa ordem,

coloque o máximo de elétrons que aceita cada camada. Assim, K - 2, L - 8, M -

18, ... etc, até completar o total de elétrons do átomo.

b) Verifique o número de elétrons na camada mais externa. Se ela

tiver mais de 8 elétrons deve-se:

CANCELAR esse n ú mero e deixar apenas 8 ou 18 elétrons.

(Escreve 8 ou 18; aquele que for imediatamente inferior ao

número a ser cancelado).


- a_ diferen ç a entre o n ú mero cancelado e 8 ou 18 (imediatamente

inferior), deve ser escrito na camada seguinte.

c) Se ainda, a nova camada tem mais de 8 elétrons, deve-se

repetir a operação do item b.

EXERC Í CIOS

(111) Seja a configuração eletrônica do átomo de cálcio de Z = 20.

Então temos:

(112) Seja a configuração eletrônica do átomo de iodo de Z=53.

(113) Seja a configuração eletrônica do átomo de frâncio de

(114) Escreva a configuração eletrônica do átomo de alumínio de

Z = 13, segundo suas camadas eletrônicas.

(115) Idem, para o átomo de antimônio de Z = 51.

(116) Quantos elétrons possui o átomo de Z = 37 na sua camada

externa?

a) 1 b) 8 c) 9 d) 5



(118) Quantas camadas eletrônicas possui o átomo de Z = 56?

a) 5 c) 7

b) 6 d) 2

(119) Quantos elétrons possui a penúltima camada do átomo de

germânio de Z = 32?

a) 2 c) 18

b) 8 d) 32

═════════════════════

Os elementos de transi çã o

A regra que foi citada abrange um grande número de átomos. Porém,

constata-se experimentalmente que ela NÃO VALE para os ELEMENTOS DE

TRANSIÇÃO.

Os elementos de transi çã o serão estudados no capitulo 5 deste livro, onde

se trata da classificação periódica dos elementos.

Adiantando as afirmações, podemos dizer que, os elementos de transi çã o

aparecem no 49, 59, 69 e 79 períodos da tabela e seus números atômicos estão

compreendidos entre:

21----------- 28

39----------- 46

5 7---------- 78

89-----------103

Dada a distribuição eletrônica desses elementos é facílimo o seu

reconhecimento, porque qualquer um deles possui:

a) 1 ou 2 elétrons na camada externa.

b) Pelo menos uma camada interna com número de elétrons

diferente de 2, 8, 18 ou 32.

EXERCÍCIOS

(120) O átomo de ferro de Z = 26 possui a seguinte configuração


(121) Sejam os átomos A, B, C e D cujas configurações eletrônicas

estão abaixo indicadas. Aponte aquele que é de transição.

Como já dissemos, a regra da distribuição eletrônica diretamente nas

camadas é válida somente para elementos não de transição.

Os elementos n ã o de transi çã o apresentam nas camadas internas, número

de elétrons 2, 8, 18 e 32 enquanto aqueles de transi çã o possuem pelo menos

uma camada interna com diferente número de elétrons.

══════════════

C A EVOLUÇÃO A EVOLUÇÃO

DA TEORIA DE DA TEORIA DE

RUTHERFORD-BOHRRUTHERFORD-BOHR

A teoria de Rutherford-Bohr foi muito bem sucedida, quando aplicada ao

átomo com apenas 1 elétron (Hidrogênio, deutério e hélio ionizado). Quando se

tratava de espectros de átomos mais complexos, com diversos elétrons, surgiram

dificuldades em adaptar a teoria, e houve necessidade de adaptar novas

grandezas quânticas.

Num sistema com diversos elétrons ocorrem interações entre esses

elétrons e o espectro, ao invés de ser"espectro de linhas" aparece na forma de

"espectro de raias". Estas "raias" são diversas linhas umas muito próximas das

outras.



O exame mais minucioso é

denominado "espectro fino".

Se cada raia está associada a 5

linhas, isto significa que ocorreram 5

saltos muito semelhantes.

Esta experiência força a aceitar

que el é trons com o mesmo número

quântico principal possuem diferentes

energias. Há necessidade de introduzir

outros n ú meros qu â nticos para

caracterizar a energia do elétron num

átomo.

Foi Sommerfold, quem deu o primeiro passo para a ampliação à teoria de

Bohr. Ele admitiu a possibilidade de ó rbitas el í pticas com diferentes

excentricidades, para um mesmo número quântico principal n.

Assim os elétrons da camada 'M" (n = 3) poderiam ter 3 tipos de elipses.

Foi introduzido um 29 n ú mero quântico para caracterizar estas elipses de

diferentes excentricidades. E o número quântico azimutal ℓ, também denominado

número quântico secundário.

Os valores que ℓ pode assumir variam de 0 até (n - 1). Por exemplo, na

camada N (n = 4) , os possíveis valores são: ℓ, = 0, 1 , 2 e 3.

Temos, então, 4 tipos de elipses. Quanto maior o valor de t a elipse é mais

"arredondada". O máximo valor de ℓ, portanto ℓ=(n-l), no exemplo ℓ = 3,

corresponde à elipse mais arredondada, ou seja, uma circunferência.

Quanto maior o valor de ℓ maior é a energia do elétron.

Cientificamente, ao invés de falar que os elétrons têm trajetórias de

diferentes excentricidades, diz-se que, os elétrons descrevem órbitas de diferentes


momentos angulares.


Sejam os elétrons das três

órbitas desenhadas na figura anterior. A

órbita circular de ℓ = (n - 1) é aquela de

maior energia. Se esses elétrons

"saltam" para um nível energético mais

baixo, emitirão fótons com diferentes λ e

portanto, teremos impressões em

diferentes regiões no espectro.

A trajetória de um elétron pode

ser considerada uma corrente el é trica .

Esta corrente cria um campo magn é tico

perpendicular ao plano dessa trajetória

(elipse ou circunferêncial .

Quando colocamos um átomo

numa região de intenso campo

magnético, o vetor H criado pelo elétron

sofre uma orientação, forçando-o a

tornar paralelo ao campo magnético

externo.

Se efetuarmos "saltos" de

elétrons, dentro de um campo

magnético, observam-se novos tipos de

emissões.

Este fenômeno é conhecido

como EFEITO ZEEMAN.



A explicação é que, como os vetores H criados pelos elétrons têm

diferentes orientações, acumulam-se diferentes energias nesses elétrons,

quando dentro de forte campo magnético.

Para cada orientação de H, será produzida uma linha espectral no

efeito Zeeman.

Numa linguagem científica dizemos que, o elétron tem um momento

magn é tico (ao invés de dizer que a sua trajetória cria um campo magnético).

Para determinado momento magn é tico , podemos associar um vetor que

apresenta determinada orientação espacial e recebe um terceiro n ú mero qu â ntico

denominado n ú mero qu â ntico magn é tico (m ℓ ).

Verificou-se que esse n ú mero qu â ntico magn é tico pode ter valores inteiros

no intervalo: -ℓ, ..., 0, ..., +ℓ.

Assim, os elétrons de ℓ = 3, podem ter m ℓ -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

Por enquanto, estamos admitindo o elétron como uma part í cula elementar

que gira em redor do núcleo, em órbitas elípticas ou circulares, tendo trajetórias

em planos bem definidos.

Examinando os espectros com maior

precisão, ou seja, obtendo-se o "espectro fino"

vê-se que cada raia espectral tem diversas

linhas.

A primeira raia da série de Balmer é, na

verdade, constituída de 2 linhas muito

próximas, com uma diferença de 0,14 Ǻ no

comprimento.

Como poderia ser explicada a

"estrutura fina" das raias espectrais?

Em 1925 foi sugerido que isso o corria porque o elétron pode ser


considerado como uma carga esférica que gira em torno do eixo axial, ou seja,

teria também um

movimento de rotação próprio.

Em outras palavras, o elétron é considerado como um pequeno

eletro-imã. Este imã vai se orientar dentro do campo magnético criado pelo

seu movimento de translação em redor do núcleo. Existem dois tipos de

orientação: paralelo e anti-paralelo.

Estes dois tipos de orientação dos elétrons forçaram a introduzir o 4º.

número quântico denominado n ú mero quântico de spin m s .

Os valores de ms podem ser: - 1/2 e + 1/2.

Para caracterizar determinado elétron de um átomo, são necessários

4 números quânticos:

a) número quântico principal n

b) número quântico azimutal ℓ

c) número quântico magnético mℓ

d) número quântico de spin ms

Esses números quânticos podem ter os seguintes valores:

══════════════════



D PRINCÍPIO DEPRINCÍPIO DE

EXCLUSÃO DE PAULIEXCLUSÃO DE PAULI

Após examinar cuidadosamente os espectros de diversos átomos,

Wolfgang Pauli enunciou o conhecido princípio da exclusão.

Num átomo nunca existem 2 elétrons com seus

4 números quânticos iguais.

Para você entender melhor, imagine um sistema telefônico que utiliza 4

números. Será preciso discar 4 números para determinar um aparelho. No elétron

precisamos de 4 números quânticos para determiná-lo.

Por outro lado, neste sistema telefônico não existem 2 aparelhos com os 4

números iguais, limitando-se o número de aparelhos que o sistema comporta.

O principio da exclusão de Pauli limita também o número de elétrons que

cada camada pode admitir.

Por exemplo: Na camada L (n = 2) teremos os valores de ℓ = 0 e 1 pois, o

máximo é (n - 1) . Ainda mℓ tem suas limitações desde -ℓ a + ℓ.

Teremos então estes elétrons:

Conclus ã o:

A camada "L",admite no máximo 8 elétrons.

Os detalhes sobre as conseqüências do principio da exclusão são de Pauli

serão estudadas adiante, neste mesmo capítulo.


E A MECÂNICAA MECÂNICA

ONDULATÓRIAONDULATÓRIA

Em 1924, o físico francês Louis de Broglie sugeriu que o elétron

também pudesse ser encarado como uma onda.

Quando um fóton colide com um elétron, este adquire mais energia e, o

fóton resultante, após o choque, perde parte da energia. Esse fenômeno e

denominado efeito Compton.

A proposição de "de Broglie" era simples:

Se os f ó tons .que comumente afirmamos serem ondas, podem

algumas vezes apresentar propriedades de corpúsculos (como no efeito

Compton), por que os elétrons não poderiam apresentar propriedades

ondulatórias?

Inicialmente, a proposição recebeu diversas criticas, mas logo

apareceram provas que corroboravam a teoria.

Experiências de Germer e Davisson vieram provar que, elétrons podem

sofrer difração obedecendo as leis ondulatórias como se fossem ondas sonoras,

luminosas, etc.

Vejamos uma comparação como recurso didático:

Um "cara" metralha a esmo, próximo a uma esquina.



As balas caminham praticamente em linha reta. No entanto, o "som" da

rajada sofre difração na quina da parede e o indivíduo agachado, protegido das

balas, pode ouvir a rajada. Isto quer dizer que o som "dobra a esquina", que é uma

das características na propagação ondulatória.

Se a metralhadora atirasse elétrons, estes sofreriam difra çã o na quina e

iriam atingir o indivíduo, caracterizando a sua própriodade ondulatória.

Esse fato levou a crer que, poderia associar ao elétron uma onda de

determinado comprimento de onda λ.

De Broglie propôs que, qualquer partícula material em movimento teria

uma onda associada com o comprimento de onda.

onde;

λ comprimento de onda associada

h constante de Planck

m massa da partícula

v velocidade da partícula

Reparem na equa çã o

Um corpúsculo que tem massa elevada teria um λ muito pequeno. Por

exemplo, uma bola de tênis em movimento possui um λ, porém é tão pequeno o

seu valor que, torna-se imperceptível

na prática.

Um elétron, segundo Bohr,

descreve uma órbita circular. Segundo De

Broglie, a trajetória do elétron é a de uma

onda, como indica a figura ao lado. E

ainda, a trajetória devo conter um número


inteiro de λ.

Neste caso, o elétron não é considerado como uma partícula; ele é

considerado como um conjunto do ondas que vibram em redor do núcleo.

Criou-se, então, um novo ramo na Física denomina do "Mecânica

Ondulatória".


O princípio das incertezas

É difícil aceitar certas teorias, quando elas fogem dos aspectos de

fenômenos cotidianos. Antes cientistas pensavam em átomos = esfera, elétron =

satélite, etc.

Na verdade, quando vamos ao mundo subatômico, as teorias clássicas

perdem sua validade e necessitamos de novos conceitos. - Como este por

exemplo, do elétron ser encarado como uma onda.

Às vezes, esses novos conceitos entram em choque com a nossa mente

intuitiva, sendo difícil sua aceitação. É o que está acontecendo com a teoria

matéria ------- onda e também acontecerá com o princípio das incertezas.

O princípio das incertezas diz que:

_______________________________________________________________

Jamais poderemos determinar simultâneamente a posi çã o

de uma partícula e a sua velocidade num dado instante.

______________________________________________________________

Em outras palavras: quanto mais exata for a determinação da posição de

uma partícula., em determinado instante, maior incerteza te remos na sua

velocidade, e vice-versa.

Para um elétron em movimento em redor do núcleo, pode-se determinar

sua energia, mas há indeterminação na velocidade e posi çã o desse elétron, num

dado instante.

Torna-se absurdo falar na trajetória de um el é tron em redor do núcleo

(como supôs Bohr), para um elétron com energia e momento angular

determinados.

Pode-se falar numa região de m á xima probabilidade de se encontrar

determinado elétron.

Um físico austríaco Erwin Schrodinger conseguiu adaptar ao elétron as

teorias de Heisenberb e De Groglie.

Utilizando-se equa çõ es do movimento de ondas , em coordenadas

cartezianas, ele conseguiu deduzir equa çõ es matem á ticas que deter minam regi õ es

no espa ç o , onde temos a máxima probabilidade de se encontrar determinado

elétron.

Esta região é denominada ORBITAL do elétron.

A figura ao lado é


a visualização do orbital do

elétron do átomo de

hidrogênio, no estado

normal .


ORBITAL é a região do espaço onde se tem a

m á xima probabilidade de se encontrar determinado

elétron.

Apenas para efeito ilustrativo, vamos imaginar um beija-flor, seu ninho

e suas vizinhan ç as . Tudo está imóvel exceto o beija-flor.

Lancemos mão de uma câmara fotográfica e vamos bater chapas de 10 em

10 segundos. Assim, as posições do beija-flor serão dadas em cada 10 segundos e

vamos registrá-las num mapa (figura).

No mapa vê-se que, com maior freqüência, o beija-flor esteve perto do

ninho (núcleo). O conjunto de todos os pontos por onde o beija-flor esteve, é

denominado do ORBITAL desse pássaro.

══════════════════

F NÍVEISNÍVEIS

SUBNÍVEISSUBNÍVEIS

E ORBITAIS E ORBITAIS


Quando Bohr enunciou os postulados, sugeriu que o raio da ó rbita

circular fosse:


sendo:

h - constante de Planck = 6,6 x 10-27 erg x seg

π - 3,1416

m - massa do elétron

v - velocidade do elétron

n - número inteiro

Para os átomos estáveis os valores de "n" podem ser:

1 < n < 7

2

Hoje, não tem mais sentido falar em raio da órbita e a interpretação de "R"

seria: a distância mais provável do elétron ao núcleo.

Conforme o "n" adquira valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, dizemos que o elétron

pertence às camadas ou n í veis K, L, M, N, O, P e Q respectivamente.

Pela equação de Bohr vê-se que, quanto maior o "n", o elétron encontra-se

mais afastado do núcleo.

Na camada "K", existe apenas 1 tipo de orbital.

Esse orbital é chamado "ls" e tem forma esférica.

Na verdade, o orbital n ã o possui um limite n í tido , porém, representaremos

com figuras geométricas com a finalidade de facilitar a visualização espacial.

Na camada L, ou seja, para o número quântico principal "2" , existem duas

formas de orbitais: "s" e "p".

Chamaremos de orbitais "2s" e "2p". Reparem que a letra do orbital é

sempre precedida pelo número quântico principal que no caso é "2".



0 orbital "2s" é uma corôa esférica que envolve "ls".

Os orbitais "2p" são três, denominados: "2px ", "2py " e "2pz ", que se

orientam em 3 eixos triortogonais "x", "y e "z" respectivamente.

Cada orbital "p" tem formato de halteres.

Os orbitais "2px", "2py", e "2pz"

constituem um conjunto de orbitais que é

denominado SUBNÍVEL. Este é o subnível 2p que

e o conjunto de todos os orbitais 2p (2px, 2py e

2pz).

O conjunto dos subníveis de mesmo

n ú mero qu â ntico princi pal definem a

camada ou nível eletr ô nico .

Neste caso temos:


Resumindo :

Os elétrons de mesmo número quântico principal podem estar em diversos

ORBITAIS.

Os orbitais formam agrupamentos que são chamados de SUBN Í VEIS.

Esses subníveis é que constituem os conjuntos denominados de CAMADAS.

É como num prédio de apartamentos, por analogia!

Os habitantes (elétrons) se encontram nos cômodos (orbitais); os cômodos

constituem o apartamento (subnível); um conjunto de apartamentos determinam

um andar (camada) e o conjunto de andares constituem o prédio (eletrosfera).

Vamos à camada "M".

Esta

camada apresenta

os se guintes

subníveis: 3s, 3p

e 3d.

- 0

subnível "3s" é constituído apenas pelo orbital "3s"que

ê uma coroa esférica envolvendo "2s".

- O subnível "3p" é constituído pelos

orbitais 3px , 3py e 3pz dispostos em 3 eixos

triortogonais.

- 0 subnível "3d" é constituído de 5 orbitais assim denominados:

"3dxy", "3dyz", "3dxz," "3dx2-y2" e "3dz2".



Eis as formas geométricas que representam esses orbitais:

Mas como poderemos prever o número de orbitais numa camada?

A mecânica quântica ê quem pode dar esta resposta. As discussões das

equações que nos poderiam responder ficarão em suspenso por estarem fora do

nível deste curso.

Teoricamente, pode-se dizer que, um átomo possui camadas K, L, M, N, ...

onde os elétrons teriam seus n ú meros qu â nticos principais n = 1, 2, 3, 4, ...

respectivamente.

Logo, um elétron da camada "P" tem: n = 6.

Cada camada é constituída de subníveis. Cada subnível tem um número

quântico secund á rio ou,também chamado, n ú mero quântico azimutal, indicado

por ℓ (inteiro).


Os valores de ℓ são: 0, 1, 2, 3, ... (n - 1).

Por exemplo:

A camada "M" tem no. qu â ntico principal n = 3.

Então, os subníveis possíveis serão com valores de ℓ = 0, l e 2.

Conclus ã o : a camada "M" possui 3 subníveis.

Cada subnível recebeu letras do

alfabeto conforme seja o seu número quântico

azimutal ℓ (veja a correspondência ao lado) .

Na prática só se conhecem valores de ℓ

≤ 3 para os átomos estáveis.

Portanto os subníveis g, h, i, j, etc são

puramente teóricos.

As letras "s", "p", "d" e "f" foram

extraídas do inglês: sharp, principal, diffuse

e fundamental, respectivamente.

Estas palavras estão relacionadas com os espectros de emissão.

EXERC Í CIOS

Quais os subníveis que apresenta a camada N?

Temos:

camada N n = 4

ent ã o:

ℓ = 0, 1, 2 e 3

e os subn í veis são:

s, p, d e f

Resposta: os subníveis são 4s, .4p, 4d e 4f.

(123) Quantos subníveis tem o átomo normal que possui as camadas K. L

e M?

Cada subn í vel é constituído de orbitais. Cada orbital recebe um n ú mero

que é chamado n ú mero qu â ntico magn é tico (mℓ). A mecânica quântica garante que

os valores de mℓ so podem ser - ℓ, ..., -1, 0, +1, ..., + ℓ (todos inteiros).

Ent ã o, o subnível d cujo valor de ℓ. = 2 possui orbitais cujos

números quânticos magnéticos são:

-2, -1, 0, +1, +2.

0 subn í vel d possui 5 orbitais.



(124) Quantos orbitais possui a camada "L"?

Sendo camada L:

n = 2 ; ℓ = 0 e ℓ =1

Para ℓ = 0 { m ℓ = 0

Para ℓ = 1

Ent ã o :

A camada "L" possui 4 orbitais.

(125) Quantos orbitais possui o subnível 4f ?

a) 4 c) 6 e) 10

b) 28 d) 7

(126) Quantos orbitais possui a camada M ?

a) 9 c) 3 e) 7

b) 5 d) 6

E em cada orbital, quantos el é trons podem existir?

A resposta a esta pergunta pode ser dada pelo Princípio da exclusão de

Pauli.

Vimos que, este princípio_assegura que num átomo não pode existir 2

elétrons com seus 4 números quânticos iguais. Dois elétrons do mesmo orbital já

possuem 3 números quânticos iguais (n, ℓ e mℓ), pois esses elétrons são da mesma

camada (n), do mesmo sub nível (ℓ) , e do mesmo orbital (mℓ) .

Por outro lado, o número quântico de spin só pode ser -1/2 e +1/2. Então,

a outra forma de enunciar o principio da exclusão é:

___________________________________________________________________________

Num orbital, encontram-se no máximo 2 elétrons e eles

possuem spins opostos.

_______________________________________________________________

Conclus ã o:

Num orbital teremos apenas 2 elétrons, no máximo._ A mecânica quântica

deduz que o primeiro_elétron do orbital tem número quântico de spin -1/2. 0

segundo elétron terá ms = + 1/2.


EXERCÍCIOS

(127) Quais são os números quânticos dos 2 elétrons externos do

átomo de mercúrio sabendo-se que eles pertencem ao subnível 6s?

Resolu çã o :

subnível 6s -> camada com n = 6

subnível com ℓ = 0

Logo:

mℓ = 0

pois :

-ℓ < mℓ < + ℓÍ

como os valores de ms são:

-1/2 e +1/2

Os conjuntos dos números quânticos são:

6, 0, 0, -1/2

6, 0, 0, +1/2

(128) Dar o conjunto dos números quânticos do elétron externo

do átomo de potássio cujo Z = 19.

a) 1, 0, 0, -1/2 c) 4, 0, 0, -1/2

b) 3, 0, 1, -1/2 d) 4, 0, 0, +1/2

════════════════════

Diante do que foi estudado podemos prever o máximo de elétrons em

cada camada.

Em primeiro lugar vamos determinar o número de orbitais nos

diferentes subníveis.



Anàlogamente os subníveis teóricos g, h, ... teriam o máximo de 9,

11, ...orbitais.

Observe que o número de ORBITAIS num SUBNÍVEL é sempre Í MPAR .

Como em cada orbital só cabem no máximo 2 elétrons.

subníveis orbitais elétrons

s ------------------------ 1 ----------------------- 2

p ------------------------ 3 ----------------------- 6

d ------------------------ 5 ----------------------- 10

f ------------------------- 7 ----------------------- 14

Temos aí os m á ximos de el é trons em cada subnível.

Vejamos agora os subníveis em cada camada:

Lembremos que ℓ = 0, 1, 2, 3, ... até (n - 1).

Nas camadas O, P e Q deveriam existir novos tipos de subníveis (g, h, i, j ,

etc). Na realidade essas camadas não apresentam todos os subníveis

teoricamente admissíveis.

Na camada O existem os subníveis 5s, 5p, 5d e 5f (deveria

aparecer, então, o 5g) .

Na camada P temos os subníveis 6s, 6p e 6d.

Na camada Q temos apenas o subnível 7s.

Estas conclusões foram levantadas de trabalhos puramente

experimentais.


Temos, num resumo geral:

(Obs.: Na prática, para a camada "P" só foi encontrado o átomo

com um máximo de 10 elétrons).

════════════════════

G REPRESENTAÇÃO REPRESENTAÇÃO

GRÁFICA EGRÁFICA E

REGRA DE HUNDREGRA DE HUNDVimos que um subn í vel é um conjunto de orbitais. Lembremos que os

subníveis s, p, d e f, apresentam respectivamente 1, 3, 5 e 7 orbitais.

Cada orbital será representado por um quadrado (gaiola) em cujo

interior representaremos os elétrons.



Cada orbital possui um número quântico magnético mℓ, que recebeu a

seguinte convenção: sempre o orbital central tem: mℓ = 0; à esquerda temos mℓ

negativos e à direita m ℓ positivos .

Exemplo:

d

-

-2

-

-1

0

0

+

+

1

+

+

2

Evidentemente o orbital do subnível s tem mℓ = 0

EXERC Í CIO

(129) Qual o valor de mℓ do orbital colocado na extremidade

direita, quando se representa o subnível f ?

a) 0

b) -3 d) +3

c) +2 e) -1

Os elétrons que irão ocupar os orbitais serão indicados por setas para

cima ↑ ou para baixo ↓ .

A seta para cima (↑) representará o 1º. elétron a ocupar determinado

orbital; a seta para baixo (↓) indicará o 2º. elétron que se encontra num orbital.

Sabe-se ainda que:

no. quântico de spin

↑ —► 1º. elétron -------------------► - 1/2

↓ —►2º. elétron -------------------► + 1/2

Exemplos:

Seja o subnível ls com 1 elétron --------

Seja o subnível ls com 2 elétrons --------

Regra para preenchimento de el é trons num subn í vel

Experimentalmente constata-se que os primeiros elétrons, a ocupar um

subnível apresentam valores de mℓ e ms menores possíveis. Por exemplo: no

subnível d inicia-se com mℓ = -3 e ms = -1/2. Isto significa que, deve-se colocar

setas para cima da esquerda para a direita. Ainda todos os orbitais receberão 1

elétron ↑(-1/2) e, só depois, é que completaremos os orbitais da esquerda para a

direita (ordem crescente de mℓ ) com os elétrons↓ (+1/2).


Exemplo:

Dar a representação gráfica do subnível 3d que possui 7 elétrons .

O preenchimento dessas "gaiolas", é conhecido como regra de Hund

que assim é enunciado:

______________________________________________________________

Num subnível, enquanto todos os orbitais não

receberem o 1º. elétron, nenhum deles receberá o 2º.

elétron.

_______________________________________________________________

EXERC Í CIOS

(130) Dar os 4 números quânticos do ultimo elétron representado

(seguindo a regra do Hund), quando efetuamos a representação gráfica de 9

elétrons no subnível 4f.

(131) Idem no caso de 4 elétrons no subnível 6p.

(132) Seja o subnível da camada 0.

Indique os 4 números quânticos do elétron assinalado.

(133) Qual a representação gráfica do elétron que possui os

números quânticos: 2, 0, 0, -1/2.



Vamos analisar agora o aspecto energético dos elétrons. Jamais 2 elétrons

de um mesmo átomo possuem exatamente a mesma energia. No entanto, as

diferenças de energia notórias estão entre el é trons de subn í veis diferentes . É o

que vamos apreciar.

Tem-se o seguinte gráfico energético:

DIAGRAMA ENERG É TICO DOS SUBNÍVEIS


O que se nota nitidamente é que, certos subníveis de camadas mais

externas, são energèticamente inferiores que alguns subníveis mais internos. É o

caso da energia do 4s ser menor que a energia do 3d.

A ordem energética é portanto:

Is, 2s, 2p,3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p , 7s, 5f, 6d (que é a

leitura vertical de_ baixo para cima no diagrama energético).

O cientista Linus Pauling (prêmio Nobel da Química - 1954 - e prêmio Nobel

da Paz - 1963) idealizou um dispositivo prático que permite dar, imediatamente, a

ordem energética dos subníveis e que é conhecida como Diagrama de Pauling.

Ei-lo:

No preenchimento de elétrons num átomo, eles vão ocupando os orbitais

de menor energia. Portanto, o diagrama de Pauling mostra nos como devemos

preencher os subníveis dos átomos.

Lembra-se da regra elementar que foi puramente informada sem nenhuma

explicação e, ainda n ã o valia para os elementos de transição?

Agora temos uma regra com base energ é tica e vale também para muitos

elementos de transição.

EXERC Í CIOS

(134) Dar a configuração eletrônica para o átomo de cálcio de Z =

20.



Resposta: a configuração é. ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2.

(135) Dar a configuração eletrônica do átomo de ferro de Z=26.

(136) Idem, para o tungstênio de Z = 74.

Atualmente, a distribuição eletrônica deve ser feita respeitando-se o

diagrama energ é tico , ou seja, o diagrama de Pauling.

Ao tentar aplicar o diagrama para todos os elementos, alguns deles,

principalmente os de transição, fogem do esquema. Isto se verifica porque, para

esses átomos, o diagrama energético não é igual àquele da página 159. Por

exemplo, para o átomo de cobre, os subníveis 3d e 4s possuem praticamente a

mesma energia, podendo ser encarados como 1 ú nico subnível . Porém, essas

discussões não cabem neste curso.

═══════════════

H MEMORIZAÇÃOMEMORIZAÇÃO

ATRAVÉS DOATRAVÉS DO

ESTUDO COMPARATIVOESTUDO COMPARATIVO

Dissemos que o átomo poderia ser comparado com um prédio de

apartamentos. Se você encontrou dificuldade em memorizar o esquema da

estrutura atômica, veja se consegue associá-lo com a seguinte idéia:

Vamos supor que elétrons são "pensionistas" que moram nos c ô modos , de

um prédio de apartamentos. Ainda suponhamos que, num cômodo, cabem no

máximo um casal de elétrons. Um conjunto de cômodos constitui um apartamento.

Um conjunto de apartamentos constitui um andar. O conjunto dos andares

compõe a estrutura do prédio.

O nosso prédio tem 7 andares chamados K, L, M, N, O, P e Q.

Existem também, apenas, 4 tipos de apartamentos denominados: s, p, de f

onde o n ú mero de cômodos é, respectivamente, 1,3, 5 e 7 (ímpares

consecutivos).


Em cada cômodo cabem no máximo 2 elétrons (1 par com spins

opostos); então, teremos as seguintes lota çõ es nos apartamentos :

_______________________________________________

s -> 2 p -> 6 d -> 10 f -> 14

_______________________________________________

Vejamos, ainda, os tipos de apartamentos que existem em cada

andar.



Com a finalidade de distinguir os apartamentos, vamos colocar diante de

cada um o n ú mero correspondente ao andar, como se faz nos apartamentos reais.

Por exemplo, os apartamentos 51, 52, ...etc., são aqueles do 5º. andar.

Sendo assim, os apartamentos serão:

K --------- ls

L --------- 2s , 2p

M ---------- 3s, 3p, 3d

N ---------- 4s, 4p, 4d, 4f

O ---------- 5s, 5p, 5d, 5f

P --------- 6s, 6p, 6d

Q --------- 7S

Diante de tudo isso pode-se comparar:

"inquilino" ------------- elétron

"cômodo" --------------- orbital

"apartamento" --------- subnível

" andar" ---------------- camada

"prédio" ----------------- eletrosfera

Você poderia agora calcular o máximo de elétrons que cada camada

pode comportar.


Dividimos o prédio também em faixas verticais que chamaremos de setores

0, 1, 2 e 3 que correspondem ao número quântico azimutal do elétron.

Reparem ainda como foi numerado cada cômodo. Em qualquer

apartamento, o cômodo central recebeu o número zero; os apartamentos da

direita os POSITIVOS e os da esquerda os NEGATIVOS.

Estes nos. correspondem ao número quântico magnético, (mℓ) no átomo.

Cada elétron será localizado através do seu "endereço" que é

expresso com 4 n ú meros , denominados n ú mero s qu â nticos .

S ã o eles :

n°. quântico principal ------------► ANDAR-------------------► n

n° quântico azimutal -------------► SETOR--------------------► ℓ

n°. quântico magnético ----------► CÔMODO ---------------► mℓ

n°. quântico de spin --------------► SPIN DO ELETRÓN-----►ms

Reparem ainda que até o 4º. andar, para determinado n, temos as

seguintes limitações.

0 < ℓ < (n – 1 )

Por exemplo, no andar M (n = 3), o máximo valor do número quântico

azimutal é ℓ = 2 (não atinge o setor 3).

Ainda em cada setor observe que:

- ℓ ≤ mℓ ≤ + ℓ

Por exemplo:

No setor 2, os cômodos têm as numerações: -2, -1, 0, +1, +2.

Sabemos que em cada cômodo vivem no máximo_2 elétrons e se existirem

dois, eles terão spins opostos, que serão representados assim:

A colocação do elétron nos cômodos obedece rigorosamente a regra de

Hund (primeiro entra o elétron de ms = - 1/2 em todos os orbitais) .



Finalizando a comparação, devemos lembrar que:

Como já dissemos, poderíamos comparar os 4 números quânticos com

números de um telefone. Cada elétron teria então um aparelho telefônico.

Assim, cada elétron estaria associado a um conjunto de 4 números que

indicariam, respectivamente: o andar, o setor do apartamento, a posi çã o do

c ô modo e o tipo de spin do el é tron . (Cada número telefônico chama uma pessoa de

um bairro, numa rua, em determinada casa) .

Seja o elétron com os números quânticos: 4, 1, 0, -1/2.

Trata-se de um el é tron que reside :

n = 4 -------- 4º. andar

ℓ = 1 --------- setor 1 ou seja no subnível "p"

mℓ = 0-------- no orbital central

m = -1/2----- é o elétron ↑

Sua representação gráfica seria:

═════════════════════


I HIBRIDAÇÃOHIBRIDAÇÃO

A palavra hibridar ou hibridizar faz lembrar o fenômeno genético: Duas

espécies diferentes cruzam-se e nasce uma nova espécie, com características

diferentes das anteriores.

Exemplo: O burro é um produto híbrido que resultou do cruzamento da

é gua com o jumento.

Vimos que os orbitais at ô micos podem ter diversas formas, conforme seja

o subnível desse orbital.

Às vezes podem 2 ou mais orbitais fundirem-se, surgindo novos orbitais

diferentes das anteriores. Dizemos então que ocorreu a hibrida çã o ou hibridiza çã o

desses orbitais.

Exemplo: 1 orbital s e um orbital p, podem fundir-se, resultando dois

orbitais híbridos.

Cada orbital híbrido é chamado "sp" que faz lembrar a origem da

hibridação.



Por que os á tomos sofrem hibrida çã o?

Veremos no próximo capítulo que os á tomos adquirem estabilidade quando

todos seus orbitais ficam com 2 EL É TRONS , ou seja, cada orbital fica com UM

PAR de elétrons de spins opostos.

A maioria dos á tomos apresentam pelo menos 1 orbital com apenas 1

EL É TRON e diremos que se trata de ORBITAL com el é tron desemparelhado , ou

orbital incompleto.

Uma das formas de completar o orbital é a do átomo se associar com outro

átomo que possua também el é trons desemparelhados . Por exemplo, citemos o

caso do flúor:

Fluor Z = 9

A configura çã o eletrônica ser á : ls2, 2s2, 2p5

Examinemos o subnível 2p5.

O orbital 2pz está com elétron desemparelhado. Por outro lado sabemos

que o hidrogênio tem orbital ls com apenas 1 EL É TRON . Então, o flúor e o

hidrogênio podem ligar-se, produzindo o HF (fluoridreto).

Esta representação é apenas esquemática, supondo o átomo como

"esferas" tal qual Dalton havia imaginado.

Vejamos o que est á ocorrendo com os orbitais.

Para simplificar, desenhemos o orbital ls do hidrogênio e apenas os orbitais

px, py e pz do flúor (deixaremos de desenhar ls e 2s desse átomo). Destes apenas

ls e pz estão incompletos !


Os orbitais ls e 2pz unem-se, dando lugar a um orbital chamado orbital

MOLECULAR que ficará com 2 elétrons de spins opostos.

De modo mais esquemático, indicaremos a união de hidrog ê nio ao flúor

através de um TRA Ç O e diremos que se estabeleceu uma ligação COVALENTE.

Portanto, cada coval ê ncia representa uma ligeira interpenetra çã o de

orbitais e, consequentemente, um emparelhamento de el é trons (par de elétrons

de spins opostos).

Vejamos

agora o carbono de

Z = 6.

A

configuração é: ls2, 2s2, 2p2

Os orbitais incompletos são 2py e 2px

Teoricamente, o carbono teria apenas 2 elétrons desemparelhados e

deveria produzir apenas 2 coval ê ncias, ou seja, precisaria de apenas 2 á tomos de

hidrog ê nio para emparelhar todos os elétrons.

No entanto, o mais simples composto de

carbono e hidrog ê nio é o metano que possui um

á tomo de carbono e 4 á tomos de hidrogênio.

Isto quer dizer que temos 4 coval ê ncias e

eram 4 ELÉTRONS DESEMPARELHADOS no átomo de

carbono.

As verificações experimentais começaram a

contradizer as previsões calculadas pela teoria da estrutura atômica. Para contornar

casos como este, foi necessária a aceitação da teoria de hibridação, introduzida por

Linus Pauling.


estrutura do átomo 3

Vejamos como o carbono ficará com 4 elétrons desemparelhados.

Inicialmente, lembremos que os elétrons do subnível 2s possuem energia

mais baixa que os do 2p. (Vide diagrama energético dos orbitais na página 159).

Um elétron do 2s recebe energia e "pula" para o orbital 2pz, que estava "vazio".

Teremos o carbono no ESTADO ATIVADO ou EXCITADO e, a

configuração será ls2, 2s, 2px, 2py, 2pz.

Admite-se que os orbitais 2a e 2p sofram

"fusão", dando origem a 4 orbitais novos. Como neste

processo houve associação de 1 orbital "s" e 3

orbitais "p", diremos que os novos orbitais são do tipo

"sp3" c n hibridação ê do tipo "sp3".

Os orbitais híbridos distribuem-se no espaço

de maneira mais sim é trica poss í vel . Neste caso, com 4

orbitais, teremos uma estrutura tetra é dric a e cada

orbital possui uma forma geométrica como indica a figura ao lado.


Vamos esquematizar a sequência da hibridação:

Os ângulos entre os orbitais híbridos é de 109°28' (estrutura tetraédrica).

Por isso, essa hibridação é denominada TETRAÉDRICA ou TETRAGONAL. Os 4

orbitais h í bridos est ã o incompletos , ou seja, com apenas 1 el é tron .

Cada orbital desses, pode emparelhar seu elétron com o elétron do

hidrogênio, resultando um orbital molecular, ligação de "s" do hidrogênio com "sp3"

do carbono. Teremos então, o CH4 com 4 orbitais moleculares do tipo ڭs-sp3 (ڭ

lê-se sigma).



Diz-se que, o carbono combina-se com o hidrogênio formando orbitais

moleculares, segundo direções apontadas do centro para vértices de um

tetraedro regular.

Outras representa çõ es para o metano .

Isto que ocorreu para o

átomo de carbono ocorre para outros

átomos que possuem 1 elétrons na

camada externa, como são os casos

de sil í cio é germ â nio. Eles formam

hidretos SiH4, e GeH4, com

hibridações de orbitais na forma

tetraédrica.

A hibridação também ocorre com átomos que possuem 3 elétrons na

camada externa, quando esse átomo vai se ligar a outro com interpenetração de

seus orbitais.

É o caso do boro quando se liga ao fl ú or .

Este átomo possui no estado normal apenas 1 elétron desemparelhado.

Mas na realidade os compostos de Boro possuem 3 1igações. Então, deve ter

ocorrido uma hibridação.

Observou-se que a hibridação ocorre com os orbitais da camada

externa. 0 estado ativado ou excitado é quando um elétron de orbital

completo "pula" para um orbital vazio.

Para o boro excitado teremos:


Finalmente, o orbital "s" e os 2 orbitais "p" da camada externa fundem-se,

dando origem a 3 orbitais, então, denominados "sp2" (lembrando os orbitais

originais).

Vejamos o aspecto geométrico dessa hibridação.

Já havíamos dito que a disposição dos orbitais híbridos é a mais simétrica

possível no espaço. Os três orbitais híbridos "sp2" apresentarão eixos coplanares,

sendo o ângulo de 120° entre 2 eixos quaisquer. Diz-se que e uma hibridação

TRIGONAL. Como o átomo apresenta 3 orbitais incompletos, poderá efetuar 3

liga çõ es e nesta estrutura o boro e trivalente.

Vejamos as ligações do átomo de boro com 3 átomos de flúor.

O átomo de flúor - apresenta apenas um orbital "p" incompleto e este será

o orbital de ligação.



Esquematicamente:

Geometricamente, os orbitais "p" sofrem uma deformação na parte

oposta àquela que faz a ligação.

0 átomo de flúor ficará com 3 orbitais

moleculares denominados p-sp2 e, portanto, com 6ڭ

elétrons na camada externa.

Vejamos, ainda, um caso especial de um átomo com apenas 2 el é trons na

camada externa e que apresenta hibridação. É o caso do berílio, cuja configuração

eletrônica é:

Se não ocorresse hibridação, o Berílio seria um átomo est á vel .

Realmente, este átomo sofrerá hibridação e, teremos 2 orbitais

incompletos o que tornará o Berílio bivalente.

No estado ativado teremos:

Dar-se-á uma hibridação do tipo "sp".


Geometricamente, os orbitais híbridos situam-se diametralmente

opostos, ou seja, a 180° e, então, teremos uma hibridação LINEAR.

Quando o berílio se liga ao hidrogênio temos uma hibridação "sp" com 2

orbitais híbridos incompletos. Portanto, podem-se ligar 2 átomos de hidrogênio

formando-se a molécula BeH2.

O átomo de berílio ficará com 4 elétrons na camada externa, após as

ligações com os átomos de hidrogênio.

Vamos fazer um resumo sobre a hibrida çã o .

a) Pelo que foi visto, os átomos com 2 ,3 ou 4 elétrons na camada externa

sofrem hibridações quando eles vão 1igar-se a_ outros á tomos através da

covalência.

b) Os orbitais que se hibridam pertencem a camada externa.



c) Antes de ocorrer a hibridação o átomo fica excitado. Este estado

corresponde nos exemplos anteriores à passagem de um el é tron 2s para um orbital

2p. Nesta passagem é aumentada a energia desse elétron.

d) 0 número de orbitais h í bridos que se formam é igual ao número

de orbitais daquela camada, no estado ativado.

e) Os orbitais híbridos orientam-se no espaço de modo mais

simétrico possível.

f) Temos então as seguintes características:

n° elétronsnacamadaexterna

exemplos tipos de hibridação

númerode orbitais híbridos

ângulos entre os orbitais híbridos

2 Berílio sp (linear) dois 180°

3 Boro sp2(trigonal) três 120°

4 Carbono, Silício, Germãnio

sp3 (tetraé-drica)

quatro 109°28'

Graficamente:

Existem outros casos de hibridações que serão estudadas no capítulo

das ligações químicas.

EXERC Í CIOS


(137) Cloro tem número atômico 17 e peso atômico 35,5. Os

números de massa dos dois isótopos do cloro que ocorrem na natureza são

35 e 37. Em vista destas informações, qual das afirmações abaixo é falsa:

a) todos os núcleos do cloro tem a mesma carga.

b) os núcleos dos átomos de cloro tem um diâmetro aproximadamente

10.000 vezes menor que o diâmetro dos átomos de cloro completos.

c) praticamente, toda massa do átomo de cloro se concentra no núcleo.

d) alguns átomos naturais de cloro contém 18 prótons no núcleo.

e) alguns átomos naturais de cloro contém 20 nêutrons no núcleo.

(138) Ainda, tendo em vista as informações sobre o cloro, dadas

na questão anterior, qual das afirmações abaixo e falsa?

a) os dois isótopos de cloro têm essencialmente as mesmas propriedades

químicas.

b) a abundância do Cl-35 é aproximadamente três vezes maior do que a

do isótopo Cl-37.

c) a abund â ncia relativa dos dois isótopos do cloro é praticamente a

mesma em todos os compostos de cloro que ocorrem na natureza.

d) 6,02 x I023 moléculas de Cl2 pesam 71,0 gramas.

e) o átomo de cloro possui 17 prótons, 17 elétrons e 18,5 nêutrons.

Questões 139 a 142

0 gráfico ao lado é um

diagrama de níveis de energia

para o elétron no átomo de

hidrogênio.



(139) A energia mínima necessária para ionizar o átomo de

hidrogênio do seu estado normal é em eV de:

a) -3,38 c) zero

b) +13,5í d) não se pode prever com apenas esses

dados

(140) Quando o elétron passa da camada M para a K ele:

a) absorve 12 eV d) emite um fóton de 1,58 eV

b) emite um fóton de 12 eV e) nenhuma das anteriores

c) absorve 1,58 eV

(141) Para um elétron passar do nível n = 2 para n = 3 e

necessário um fóton de energia:

a) 1,58 eV c) 1,8 eV

b) 3,38 eV d) jamais passará nesse átomo

(142) Quando o elétron "pular" de n = 6 para n = 2 haverá

emissão de luz (fóton) de A correspondente a:

a) violeta d) vermelho

b) ultra-violeta e) infra-vermelho

c) verde

Dados: λ = c

f

ultra-violeta Ι vis í vel Ι infra-vermelho

4.000 7.000

E = h . f

h = 6,6 x I0-27 erg x seg

c = 3 x 10'° cm/seg

1 eV = 1,6 x 10-12 ergs

(143) Quem introduziu na estrutura eletrônica a possibilidade de órbitas

elípticas para os elétrons e consequentemente, o segundo número quântico

(azimutal) foi:

a) Planck d) Germer e Davisson

b) Bohr e) Einstein

c) Sommerfeld

As questões 144 a 148 são do tipo associação:


a) "Qualquer partícula material (massa m) em movimento (velo-


cidade v) está associada a um movimento ondulatório , de comprimento de

onda dado por λ = h/m . v , sendo h a constante de Planck".

b) "Nunca será possível conhecer-se com exatidão a posição e a

velocidade de um elétron simultaneamente".

c) "Não mais do que 2 elétrons podem ocupar um orbital e

isto somente se eles tiverem spins opostos".

d) "No preenchimento eletrônico dos orbitais de um mesmo sub-

nível, o elétron entrará de preferência no orbital vazio"

e) "Existem equações deduzidas do comportamento de ondas que

determinam a probabilidade de se encontrar o elétron em de terminada

região".

(144) Hund

(145) Heisenberg

(146) Schrodinger

(147) Pauli

(148) de Broglie

As questões 149 a 152 são do tipo associação:

a) número quântico principal

b) número quântico secundário

c) número quântico magnético

d) número quântico de spin

(149) forma do orbital

(150) rotação do elétron em torno de seu eixo

(151) orientação do orbital no espaço

(152) distância de maior probabilidade do elétron ao núcleo

(153) A representação eletrônica correta do átomo de Z = 7 é:



e) nenhuma das anteriores

(154) Seja o elétron assinado no subnível 4f.

0 conjunto de seus 4 números quânticos é:

a) -3, 4, 3, -1/2 d) 4, 7, -3, -1/2

b) 4, 3, -3, -1/2 e) nenhuma das respostas citadas

c) 7, -3, -1, -1/2

(155) 0 efeito Compton confirma:

a) 0 caráter ondulatório dos fótons

b) 0 caráter corpuscular dos fótons

c) 0 caráter corpuscular do elétron

d) 0 caráter ondulatório do elétron

e) que fótons e elétrons são partículas semelhantes

(156) Sejam os átomos de números atômicos 5, 6, 11 e 14. Os

atomos capazes de sofrer hibridação sp3 são os de números atômicos:

a) 5 e 6

b) 6 e 11 d) 6 e 14

c) 11 e 14 e) apenas 6

As questões 157 a 159 referem-se ao mesmo átomo:

(157) Quantos elétrons tem um átomo que, no estado normal ,apresenta

os seguintes orbitais?

a) 4 d) 8

b) 5 e) 6, 7 ou 8

c) 6

179

(158) Se o átomo da questão anterior conseguir hibridar-se,


teremos uma hibridação do tipo:

a) sp c ) s p 3

b) sp2 d) nenhuma das respostas anteriores

(159) Se a estrutura daquele átomo fosse de um estado ativado,

Hibridação, quando ocorresse, seria do tipo:

a) sp c) sp3

b) sp2 d) dsp3

(160) 0 ângulo entre 2 orbitais híbridos do tipo "sp2" é:

a) 120° d) 105°

b) 100° e) nenhuma das mencionadas

c) 109°28'

(161) 0 átomo de Germânio (Z = 32.) forma o hidreto GeH4 .

Pode se dizer que o germânio tem os orbitais numa estrutura:

a) quadrangular d) trigonal

b) retangular e) tetraédrica

c) linear

(162) Indique a afirmação errada:

a) A hibridação linear pode ocorrer num átomo com 2 elétrons na camada

externa.

b) A hibridação linear terá orbitais no espaço diametralmente opostos,

isto é, a 180°.

c) Um átomo com a configuração s2, p1 na camada externa pode sofrer

uma hibridação trigonal com os orbitais dispostos a 120°.

d) Todos os átomos que se hibridam ficarão estáveis somente se na

última camada-completarem 8 elétrons.

e) Nem todos os átomos poderão sofrer hibridação.

(163) 0 hélio, 2He4, possui dois elétrons no orbital ls. Quando perde um

elétron ele se ioniza formando o íon He+. Qual das seguintes afirmações a

respeito deste íon é verdadeira?

a) o seu espectro assemelha-se ao espectro do átomo de

hidrogênio

b) o elétron remanescente é agora mais fácil de remover

c) a sua carga nuclear decresce de uma unidade

d) o elétron remanescente passou ao nível quântico n = 2

e) ele perdeu uma unidade de massa atômica

(CESCEM-67)



(164) Em relação ao esquema abaixo, referente a um orbital do tipo p.

qual das seguintes afirmações é a mais correta?

a) o ∞ da figura representa a trajetória em forma de 8 de um elétron

b) a parte 1 da figura corresponde à região onde se encontra um e

apenas um dos dois elétrons que podem existir no orbital.

c) o volume da figura de revolução resultante da rotação do elétron ao

redor do eixo x corresponde à região do espaço onde se tem certeza da

existência do elétron.

d) o volume da figura de revolução citada na alternativa (c) corresponde à

região do espaço onde é maior a probabilidade se encontrar o elétron

e) o volume da figura de revolução citada na alternativa (c) corresponde

ao volume que um elétron ocupa no espaço

(CESCEM-69)

Questões 165 a 167

a) ls2 2s2 2p6 3s2 3p3

b) ls2 2s2 2p6 3s2 3p4 Dados:

c) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 P Z = 15

d) ls2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s Ca Z = 20

e) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ar Z = 18

(165) Configuração eletrônica do átomo de P.

(166) Configuração eletrônica do íon Ca2+.

(167) Configuração eletrônica do átomo de Ar.

(CESCEM-69)

(168) Nas ligações covalentes os átomos participantes tem a

tendência de:

a) trocar elétrons de spins semelhantes

b) partilhar elétrons de maneira a adquirir a estrutura de algum

gás nobre

c) desobedecer ao princípio de exclusão de Pauli

(MEDICINA-Santa Casa-67)

(169) A existência dos átomos é justificada:


I - por experiências com microscópios eletrônicos

II - pelas leis das proporções definidas edas proporções multiplas

III - pela estrutura cristalina


(170) I - Os elétrons não estão distribuídos ao acaso em torno

do núcleo, mas sim em localizações determinadas como orbitais.

II - Os orbitais são designados K. L, M, N, etc, a partir do núcleo

para a periferia dos átomos.

III - Dois ou mais elétrons de "spins" contrários se localizam em

cada orbital.


(171) A configuração eletrônica correta do átomo de manganês, no

estado normal e a seguinte: Mn Z = 25

a) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

b) ls2 2p2 2p6 3s2 3p5 3d6 4s2 d) ls2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d7 4s2

c) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 e ) ls2 2s2 2p6 3s3 3p4 3d8 4s

(MEDICINA-Santos-68)

As questões de número 172 a 174 referem-se aos átomos dos

seguintes elementos:

Elemento No. atômico No. de massa

S ......... 16 .......... 32

Ar ......... 18 .......... 39

K ......... 19 .......... 40

Ti ......... 22 .......... 48

Cu ......... 29 .......... 63

Zn ......... 30 .......... 65

(172) A configuração eletrônica dos átomos de Ti é:

a) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2

b) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d4

c) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 3d5

d) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4S1, 3d3

e) ls2, 2s2, 2p6, 3s3, 3p6 , 4s2, 3dl

(173) São isoeletrônicos os íons:

a) K+ e Cu+ b) S = , Zn + + e Ti + +

c) Cu++, Zn++ e Ti++ d) Cu++ e Zn++ e) S= e K+


(174) Assinale a afirmativa verdadeira:


a) Entre os elementos dados, o argônio apresenta o maior raio

atômico porque tem todos seus níveis completos.

b) Os átomos de titânio, cobre e zinco apresentara seus elétrons

diferenciadores em orbitais "p".

c) Os átomos de argonio e potássio na relação acima tem igual

número de neutrons no núcleo.

d) Os elementos de número atômico 16, 18 e 19 tem todos

os seus elétrons diferenciadores no mesmo nível principal.

e) Os elementos de número atômico 19, 22, 29, 30, são

elementos de transição.

(MEDICINA-Santos-69)

(175) Se houvesse um composto formado por um átomo do elemento de

número atômico 14 com quatro átomos de elemento de número atômico 17,

deve-se esperar que a molécula resultante seja:

a) plana

b) octaédrica d) trigonal

c) linear e) tetraédrica

(FE Mogi das Cruzes-68)

(176) Com respeito ã questão anterior (um átomo de elemento de número

atômico 14 e 4 átomos do elemento de número atômico 17), pode-se dizer que a

geometria da molécula resultante é determinada pelo fato de:

a) o elemento 17 sofrer hibridação sp2

b) o elemento 17 sofrer hibridação sp3

c) o elemento 17 sofrer hibridação sp4

d) o elemento 14 sofrer hibridação sp3

e) o elemento 14 sofrer hibridação sp

FE Mogi das Cruzes-68)

(177) Quais são os quatro números quânticos dos dois elétrons mais

externos do átomo de cálcio (massa atômica 40)?

(EPUSP-68)

(178) Qual a carga que possui um íon de escândio (o escândio tem

número atômico 21) com a estrutura eletrônica do gás nobre precedente?

(EPUSP-68)

(179) Escrever a estrutura eletrônica do átomo de fósforo (número

atômico 15), indicando a distribuição dos elétrons nos dife-


rentes orbitais p.

(EPUSP-68)

(180) Os elementos de números atômicos, 2, 10, 18, 36, 54 e

86 constituem o grupo de:

a) elementos inertes

b) metais das terras raras

c) metais alcalinos

(EE MAUÁ-64)

(181) 0 que caracteriza os chamados elementos de transição?

(EE MAUÁl-68)

(182) Um elemento tem, respectivamente, 2, 8, 9, 2 elétrons

nas camadas K, L, M, N. É portanto:

a) metal alcalino-terroso

b) elemento de transição c) semi-metal

(FEI-67)

(183) Qual das séries de números atômicos seria representativa de

elementos da família dos metais alcalinos terrosos?

a) 4, 22, 40, 72

b) 8, 16, 34, 52 d) 12, 20, 38, 56

c) 14, 32, 50, 82 e) nenhuma das respostas

anteriores

(EES CARLOS-68)

(184) Qual dos símbolos abaixo está relacionado com orbitais de

simetria esférica?

a) s

b) p d) f

c) d e) g

(ITA-64)

(185) Nos modelos atômicos atualmente aceitos, o número máximo

de elétrons presentes num mesmo orbital é:

a) 2 com spins contrários d) 8 com spins no mesmo

b) 2 com spins no mesmo sentido sentido

c) 8 com spins contrários e) 18 com spins variados

(ITA-66)



(186) Um determinado elemento possui em sua configuração eletrônica

um nível energético com 32 elétrons e um outro com 3 elétrons. 0 número

atômico desse elemento e:

a) 72

b) 81 d) 90

c) 89 e) 103

(UFMG-68)

(187) 0 bombardeio da folha de ouro muito delgada com raios alfa de

rádio mostra que alguns deles sofrem desvio acentuado do seu trajeto ao

atravessar a lâmina, o que é devido a:

a) as partículas alfa chocam-se com as moléculas de ouro e tem

seu trajeto modificado.

b) as partículas alfa têm carga negativa e são repelidas pelo

núcleo do átomo de ouro.

c) as partículas alfa são muito lentas e qualquer obstáculo as

desvia do seu trajeto.

d) as partículas alfa tem carga positiva e são repelidas pelo

núcleo do átomo de ouro, que também tem carga positiva.

e) as partículas alfa não podem atravessar a lâmina de ouro a

são refletidas.

(MEDICINA-GB-66)

(188) 0 elemento cuja distribuição de elétrons é ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4dl0 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 7S1:

a) é halogênio

b) é metal alcalino d) é gás nobre

c) é metal alcalino-terroso e) é actinídeo

(MEDICINA-GB-68)

Questões 189 a 191.

Associe:

a) número quântico que representa aproximadamente a distância do

elétron ao núcleo.

b) número quântico que descreve a forma do orbital.

c) número quântico que descreve a orientação do orbital no

espaço.

d) número quântico que descreve o momento angular do elétron

(rotação do elétron em torno do seu eixo).

e) número que traduz a perda ou ganho de elétrons por um

átomo

(189) Número quântico secundário.


(190) Número quântico principal.

(191) Número de oxidação.

(192) Spin.

(1S3) Número quântico magnético.

(MEDICINA-GB-68)

(194) 0 elemento de número atômico 21 tem a estrutura

eletrônica

a) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3a1

b) ls2 2S4 2p6 3S4 3p4 3a1

c) ls2 2s2 2P4 3s2 3p6 3d5

d) ls2 2s2 2p4 3s5 3p6 3d1

e) ls2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2

(MEDICINA-GB-68)

(195) Qual a relação entre o diâmetro de um átomo e o diâmetro

do núcleo?

a) 10.000 vezes maior

b) 2.000 vezes maior d) 1.000.000.000.000 vezes maior

c) 500.000.000 vezes maior e) 10.000.000 vezes maior

(MEDICINA-GB-68)

(196) A molécula do metano tem uma configuração tetraédrica, o que

decorre do fato do átomo de carbono apresentar seus elétrons de valência em

orbitais híbridos do tipo:

a) sp2

b) sp d) s2p

c) sp3 e) s3p

(MEDICINA-GB-68)

(197) 0 deutério difere do hidrogênio comum por ter:

a) 2 elétrons a mais d) 1 nêutron a mais

b) 1 próton e um nêutron a mais e) 1 partícula alfa como núcleo

c) 1 elétron e 1 próton a mais

(MEDICINA-GB-68)

(198) De acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli, o número

máximo de elétrons que um orbital pode conter é:

a) 1

b) 2

c) 8

d) 18


e) 32

(MEDICINA-GB-68)



(199) Quando um elétron de um átomo passa de orbital 2s para

2p, podemos dizer que:

a) houve emissão de energia d) um outro elétron pas-

b) houve absorção de energia sou de 2p para 2s

c) não houve variação de energia e) houve emissão de luz

(MEDICINA-GB-68)

(200) Um átomo possui o número atômico 15 e número de massa 31, o

número de elétrons na sua camada mais externa é:

a) um c) cinco

b) três d) sete

(Ciências Biológicas USP-68)

(201) Qual das seguintes representações eletrônicas representa um

halogênio?

a) ls2 2s c) ls2 2s2 2p5

b) ls2 2s2 2p3 d) ls2 2s2 2p6


(202) A configuração eletrônica correta para o elemento K (número

atômico 19) no estado normal é:

a) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 c) ls2 2s2 2p6 3s2 3p5 3d 4s1

b) ls2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s2 d) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3a1

(FFCLUSP-67).

(203) Em cada camada eletrônica só existe um orbital s porque:

a) só existe um orbital híbrido c) os orbitais s apre-

b) em torno de um ponto só existe sentam ressonância

uma única esfera com um raio dado d) trata-se de orbital

ligante

(EE Lins-67)

(204) Sabendo-se que a estrutura eletrônica do átomo de boro no estado

fundamental é ls2 2s2 2p1, qual deveria ser a fórmula do seu fluoreto supondo não

haver hibridação do átomo de boro?

a) BF

b) BF2 d) BF4

c) BF3 e) BF5

(MEDICINA-Valença-69)

═══════════════



Capítulo 4


LIGALIGAÇÕÇÕESES

QUQUÍÍMICASMICAS

Imagine dois imãs em forma de ferradura,

exercendo entre si forças de atração, como indica a

figura ao lado.

As duas peças ir ã o unir-se formando um

sistema est á vel.

Imagine agora, dois átomos aproximando-se.

Suponhamos que apareçam entre eles forças de

atração como no exemplo dos imãs, pois, a eletrosfera

de um átomo atrai o núcleo de outro átomo. Entretanto,

à medida que os átomos vão se aproximando, surgirá

uma repuls ã o entre os n ú cleos, pois estes

possuem cargas positivas,

Em determinada posição, estabelecer-se-á um

equilíbrio entre as atrações e repulsões.

Se o equi1íbrio for ESTÁVEL, diremos que se

estabeleceu uma LIGA ÇÃ O QUÍMICA entre esses

átomos.

As ligações químicas recebem diferentes

nomes conforme o tipo das forças de atra çã o que aparecem entre os átomos, que

se aproximam.

Existem 4 tipos de ligações:

-"Ligação eletrovalente, iônica ou heteropolar."

-"Ligação covalente ou molecular. "

-"Ligação metálica."

-"Ligação intermolecular. "

que serão estudadas a seguir).


A LIGAÇÃOLIGAÇÃO

ELETROVALENTEELETROVALENTE

A descoberta dos gases nobres e o exame de suas configurações

eletrônicas fizeram com que os cientistas Lewis, Langmuir e Kossel sugerissem que:

Os átomos adquirem ESTABILIDADE, quando suas

configura çõ es eletrônicas assemelham-se àquelas dos

GASES NOBRES.

Esta sugestão é de fato confirmada na grande maioria dos casos. De modo

geral, os á tomos dos gases nobres distinguem-se dos demais , porque na camada

externa possuem 8 el é trons (exceto o gás hélio - vide tabela abaixo).

Eis a configura çã o eletr ô nica dos gases nobres :


ligações químicas-4

O átomo procura "reagir" , quimicamente, para passar de uma

configuração instável para outra mais estável. Uma das formas de estabilizar-se é

"ganhando" ou "perdendo" elétrons.

Entre os gases nobres, o hélio é o único que possui 2 elétrons na

camada periférica. Alguns átomos podem adquirir estabilidade quando ficam

com configuração semelhante ao hélio.

RESUMINDO:

____________________________________________________________________________

Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada

periférica. Também será estável o átomo que possuir apenas 2 elétrons na

camada K.

____________________________________________________________________________

Na formação de diversos compostos, os átomos procuram ganhar uma

dessas configurações estáveis. Esta é a "REGRA DO OCTETO", para os átomos.

Esta regra é comprovada num grande número de observações, mas

apresenta exceções. Sendo assim, pedimos ao leitor não criar a obrigatoriedade da

regra do octeto para todos os átomos. Existem compostos onde os átomos tornam-

se estáveis, apresentando na camada externa 4, 6, 12, 18 elétrons e assim por

diante, como veremos ainda neste capítulo.


Para que o leitor tenha uma fixação melhor dessa "regra do octeto",

examinemos os seguintes átomos:

Vamos ilustrar o encontro de um á tomo de cloro com um á tomo

de s ó dio:


ligações químicas – 4

Quando o átomo de sódio perde um elétron, ele se torna um íon

positivo ou "CÀTION' (e o diâmetro do átomo DIMINUI). 0 átomo de cloro

que recebe o elétron, torna-se um í on negativo ou ÂNION" (e o diâmetro do

átomo AUMENTA).

Tanto o câtion como o ã nion adquirem configurações de gases nobres e

tornam-se estáveis. No entanto, suas cargas são opostas e, esses íons passam a

atrair-se mutuamente até que eles fiquem encostados . Dizemos que entre estes

íons, apareceu a ligação ".ELETROVALENTE" ou "IÕNICA"

A equa çã o que representa o fen ô meno é :

Na0 + C10 ---------- Na+C1-

Na prática, quando se efetua uma reação entre sódio e cloro, participam da

reação um grande número de átomos. Se o sódio está no estado sólido, temos

uma "pilha" de átomos de sódio.

Se empregamos cloro gasoso, temos moléculas de cloro Cl 2 (bi.i tÔmicas)

que, colidindo com o sódio, formam o cloreto de s ó dio , que será então uma pilha

de íons Na+ e Cl-

A liga çã o eletrovalente é aquela que caracteriza os compostos iônicos. Esta

ligação aparece sempre que alguns á tomos perdem elétrons , transformando-se em

cátions, enquanto outros átomos ganham esses elétrons, transformando-se em

â nions . As forças, que mantêm


os cátions unidos aos â nions, são de caráter puramente eletrostático.

No estado sólido, cada íon fica encostado a diversos íons de carga oposta.

No caso do cloreto de sódio, cada íon Na + está ligado (encostado)a seis íons Cl- por

outro lado, cada íon Cl- está ligado (encostado) a seis íons Na+. Mas, a proporção de

íons Na+ e Cl - é de 1:1.

Para se determinar a proporção dos íons que se combinam, é preciso

examinar as configurações eletrônicas dos átomos que se ligam.

De modo geral:

- PERDEM EL É TRONS os átomos com menos de 4 elétrons na última

camada. São os metais que apresentam estas configurações eletrônicas.

- GANHAM EL É TRONS os átomos com mais de 4 elétrons na última camada.

São os não metais que possuem esta configuração eletrônica.

Resumindo:

"A LIGAÇÃO IÔNICA aparece quando se liga um METAL com um

NÃO METAL '.'



Para completar os octetos, parece mais fácil:

o C á lcio perder 2 el é trons

o Bromo ganhar 1 el é tron

0 número de átomos de cada elemento é inversamente proporcional

à capacidade de perder ou ganhar elétrons.

Então:

A proporção entre os átomos que se combinam, ou seja, a

FÓRMULA do composto será Ca++Br2_.

Sejam os elementos Alum í nio e Enxofre.

De modo mais simplificado:

EXERCÍCIOS

(205) Escrever a fórmula do composto constituído pelos elementos

11X e 15Y.

(206) Sejam os elementos 56X e 34Y. Se eles combinarem, o

composto terá fórmula:

a) X2Y d) X2Y2

b) XY2 e) não se combinarão

c) XY

(207) Com qual dos seguintes elementos o íon Cr+++ pode

formar um composto iônico?

a) 10X d) 14T

b) 12Y e) nenhum deles

c) 17Z


(208) Quando o elemento X, que possui 10 prótons e 10 nêutrons,

é colocado diante do sódio, forma-se um composto cuja fórmula é:

a) NaX

b) NaX2

c) Na2X

d) Na2X2

e) não se forma nenhum composto

Estrutura do cloreto de s ó dio

Estudaremos o cloreto de sódio que é um composto tipicamente

iônico.

Temos os seguintes raios para os átomos,antes e após as ligações :

Os ânions cloro e cátions s ó dio se

agregam para formar o cloreto de sódio sólido.

As forças que mantém os íons agrupados são do

tipo e1etrostático. Esta pilha de ÍONS é

denominada CRISTAL de cloreto de sódio.

Vamos discutir a estrutura do cristal. Para isso, imaginemos que os íons

estão mais afastados entre si. Seria apenas uma "visualização didática",porém já

longe da realidade.



Assim, podemos apreciar melhor a distribui çã o geom é trica espa cial

dos íons,que constituem o cloreto de sódio.

Acabamos de desenhar a grade, a rede ou o RETÍCULO CRISTALINO"

do cloreto de sódio.

Retirando-se a m í nima amostra do cristal, temos a C É LULA UNIT Á RIA

do cristal. No desenho corresponde á porção "hachuriada".

Agora, vamos desenhar um pedaço do cristal e, analisar as

estruturas dos íons Cl- e dos íons Na+ separadamente.


Tanto os í ons cloro como os í ons s ó dio constituem estruturas "CÚBICAS DE

FACE CENTRADA"(C.F.C.) .

Dizemos que o cloreto de s ó dio é constituído pela interpenetra çã o de duas

estruturas C.F.C.

Voltemos ao cristal real e examinemos um

íon cloro. Em seu redor, estão 6 í ons Na + que se

situam em três eixos triortogonais.

Dizemos que, o n ú mero de coordena çã o

do Cl- isto é, o número de cátions ligados ao Cl- é 6.

Da mesma forma, o n ú mero de

coordena çã o do Na + é 6 porque em seu redor estão

6 anions Cl-.

Em outras palavras, cada cloro liga-se a 6 Na+ e, cada sódio liga-se a 6 Cl-.

Mas, a proporção entre Na+ e Cl- é 1:1. Por isso, a fórmula do cloreto de sódio é Na+

Cl-.

Então, o que é aquele minúsculo

"grãozinho" constituinte do sal?

É um cristal de cloreto de sódio, ou seja,

uma "pilha" formada por um_número monstruoso de

íons Na+ e Cl-, ordenados no sistema C.F.C. e

interpenetrados.

Por isso é que dizemos que não existe molécula de NaCl.

Impropriamente, poderíamos dizer que um cristal desses seria uma

macromolécula.

Estrutura dos cristais i ô nicos

Todos os compostos iônicos formam, no estado sólido, estruturas bem

definidas. O tipo de estrutura cristalina depende de 2 fatores:

a) Proporção entre números de cátions e ânions no cristal.

b) Relação dos tamanhos dos cátions e ânions.



Exemplos:

(209) O cloreto de cálcio Ca++ Cl2 não tem estrutura igual à do Na+ Cl-

porque a proporção cátion-ânion é 1:2.

0 cloreto de césio Cs+ Cl- tem a mesma proporção de íons do Na+ Cl-

(1:1). À primeira vista, era de se esperar que o Cs+Cl- tivesse estrutura C.F.C.

interpenetradas.

Na realidade, como íon Cs+ tem tamanho aproximadamente igual do Cl-,

resulta um outro tipo de empilhamento, chamado c ú bico de corpo centrado

(C.C.C.).

Estrutura eletrônica dos íons

Os ânios , sem exceção, adquirem nos compostos iônicos confígurações de

gases nobres.

Quanto aos cátions : Se for alcalino ou alcalino terroso apresentará 8

elétrons na camada externa. Sendo outros metais, as configurações são

diversificadas.

Os íons Ag+, Cu++ e Au+ também se estabilizam com 18 elétrons na camada

periférica.

Vejamos o caso do Ferro que apresenta os íons Fe++ e Fe+++.

Muito bem. Estamos apresentando algumas estruturas " SEM OCTETO" para

que o leitor apenas LEMBRE: "Nem sempre os átomos 8 elétrons na camada externa


para se tornarem estáveis".

B LIGALIGAÇÃÇÃOO

COVALENTECOVALENTE

Esta ligação é responsável pela formação das substâncias ”

MOLECULARES.” ' Substâncias dessa classe, quando no estado líquido, não

conduzem corrente elétrica. Esta é a principal característica de diferenciação em

relação a um composto iônico.

Numa ligação iônica , vimos que

um átomo cede totalmente um ou mais

el é trons ao outro "átomo e, daí, o

aparecimento de íons de cargas opostas.

Na ligação covalente, nenhum

á tomo cede e nem recebe o el é tron , de

forma integral.

Esta ligação surge quando um

par de el é trons de spins opostos . torna-

se comum aos átomos que se ligam.

No exemplo, cada átomo de

hidrogênio possuía seu elétron. Após a

ligação, não se reconhece mais qual é o

elétron que pertence a determinado

átomo. Agora, os 2 elétrons pertencem a

ambos os átomos. É uma "sociedade".

Dizemos que houve um emparelhamento de elétrons e, esta ligação será

representada por um tra ç o ou um par de pontos.



Foi Lewis quem sugeriu que a ligação covalente é resultante do

emparelhamento de elétrons. Lewis observou que quase todos os compostos

moleculares apresentam todos os seus elétrons em pares. Sugeriu que os

átomos»que tivessem orbitais com 1 elétron pudessem emparelhar esse elétron

com outro de spin oposto, atribuindo que o emparelhamento resultaria um sistema

de mais estabilidade. Do mesmo modo que os elétrons procuram se emparelhar nos

orbitais atômicos, eles também procuram um parceiro na formação da ligação

covalente.

________________________________

Teoria de Heitler-London

________________________________

O primeiro tratamento teórico, para justificar a ligação covalente foi

exposta por Heitler e London em 1927.

Imaginemos 2 átomos de hidrogênio aproximando-se e examinemos as

forças que aparecem no sistema.

Os elétrons estão em movimento em redor do núcleo mas, a cada instante,

aparecem 4 forças de atração (elétron—núcleo) e 2 forças de repulsão (núoleo-

núcleo e elétron-elétron).

Variando-se a distância internuclear "d" , iremos notar que existirá uma

posição "dH",onde o sistema terá maior estabilidade.

Heitler e London calcularam as energias do sistema para diversas


distâncias internucleares que, transportadas para um gráfico cartesiano, se

apresentam:


Verifica-se que a posição de equilíbrio " dH " é aquela na qual o sistema

possui mínima energia.

Em outras palavras; para se ter uma distância inter-nuclear maior que "dH"

é preciso fornecer energia ao sistema; para diminuir a distância, o sistema também

requer energia do exterior.

No gráfico vê-se que o valor ZERO de energia foi adotado arbitráriamente

para o átomo isolado de hidrogênio.

A quantidade de energia AB corresponde a energia de ligação H-H.

Podemos fazer analogia com um

sistema imãs-molas.

Vamos supor que os Imãs estejam

presos a molas e colocadas num plano sem

atrito.

As molas se encontram comprimidas e empurram os Imãs. Estas não se

aproximam mais porque defrontam-se pólos de mesmo nome.

Haverá uma posição de equilíbrio onde a distância entre os centros dos

ímãs será."dH". Esta posição apresenta mínima energia pois, tanto para afastar

como para aproximar os imãs, necessita-se de energia.

Resumindo:

Os átomos tendem a emparelhar os elétrons porque poderão constituir um

sistema com menor energia,que significa maior estabilidade.



Que acontece aos orbitais "1s" do

hidrogênio, quando 3 átomos se ligam

por covalência?

Estudos efetuados na mecânica

ondulatória concluem que os orbitais

atômicos "ls" sofrem inicialmente

uma superposição parcial e, em

seguida, deformam-se dando lugar ao

novo orbital. Conterá os 2 elétrons de

spins opostos e este abrangerá os 2

átomos em ligação. É o orbital

molecular.

O orbital molecular que surge pela

superposição ("overlap" em inglês)

parcial de orbitais atômicos, é

denominado orbital sigma ( ڭ ) e tem

como índices os orbitais atômicos de

origem. No caso da molécula de

hidrogênio, temos o orbital molecular

ڭ s-s-

Pode-se medir a distância internuclear

e, no caso da molécula de H2 xtemos

2,4 Ǻ. A metade dessa distância, ou

seja l,2 Ǻ é denominada

ralocovalente.

Embora haja completa deformação

dos orbitais atômicos após uma

ligação, numa representação segundo

átomo = bolinha costuma-se indicar

que houve apenas ligeira interpenetração dos átomos,como indica a figura aõ lado.

A equação do fenômeno é:

H(g) + H(g)------ H2(g)

(g) - gasoso


Vejamos a liga çã o covalente entre os orbitais "s" e "p". O exemplo tomado

será a formação do "HF".

O átomo de flúor tem 9 elétrons e a seguinte configuração eletrônica:

O orbital "pz" está com o elétron desemparelhado e pronto para ligar-se ao

orbital "ls" do hidrogênio.

0 orbital molecular que surge, pela superposição ou interpenetração dos

orbitais atômicos "s" do hidrogênio e "p" do flúor, chama-se orbital molecular ڭ

(sigma) ou melhor , ڭs-p.

Como conseqüência da ligação molecular, haverá uma "contração" do

orbital atômico "p", no lado oposto à ligação.

Observemos mais uma vez apenas a formação do orbital molecular ڭs-p:

Quando desaparece certa parte do orbital, significa que naquela região, o

elétron se ausenta.



A representação esquemática da formação da molécula "HF" é:

Na covalência, também se observa a regra do octeta. O flúor, tem na

última camada "8" elétrons, enquanto o hidrogênio tem "2". Lembremos que, na

ligação covalente, o par de elétrons pertence a ambos os átomos.

Examinemos mais uma ligação importante que é a p-p-

É aquela que está presente, por exemplo, na molécula de flúor "F2".

Observando apenas os orbitais "p2" dos átomos de flúor, temos:

Também, costuma-se representar apenas os elétrons da última camada

nas ligações covalentes.

Observe, mais uma vez, a obediência à regra do octeto.


Orienta çã o das liga çõ es covalentes no espa ç o

Quando um átomo liga-se a 2 ou mais á tomos deve-se levar em conta o

ângulo entre as ligações.

Linus Pauling e Slater desenvolveram o assunto,

cuja importância já havia sido apontada por Van't Hoff

(1874) quando admitiu teoricamente que as 4 valências

do carbono eram dirigidas para os vértices de um

tetraedro regular.

Vejamos então, as ligações na formação da molécula de água.

O oxigênio tem 8 elétrons e possui a seguinte configuração eletrônica:



Lembrando que os orbitais "p"

formam entre si um ângulo de 90°, era de

se esperar que na molécula de água, fosse

de 90° o ângulo entre as duas ligações ڭ s-

p.

Medidas reais, calculadas através

de espectroscopia e do momento

magnético, indicam porém, que as ligações

da molécula da água formam um ângulo de

104° e 30'.

Tenta-se justificar esta ligeira fuga angular, admitindo-se que os átomos de

hidrogênio ficam suavemente positivos, em face da grande atração de elétrons pelo

oxigênio. Dizemos que os átomos de hidrogênio estão polarizados positivamente e

portanto, há uma repulsão entre eles que os afasta e aumenta o ângulo de 90° para

104° 30'.

Outro exemplo interessante é a formação da amônia "NH3".

O nitrogênio tem 7 prótons e 7 nêutrons.

ent ã o:

Os orbitais incompletos são: 2px1, 2py

1 e 2pz1. Cada um desses orbitais

aceita um átomo de "H", que apresenta "ls1".


Formam-se três orbitais moleculares ک s-p e o ângulo entre as

ligações é de 106 .

O ângulo deveria ser de 90° mas, aparecerá um pequeno desvio,

como no caso do H20.

Quando o H liga-se a átomos maiores como S, Se, P, As, Sb , os

átomos de H ficam mais distantes entre si e menos polarizados.

Daí, os seguintes valores para os ângulos, nas ligações em:

repe1indo-se, portanto, com menores intensidades.

Covalência Coordenada

As vezes, um átomo já está com seu octeto completo e, portanto, todos os

seus orbitais com elétrons emparelhados. No entanto, este átomo pode ligar-se a

outro "emprestando-lhe" (em base da coparticipação ou "condomínio") um par de

elétrons, e formar um orbital molecular.

Seja a molécula de água diante da molécula

de HC1, o oxigênio da á gua poderá atrair o hidrogênio

do HC1.

Como o cloro é mais eletronegativo que o

hidrogênio, este pode libertar-se do cloro,deixando-

lhe o seu elétron. Deveriam-se formar os íons H+ e

Cl-.

O íon Cl- tem configuração estável (octeto),

mas o H+ teria ficado sem nenhum elétron!

Então, este H+ pode-se ligar ao oxig ê nio que

lhe "empresta" 2 elétrons.

Dizemos que o oxigênio efetuou uma ligação covalente coordenada ou,

simplesmente, "coordenada" ou "dativa" com o cátion hidrogênio. Esta ligação é

indicada com uma seta no sentido de quem está sendo "beneficiado"com os

elétrons.

H - 0 + H - Cl ----- H – 0 H+ + Cl-

H H


Teremos então, cátion H30+, chamado "hidrônio" ou "hidroxônio" ' e ânion "cloreto".


Encarando o fenômeno de modo mais concreto, uma molécula de á gua

colide com uma molécula de "HCl", resultando aqueles íons.

Se examinarmos sob o aspecto real, temos que verificar o que acontece

aos orbitais dos átomos.

O orbital "2px" do oxigênio já possui um par de elétrons e recebe um cátion

"H+" através de uma liga çã o coordenada , chamada também semi-polar ou dativa.

Forma-se o orbital molecular کg-p, idêntico às ligações já existentes entre

o oxig ê nio e hidrog ê nio , na molécula de água.

Depois de efetuadas as ligações, geometricamente, não se nota diferença

alguma entre a ligação covalente normal e a dativa. Elas se diferem quanto à

origem dos elétrons que, formarão o orbital molecular.


Esta é a razão pela qual muitos autores confundem as notações das

ligações covalente normal e dativa.

Então, em muitos compêndios, aparece o íon hidrônio com a fórmula

estrutural:

Não podemos saber qual é a ligação dativa, mas temos a certeza de que

uma destas covalências é coordenada.

Em outras palavras: o íon hidrônio é constituído de 3 ligações: duas

covalentes normais e uma coordenada.

Resumindo:

- Numa ligação covalente normal, aproximam-se dois átomos, cada um com

orbital contendo um elétron. Forma-se assim, um orbital contendo elétrons com

spins anti-parale1os, denominado orbital molecular (sigma). Será indicada por um

traço.

Na ligação covalente coordenada,aproximam-se dois átomos, um com

orbital completo (2 elétrons) e outro com orbital "vazio". Forma-se o orbital

molecular denominado , geometricamente análogo ao orbital da ligação covalente

normal.. Esta ligação será representada por uma seta mas em muitos compêndios,

está indicado por tra ç o , em vista à analogia geométrica com a ligação covalente

normal.

Fórmulas estruturais

Quando se indicam as ligações entre todos os átomos de uma molécula,

dizemos que estamos apresentando a sua fórmula estrutural.


A fórmula estrutural permite deduzir muito do comportamento dessa

molécula numa reação química, razão pela qual é frequentemente utilizada,

principalmente na qu í mica org â nica .


Neste capítulo,vamos treinar o seguinte tipo de exemplo: Dada a fórmula

molecular de um composto - inorgânico, escrever a sua fórmula estrutural.

Para isso, existem regras que exigem conhecimentos sobre:

- EL É TRONS NA CAMADA EXTERNA

- CONTAGEM DE EL É TRONS NAS LIGA ÇÕ ES

A) Principais elementos e números

de elétrons na camada externa.

Inicialmente, vamos desenhar uma parte da tabela periódica:

Os algarismos romanos indicam "os grupos" da tabela periódica que, para

os elementos presentes, é o n ú mero de el é trons na camada externa .

Assim, o "N" tem 5 elétrons na camada externa, o "Si" tem 4, o "Br" tem 7

elétrons, etc. Reparem que o hidrog ê nio , embora tenha apenas 1 elétron, está na

coluna VII porque, ele "precisa" de apenas mais um elétron, como os demais

elementos desse grupo, para estabilizar-se. O hidrogênio estabiliza - se com 2

elétrons na camada K.

QUAIS SÃO OS ELEMENTOS QUE EFETUAM LIGA ÇÕ ES COVALENTES?

Todos aqueles que estão à direita da linha tracejada, quando ligam-se

entre si, pois eles possuem tendência a tomar elétrons de outros átomos. Quando 2


átomos apresentam essa tendência, eles irão "compartilhar" elétrons. Por exemplo:

no "PCI3", temos três ligações (P-Cl) covalentes. O "H" também pertence a esta

classe de átomos, compartilhando 1 elétron.

Às vezes, o "Be", "Mg" e "Al" efetuam ligações covalentes, mas sofrem

hibridações e são considerados casos especiais.

B) Contagem dos elétrons

na camada externa

Seja a mol é cula de á gua :

O oxigênio, tinha 6 el é trons na camada externa e,

agora tem 8_.

Cada hidrogênio, tinha apenas 1 el é tron e, agora

tem 2.

CONCLUSÃO:

Na contagem dos elétrons da última camada, cada coval ê ncia

normal (representada por um traço) aumenta um el é tron em cada

átomo que participa da ligação.

De modo geral, os átomos se estabilizam quando completam o octeto.

Vejamos,então, algumas estruturas estáveis.

O nitrog ê nio é do grupo "V" e,portanto, tem 5 elétrons na cama da externa.

Três covalências o farão mais estável.

Então:

Examinemos agora a, ozona 03:

Todos os átomos de oxigênio (A, B e C) ficaram com 8

elétrons na camada externa.

Veja a liga çã o dativa (B-C). 0 átomo "B" empresta 2


elétrons para "C".

Consequentemente,"B" n ã o sofreu aume nto de

el é trons por causa da liga çã o dativa e "C" tem um

aumento de 2 unidades.


Na contagem de elétrons de última camada, uma liga çã o

coordenada produz um aumento de 2 e1étrons para o átomo" favorecido

(ponta da seta) e nenhum elétron para o átomo que "empresta" o par de

elétrons.

____________________________________________________________________________

Nesse exemplo da ozona:

Oxigênio A Tem um aumento de 2 elétrons por causa de 2 covalências

com "B".

Oxig ê nio B Tem um aumento de 2 elétrons por causa de 2 covalências

com "A" e nenhuma altera çã o por causa da ligação coordenada.

Oxig ê nio C Tem_um aumento de 2 elétrons por causa de uma ligaçã o

coordenada com "B".

C) Estruturas de Hidretos moleculares

Os hidretos são compostos do tipo "EHX".

0 átomo de hidrogênio tem 1 elétron e, portanto, aceita uma ligação

covalente normal (H-).

0 elemento "E" aceita tantas ligações covalentes quantao sejam

necessárias para completar o octeto.

N do grupo V________precisa de 3 coval ê ncias - N -

Se do grupo VI______precisa de 2 coval ê ncias ____Se –

Lembre-se de que o número do grupo (da Tabela Periódica) representa o

número de elétrons na camada externa e cada tra ç o produz um aumento de um

el é tron .

Então, pode-se aceitar a seguinte regra para escrever as estruturas de

hidretos moleculares:

______________________________________________________________________

1) Escrever o elemento "E" com (8 – no. do grupo) traços.

2) Em cada traço ligar H-.

_____________________________________________________________________


════════════════


EXERCÍCIOS

Exemplo:

(211) Hidreto de fósforo:

P é do grupo V..........(8 - V) - 3 traços.

H - P - H A f ó rmula estrutural é

H

Exemplo:

(212) Hidreto de silício:

Si é do grupo IV......... (8 - IV) = 4 traços.

H

Logo H - Si – H H

Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes compostos:

(213) Hidreto de arsênio

(214) Hidreto de telúrio

(215) Hidreto de germânio

(216) Hidreto de iodo

════════════════

A regra não e válida para elementos que possuem 2 ou 3 elétrons na

camada externa. São os casos como o Berílio e Boro principalmente e que

trataremos como casos especiais.

HIDRETO DE BER Í LIO

O'Be" tem 2 elétrons na camada externa e,antes de ligar-se ao H, sofre

uma hibridação do tipo "sp". Isto já foi estudado no capítulo de hibridação.

0 Berílio fica com 2 orbitais híbridos "sp", formando um ângulo de 180°.



Reparem que o berílio ficou estável com 4 elétrons na sua camada externa.

HIDRETO DE BORO

O Boro tem 3 elétrons na camada periférica e sofre uma hibridação do tipo

sp2. Aparecem 3 orbitais híbridos com ângulo entre as ligações de 120°.

e, a formula do hidreto, deveria ser: BH3.

Na prática constata-se que essas moléculas de "BH3" reunem-se duas a

duas, resultando moléculas do tipo "B2H6".

C) Estruturas dos óxidos moleculares

Os óxidos moleculares apresentam fórmulas do tipo "E2Ox" ou "EOx/2"

(forma simplificada).

Recordamos que o átomo de oxigênio tem 6 elétrons na camada periférica

e aceita mais 2 elétrons. As possíveis formas de ganhar mais 2 elétrons são:

= 0........ duas ligações covalentes normais.

0......... uma 1igação coordenada.

O átomo "E" admite tantas covalências normais (traços) quantas sejam

necessárias para completar o octeto.

Por exemplo, o nitrog ê nio :

"N" tem 5 elétrons periféricos e admite 3 covalências normais.

Além disso, o elemento "E" pode efetuar liga çõ es

coordenadas com os elétrons não emparelhados. No caso

do nitrogênio, após ele efetuar três ligações covalentes

ainda é capaz de fazer uma liga çã o coordenada , se

necessário, sem prejudicar o octeto.


Eis a regra para a estrutura çã o de 5xidos moleculares :

1) Escrever o elemento "E" com (8 – no. de grupo) traços.

2) Cada 2 traços de "E" recebe um átomo de oxigênio.

3) Os restantes oxigênios serão ligados com ligações coordenadas na

forma

[ ->- 0 ] .

4) NO caso de moléculas do tipo E20X, admite-se uma simetria estrutural.

EXERC Í CIOS

1º. exemplo:

(217) Seja o SO2 - anidrido sulfuroso.

(8 – no. do grupo) = (8 - VI) = 2 traços.

S -

Coloca-se um átomo de oxigênio que utiliza 2 traços.

S = 0

Tem ainda mais um átomo de oxigênio. Este se liga por coordenada.

S = 0

↓

0

2º. exemplo:

(218) Seja o CO2 - anidrido carbônico.

no. de traços . . . ( - IV) = 4

Cada 2 traços recebe um átomo de oxigênio; então,

cabem os 2 átomos de oxigênio .

Não houve necessidade de ligação coordenada.



3º. exemplo:

(219) Sejam N2O4, e N2O5. Agora estamos no caso E20x e temos que admitir

simetria estrutural. É preciso fazer esta consideração para ficar o mesmo número

de átomos de oxigênio em cada átomo de nitrogênio na molécula (simetria).

E preciso examinar se o número de oxigênio é par ou ímpar. Se o número

de oxigênio for par, não pode ter oxigênio no eixo de simetria; se for impar, deve o

oxigênio estar entre os 2 átomos de Ne, portanto, no eixo de simetria.

Agora,seguem-se as regras normais para a estruturação de óxidos

moleculares.

Em cada átomo, vão (8 - n° de grupo) traços. No caso do nitrogênio, são 3

traços em cada átomo.


Escrever as estruturas dos seguintes óxidos;

(220) SO3 - anidrído sulfúrico

(221) N2O3 - anídrido nitroso

(222) C12O6 - anídrido clórico-perclórico

(223) CI2O7 - anídrido perclórico

(224) AS2O5 - anídrido arsênico

E) Estruturas de ácidos oxigenados

A maioria dos ácidos oxigenados apresentam a fórmula HxEO y.

Nesses ácidos, os hidrogênios ionizáveis ligam-se ao oxigênio por uma

covalência normal. (H - 0 -) .

O elemento "E" fica no centro da molécula e procura, também, a

estabilidade através de covalências normais ou coordenadas.

Temos uma regra de estrutura çã o semelhante a dos ó xidos :

1) Escrever o elemento "E" com (8 – no. do grupo) traços.

2) Todos os hidrogênios ionizáveis deverão ser ligados ao "E" juntamente

com o oxigênio, na forma H - 0 -.

3) Os restantes oxigênios serão ligados ao "E"; cada 2 tra ç os de "E" admite

um á tomo "0".

4) Se ainda existem átomos de "0" e não existem traços suficientes,

devem-se ligar os oxigênios restantes por 1iga çõ es coordenadas , na forma 0.

5) Se a molécula do ácido for do tipo HxE20y, esta molécula admite uma

simetria estrutural.

EXERC Í CIOS

1º. exemplo:

(225) Seja o HN03 - ácido nítrico.

0 nitrogênio é do grupo V . . . (8 - V) = 3 traços.



O átomo de "N" estará com seu octeto, se

efetuar 3 covalências.

0 hidrogênio ionízavel será ligado na forma H - 0

-.

Cada 2 traços admite um átomo de oxigênio.

Ainda falta mais um átomo de oxigênio. Este,

ser á unido ao N por uma ligação coordenada.

2º. exemplo:

(226) Seja o H2CO3 - ácido carbônico.

0 carbono é do grupo IV ... (8 - IV) = 4 traços.

Seguindo um raciocínio análogo ao 1º. exemplo:

3º. exemplo:

(227) Seja o H2C2 O4 - ácido oxálico.

Neste caso, a molécula é do tipo HxE20y e, vamos então admitir uma

simetria estrutural. Análogo ao caso do óxido, examinemos o numero de átomos de

oxigênio - é par; logo "C" será ligado direto ao C.


Daqui para frente, a regra e a mesma: coloca-se (8

– no. do grupo) traços em cada átomo.

Todos os "H" ionizáveis na forma H - 0 -, mas

sempre respeitando a simetria .

Os restantes oxigênios serão ligados por 2

covalências.

Neste caso, não houve necessidade da ligação

dativa.

4º. exemplo:

(228) Seja o H4P2O7 - ácido pirofosfórico.

0 número de oxigênio é í mpar . . . "então, entre os átomos de P irá um

átomo de oxigênio.

0 fósforo é do grupo V - . . (8 - V) = 3 traços.



Escrever as fórmulas estruturais dos seguintes ácidos:

(229) HC10 - ácido hipocloroso

(230) HC102 - ácido cloroso

(231) HCl04, - ácido perclórico

(232) HI03 - ácido iódico

(233) H2SO3 - ácido sulfuroso

(234) H2SO4 - ácido sulfúrico

(235) HPO3 - ácido metafosfórico

(236) H3AsO3 - ácido ortofosfórico

(237) H3ASO3 - ácido arsenioso

(238) HNO2 - ácido nitroso

(239) H2SIO3 - ácido metassilícico

(240) H4SiO4, - ácido ortossilícico

(241) H2S2O7 - ácido pirossulfúrico

(242) H6Si207 - ácido pirossilícico

F) Estruturas dos sais

Os sais são compostos iônicos e,portanto, possuem C Ã TIONS e

ANIONS. Pode acontecer desses cátions ou ânions serem um

agrupamento de á tomos contendo ligações covalentes.


Para escrever as estruturas desses sais, lança-se uma forma mista: a parte

que possui covalências é apresentada dentro de um "colchete" e, ao mesmo

tempo, indica-se as ligações iônicas.

EXERC Í CIOS

1º. exemplo:

(243) Seja o Na2SO4 = 2 Na+ . SO4= .

Para escrever a estrutura do ânion SO4= , comece estruturando o ácido

correspondente; tirando H ionizáveis,restará o ânion com os elétrons responsáveis

pela carga negativa.

Procede-se analogamente,quando o cátion possui covalências.

2º. exemplo:

(244) Seja o NH4Cl = NH4 + Cl-.

Escrever as fórmulas estruturais dos seguintes sais:

(245) KCIO3 - clorato de potássio

(246) CaCO3 - carbonato de cálcio



(247) Na3PO4 - fosfato de sódio

(248) NH4NO3 - nitrato de amôneo

════════════════

CASOS ESPECIAIS DE FÓRMULAS ESTRUTURAIS

1º. caso: Á cidos com hidrogênios não ionizáveis

Na química inorgânica, destacam-se 2 ácidos de fósforo que apresentam

"H" não ionizáveis. Neste caso, o "H" não ionizável fica diretamente ligado ao "P".

H3PO3 - á cido fosforoso - tem 1 "H" não ionizável.

Sua fórmula estrutural é:

H3PO2 _ á cido hipofosforoso - tem 2 "H" não ionizáveis.

Sua formula estrutural é:

2º. caso: Peroxi-ácidos

Nos peroxi-compostos sempre está presente a forma [- 0 - 0 -].

EXERCÍCIOS

ExempIo:

(249) H2SO5 - ácido peroxissulfúrico


(250) H2S208 - ácido peroxidissulfúrico

0 0

↑ ↑

H – O - S - O – O – S – O - H

↓ ↓

O O

Sugestão:

Para maior facilidade, escreva o ácido sem o prefixo peroxi:

peroxissulfúrico ácido sulfúrico

peroxidissulfúrico ácido dissulfúrico

Em seguida,procure encaixar o O para formar o grupo peroxi.

(251) Escrever a fórmula do ácido pirofosfórico.

(252) Escrever a fórmula do peróxido de oxigênio ou água oxigenada.

3º. caso: Estruturas por tentativas

Os casos que não caem naqueles já estudados podem ser deduzidos

lembrando-se que:

- cada covalência normal "aumenta" um elétron para ambos os átomos

que se ligam.

- cada coordenada "aumenta" 2 elétrons apenas no átomo para o qual a

seta aponta.

Por outro lado, sabemos que os átomos tornam-se estáveis com o octeto

de elétrons.

EXERC Í CIOS

Exemplos:

(253) Seja o CO - monóxido de carbono.

C - tem 4 elétrons periféricos O - tem 6 elétrons periféricos

Solu çã o :

2 covalências e uma coordenada do

O para C.



(254) Seja o HCN - ácido cianídrico

Escrever as estruturas dos seguintes compostos:

Sugestão:

Nunca o oxigênio será átomo central.

(255) COC12 - cloreto de carbonila ou gás fosgênio

(256) HNC - ácido isocianídrico

(257) POCI3 - cloreto de fosforila

(258) SOC12 - cloreto de sulfurila

(259) N2H4 – hidrazina

══════

_________________

Ligação π (pi)

_______________

Imaginemos 2 átomos de nitrogênio se aproximando.

Cada um tem 5 elétrons periféricos e pretendem completar o octeto,

através de ligações covalentes. Serão 3 covalências normais.

Temos a molécula N2, onde os átomos completaram seus octetos.

À primeira vista, tem-se a impressão de que as 3 ligações covalentes são

iguais. Se examinarmos os orbitais numa representação espacial, veremos que uma

dessas ligações é diferente das demais.


O átomo de nitrogênio apresenta os orbitais "2p" incompletos:

ZPx1 , 2py 1 e 2pz

1

Quando os 2 átomos se aproximam, em primeiro lugar, os orbitais pxx irão

fundir-se, formando o orbital molecular ک p-p. Recordemos que este processo de

fusão de orbitais por uma aproximação dos mesmos é denominada de sobreposição

ou "overlap", característica das ligações ک<f (sigma) .

A ligação sigma aparece uma só vez entre 2 á tomos unidos por

coval ê ncias . A molécula "N2" apresenta 3 covalências: uma é ligação " ک p-p " e

ainda temos 2 outras espécies de covalências. Estas são as ligações "π" (pi) .

Vamos esclarecer o que é a liga çã o " π _" e como é o orbital molecular π.

Sejam 2 átomos "A" e "B" que possam emparelhar elétrons originando

covalências. Quando aparecerá entre eles a ligação π ?

É necessário que entre "A" e "B":

______________________________________________________________ a) Já exista uma ligação (sigma) .

b) Tanto "A" como "B" possuam orbitais "p" incompletos .___________________________________________________________________________

Os orbitais "p" vão se aproximando e diminuindo a dist â ncia internuclear ;

de repente, os orbitais "p" se fundem aparecendo em seu lugar o orbital molecular

"π" com dois elétrons de spins opostos.


ligações químicas -4

O "par" das regiões espaciais é que constituem um orbital "π_".

Reparem mais uma vez que a ligação "π" faz diminuir a distância

internuclear.

Assim, nos carbonos, numa ligação simples "C-C" onde se tem apenas

ligação "ک", a distância internuclear é de 1,54 Ǻ.

Quando esses átomos possuem uma dupla ligação "C=C", uma das

ligações é "ک"" e a outra é" π ". A distância internuclear neste caso é de 1,34 Â.


Voltemos ao caso do nitrogênio "N2". Nesta molécula, cada átomo possui 2

orbitais "p" incompletos, então, surgirão 2 ligações π.

O desenho acima, já inicia com os 2 átomos de nitrogênio ligados por ک. A

seguir virão os orbitais π.

Reparem mais uma vez que, à medida que aparecem as ligações π ,os

átomos vão se aproximando.



Por uma questão de comodidade didática, a ligação π será artificiosamente

indicada, esquematicamente, como a figura acima.

No caso da molécula de "N2" vê-se perfeitamente uma ligação ک e duas π.

As ligações π determinam planos que são perpendiculares entre si.

Finalmente, de modo resumido, as ligações π surgem quando existem

duplas ou triplas liga çõ es entre os átomos.

EXERC Í CIOS

Contar o número de ligações ک e π nos seguintes compostos

(260 )

(261) H - C = N - ácido cianídrico


(262) O = C = O - gás carbônico

(263) H - C = C - H - acetileno

(264) H – O – N ≡ N – O - H - ácido hiponitroso

(265) H - N - H - amônia

Ι

H

═════════════

E quando aparecer uma liga çã o coordenada ?

Neste caso, adote a notação moderna, ou seja: substitua a seta por um

traço. Isto pode ser feito na representação porque a liga çã o coordenad a difere da

covalente normal apenas pela origem dos elétrons que contribuem na ligação.

Então:

será

CO --► C ≡ O ---------------------- C ≡ O

representada

Sendo uma tripla, uma ligação é ک e duas serão π.

EXERC Í CIOS

Contar o número de ligações "ک" e "π", nos seguintes compostos .

(266) ácido nítrico - HNO 3

(267) ácido oxálico – H2C2O4

(268) ozona - O3

(269) ácido sulfúrico - H2SO4

(270) carbonato de sódio - Na2CO3

(271) ácido bórico - H3BO3



Hibrida çõ es parciais

Examinemos as ligações entre os

átomos de carbono na molécula de etileno.

Existem duas covalências sendo uma

ligação "ک" e uma ligação π.

Se existe uma ligação " π " é

porque cada átomo de carbono reservou

um orbital "p" incompleto afim de formar o

orbital molecular "ir".

Recorda-se que o carbono é um

átomo com 4 elétrons na camada externa;

normalmente, ele hibrida seus orbitais

atômicos "2s" e "2p" originando um átomo

de carbono "sp3" (hibridação tetraédrica),

utilizando-se um orbital "s" e três orbitais

"p".

Agora, no etileno, o carbono

precisa guardar um "p". Então, a hibridação

será do tipo "sp2", pois vai utilizar 1 orbital

"s'! e somente dois orbitais "p"

Abaixo está a seqüência da hibridação do carbono na forma sp2.


Como se vê, o átomo de carbono continua tetravalente: três orbitais "sp2"

para as ligações "ک" e 1 orbital "p" para a ligação π.

A figura acima mostra as ligações na molécula de etileno.

0 ângulo entre as ligações é de 120°.

Na ligação "C=C" uma delas é:

sp2-sp2 ک

e a outra é π.

Em H-C as ligações são do tipo:

.s - sp2 ک



Examinemos agora a molécula

de acetileno. Existem duas ligações π e

as restantes são ."ک" Mais uma vez

lembremos que, para ocorrer ligação "π"

é necessário que haja um par de orbitais

"p" incompletos.

Então, na molécula de acetileno,

cada átomo de carbono reservou 2

orbitais "p" para as ligações " π ".

Consequentemente, a

hibridação será feita por 1 orbital "s"

com 1 orbital "p" do tipo "sp"

Numa representação geométrica teremos:


O átomo de carbono continua tetravalente: 2 orbitais "sp" para as ligações

."e 2 orbitais "p" para as ligações "π "ک"

A figura acima mostra, esquematicamente, as ligações na molécula de

acetileno.

Observa-se que a molécula é linear.

Nas ligações C≡C, uma é do tipo " کSp-Sp" e duas são do tipo "p".

A ligação "H-C" é do tipo " کp-Sp" .



Examinemos agora a molécula de "CO2" (gás carbônico).

Entre o "C" e "O" existem duas ligações: uma é "ک" e a outra é "π".

Então, o átomo de carbono tem duas liga çõ es "π" e, naturalmente,

reservou dois orbitais "p".

A hibridação do carbono foi igual aquela do acetileno, ou seja, do tipo "sp".

0 oxigênio possui 2 orbitais incompletos "py" e "pz". O orbital "py" fará

ligação "ک" com o orbital "sp" do carbono; o orbital "pz" fará ligação "π".

A molécula de CO2 apresenta duas ligações " ک p-sp" e duas ligações "π".

A molécula é linear.


O átomo de carbono sofre hibridações parciais quando apresenta duplas e

triplas ligações.

Abaixo está o quadro que indica as hibridações e os ângulos entre as

valências num átomo de carbono.

EXERCÍCIOS

No hidrocarboneto acima, os ângulos formados pelas ligações entre os

carbonos 1-2-3 e 3-4-5 são, respectivamente:

(273) Com relação ao composto citado na questão anterior podemos

afirmar que:

a) o carbono 2 forma apenas três ligações sigma.

b) o carbono 4 forma apenas quatro ligações sigma.

c) o carbono 5 forma duas ligações sigma e duas ligações pi.

d) o carbono 3 forma duas ligações pi e duas ligações sigma.

e) o carbono 1 forma apenas duas ligações pi.



(274) Ainda com referência ao hidrocarboneto citado nas questões

anteriores, podemos afirmar que:

a) A distância entre os carbonos 1 e 2 é maior que a distância entre os

carbonos 3 e 4.

b) A distância entre os carbonos 4 e 5 é maior que a distância entre os

carbonos 2 e 3.

c) A distância entre os carbonos 4 e 5 é menor que a distância entre os

carbonos 1 e 2.

d) As distâncias entre os carbonos 1 e 2 e entre os carbonos 2 e 3 são

iguais.

e) Todas as distâncias entre os carbonos são iguais.

(275) Qual é o tipo de hibridação do carbono no ácido carbônico "H2C03"?

a) sp

b) sp2

c) sp3

d) sp4

e) nenhum dos anteriores

═════════════════════

_______________________

Hibridações especiais

____________________________

Vimos no capítulo da hibridação que os átomos que possuem 2, 3 ou 4_

el é trons na camada externa e se dispõem a efetuar covalências sofrem hibridações

entre seus orbitais "s" e "p".

Lembremos,ainda que os átomos com tais características eletrônicas

possuem na camada externa 1 orbital completo e pelo menos 1 "orbital vazio " .

Quando o átomo normal passava ao estado excitado, um el é tron do orbital

completo passava a constituir outro orbital, preenchendo o espaço que antes era

indicado como orbital vazio. Em seguida, os orbitais hibridizavam-se.

Existem átomos que não apresentam tais características, as vezes nem

passam pelo estado ativado e mesmo assim, produzem estruturas que somente

podemos aceitá-las justificadas, admitindo-se as hibridações de seus orbitais.

Alguns desses casos especiais serão tratados neste capítulo.


1º. caso: Hibrida çã o sp 3 do N no í on NH 4

O átomo de N tem a seguinte configuração eletrônica.

N K - 2 . . . ls2 Z = 7 L – 5 . . . 2s2 ,2p3 .

Eis a representação eletrôca na camada externa.

Quando o "N" efetua apenas 3

covalências normais, não ocorre

hibridação e teremos 3 ligações através

de seus orbitais "p".

É o caso do "NH3" que possui 3

ligações " ک s-p"

0 átomo de nitrogênio possui ainda um par de elétrons e poderá efetuar

uma ligação coordenada. Isto realmente ocorrerá quando o NH3 passar a íon NH4+

onde um dos hidrog ê nios está ligado através de uma covalência coordenada.

Qual seria a explica çã o desse fato atrav é s de seus orbitais?

Admite-se que haja uma

hibridação dos orbitais do N, sem que

o átomo passa pelo estado ativado.

Trata-se de uma hibridação

do tipo sp3 e portanto, no espaço, a

distribuição será em forma tetragonal.

Um dos orbitais híbridos já

está completo e somente aceitará

ligação coordenada.



No íon " NH4+" temos 4 l igações "کs-Sp3". Reparem que na

representação geométrica, a l igação coordenada confunde-se com a covalente

normal.

É por este motivo que muitos autores admitem que, na molécula de "NH3",

o N já está hibridi zado .

Seria uma hibridação do tipo "sp3" com 1 orbital completo, como

indica a figura (antes de efetuar l igações). 0 angulo teórico seria de 1090

28', enquanto que na realidade e de 106°.

Analogamente, este raciocínio é também aplicável a molécula de água. O

oxigênio teria sofrido uma hibridação do tipo "sp3", com 2 orbitais completos

e 2 orbitais que efetuariam as l igações com os átomos de hidrogênio.

Nesta diferente interpretação de hibridação para os casos da am ô nea e

á gua , teremos respectivamente os nomes: hibridação de pirámide trigonal e de

configura çã o em "V".

Para facil itar as visualizações espaciais, eis as moléculas de

CH4,""NH3" "H20", admitidas hibridações "sp3".


2º. caso: Hibrida çã o dsp 3 do P no PCI 5

0 átomo de "P" tem a seguinte configuração eletrônica:

Hormalmente o "P" comporta-se semelhante ao "N"; por exemplo, na

formação da fosfina ou fosfamina "PH3", as ligações são análogas às do "NH3".

No entanto, o átomo de "P" poderá produzir hibridações de todos os

orbitais da camada externa, em determinadas ligações como no "PC15", "PF5" e

"PBr5".

Vejamos a seguir, a seqüência da hibridação denominada "dsp3", porque

irão participar: 1 orbital "d", 1 orbital "s" e 3 orbitais "p".

Átomo de f ó sforo - camada M

Teremos 5 orbitais híbridos incompletos, destinados às ligações sigma. A

estrutura geométrica dos orbitais "dsp3" é de uma bi pirâmide triangular.



A molécula de "PCI5" possui 5 covalências do tipo " p-dsp3" > pois o cloro

efetua ligações pelos orbitais "p". Reparem que, nesta molécula, o fósforo não

respeita a regra do octeto, ele compartilha 10 elétrons na camada externa.

3º. Caso: Hibrida çã o "d 2 sp 3 " d o "S" na mol é cula "SF 6" .

0 enxofre tem a seguinte configuração:

Normalmente, suas ligações serão através de seus orbitais incompletos "py

e pz".

Análogo ao caso do fósforo; o enxofre poderá hibridar seus orbitais como

no "SF6" - (hexafluoreto de enxofre).

Teremos ent ã o, para a camada M:

Os orbitais híbridos "d2sp3"

distribuem-se no espaço numa estrutura

tetraédrica.

Reparem que o enxofre efetuara

6 covalências do tipo " p-d2sp3" na

formação da molécula de "SF6".


Na molécula de "SF6", o enxofre ficará com 12 elétrons na camada

periférica, Mais uma vez, estamos presenciando uma exceção à regra do octeto.

C LIGAÇÃO POLAR

E MOLÉCULA POLAR

A) Eletronegatividade

Chama-se eletronegatividade a tendência do átomo em atrair elétron para

a sua camada eletrônica. De modo geral, quanto mais elétron na periferia e quanto

menor o átomo, ele será mais eletro negativo. A medida da eletronegatividade será

descrita no capitulo da Classificação Periódica dos Elementos.



Apareceram diversos critérios para medir a eletronegatividade. Um deles,

talvez o mais aceito, é o da escala de "Linus Pauling", onde os principais elementos

eletronegativos são:

Nesta escala, o flúor é o mais eletronegativo, tendo-lhe sido atribuído o

valor 4; os demais valores foram calculador em relação ao valor adotado àquele

elemento.

Em resumo, esses números são como "notas" que os professores atribuem

aos seus alunos, para avaliar seu grau de conhecimento; no caso, é para avaliar a

tendência em atrair elétrons, quando um átomo está ligado a outro.

B ) Ligação polar

Quando se ligam dois átomos de

diferente eletronegatividade produzindo

ligação molecular (formação de orbital

molecular), o núcleo do átomo mais

eletronegativo irá atrair mais os elétrons do

orbital molecular. Ocorrerá uma

deslocalização das cargas e, diremos que a

ligação é polarizada.

Seja a ligação entre o hidrogênio e o

flúor.

Os orbitais incompletos são: "ls"

e"2pz" que efetuam a ligação "ک s-p"

Nesse orbital molecular, os elétrons

terão maior probabilidade de se encontrarem

mais próximo do núcleo de flúor. Dizemos

que, nessa região, e maior a densidade eletronica e teremos uma ligação polar. A

molécula é também denominada molécula polar que se comporta como um

minúsculo DIPOLO. A polarização é indicada por "σ+" e "σ"".


A ligação H-F é fortemente polar, o que se podia prever em vista da

grande diferença de eletronegatividade desses elementos.

∆ = 4,0 - 2,1 = 1,9

Numa ligação do tipo Br-Cl a diferença de eletronegatividade

é:

∆ = 3,0 - 2,8 = 0,2

tem-se então, uma ligação fracamente polar.

Na ligação Cl-Cl temos ∆ = 3,0 - 3,0 = 0, então é uma ligação totalmente

apolar e dizemos que a molécula CI2 é uma mo1 é cula apolar . Isto é aceitável, pois

se os átomos possuem a mesma eletronegatividade, as atrações de elétrons são

equivalentes. Disso se conclui que quase todas as substâncias simples moleculares

possuem moléculas apolares.

EXERC Í CIOS

(276) Qual das ligações é a mais polar?

a) C - F

b) C - Cl

c) C - Br

d) C - I

e) H - F

(277) Qual das ligações é a menos polar?

a) C - F

b) C - Cl

c) C - Br

d) C - I

e) C – H

(278) Qual das ligações é a menos polar?

a) P - F

b) O - C

c) O - H

d) Br - Cl

e) C - H

OBSERVAÇÕES:

- A ligação iônica surge quando a diferença de eletronegatividade entre os

átomos é muito grande. Poderíamos até conceber a ligação iônica como um caso de

excessiva polarização. De modo geral, excetuando casos do "H", pode-se dizer que

as ligações são predominantemente iônicas quando: ∆ > 1,7



Na molécula de "03" (ozona) temos uma ligação polar.

E que a ligação dativa entre átomos iguais

produz uma ligeira polarização.

Então, esta molécula é polarizada.

C) Momento polar

Vamos imaginar duas placas metálicas,

inicialmente descarregadas, como indica

a figura.

Agora imaginemos uma mol é cula polar

i nclinada, em relação as paredes da

placa.

Ligando os terminais das placas a uma

fonte elétrica, aparecerão nestas placas

cargas positivas e negativas. A molécula,

imediatamente, será orientada

desviando-se da posição inicial.

Esta tendência, maior ou menor, em se

orientar diante dessa eletrização das

placas, é que denominamos de

MOMENTO DIPOLAR (μ).

Trata-se de uma grandeza

vetorial (que tem intensidade, direção e

sentido), sendo que a sua intensidade é

diretamente proporcional à carga elétrica

efetiva de um dos pólos e à distância

entre essas cargas.


Num orbital não se pode dizer que as cargas elétricas estão concentradas

em apenas 2 pontos; existe a região negativa e a região positiva.

No entanto, podemos imaginar hipoteticamente que as cargas positivas e

as cargas negativas estão concentradas nos pontos ocupa dos pelos núcleos dos

átomos em ligação. Estas cargas, iguais e de sinais contrários (+q) e (-q) seriam as

cargas efetivas da ligação polar. Evidentemente, a distância internuclear será,

então, o " ℓ" (distância entre as cargas).

Definição de vetor momento dipolar: μ→

Trata-se de vetor que possui as seguintes características:

1) Módulo: |μ→| = q . ℓ

onde:

q - valor absoluto da carga elétrica efetiva

ℓ - distância internuclear

2) Dire çã o : É aquela que passa pelos núcleos dos átomos em ligação.

3) Sentido: Por conven çã o é do positivo para o negativo, ou seja, de um

núcleo para o outro núcleo que mais atrai os elétrons.

A unidade para medir a polarização de uma ligação é o Debye (D)

Por definição, o Debye é o momento produzido por uma molécula

hipotética que teria uma distância internuclear de 1 Ǻ (Angstron) e uma carga

efetiva igual em valor absoluto a 10-10 unidades eletrostáticas em cada pólo.

Apenas para exemplificar:

De quantos "D" (Debyes) seria o momento dipolar de uma molécula

hipotética, que tivesse a carga efetiva igual de 1 elétron no polo negativo e uma

distancia de 1 Ǻ?

q (1 elétron) = 4,8 x 10-10 unidades eletrostáticas

ℓ = 1 Ǻ

μ = q x ℓ, = 4,8 x 10-10 = 4,8 D

O momento dessa molécula seria de 4,8 Debyes.



Exemplos de alguns valores de μ;

D) Molécula Polar

Vimos que átomos de diferentes

eletronegatividades produzem ligações

polares. A cada ligação polar associa-se

um vetor momento polar.

Uma molécula pode ter mais de

uma ligação polar. É o caso da molécula

de água, cuja estrutura é angular.

A ligação "H-O" é polar e pode-se

associar o vetor (μ→).

Os vetores (μ→) produzem um

vetor soma, (μ→r) que vale

aproximadamente 1,8 D, confirmando que

se trata de molécula polar.

O que se faz na prática é o

inverso. Pode-se de terminar o valor de

(μ→) por meios experimentais e concluir-se

que a molécula de água é angular. Se a

molécula fosse linear (H-O-H), os vetores

iriam se anular e ela não seria polar o que iria contradizer os fatos experimentais.

Vejamos agora o CO2 (g á s carbônico)

Nesta molécula, cada átomo de oxigênio liga-se ao carbono. Esta ligação é

bastante polar.


Num orbital não se pode dizer que as cargas elétricas estão concentradas

em apenas 2 pontos; existe a região negativa e a região positiva.

No entanto, podemos imaginar hipoteticamente que as cargas positivas e

as cargas negativas estão concentradas nos pontos ocupa dos pelos núcleos dos

átomos em ligação. Estas cargas, iguais e de sinais contrários (+q) e (-q) seriam as

cargas efetivas da ligação polar. Evidentemente, a distância internuclear será,

então, o " ℓ" (distância entre as cargas).

Definição de vetor momento dipolar: μ→

Trata-se de vetor que possui as seguintes características:

1) M ó dulo : ן μ→ן = q . ℓ

onde:

q - valor absoluto da carga elétrica efetiva

ℓ - distância internuclear

2) Dire çã o : é aquela que passa pelos núcleos dos átomos em

ligação.

3) Sentido: Por conven çã o é do positivo para o negativo, ou seja, de

um núcleo para o outro núcleo que mais atrai os elétrons.

A unidade para medir a polarização de uma ligação é o Debye (D)

Por definição, o Debye é o momento produzido por uma molécula

hipotética que teria uma distância internuclear de 1 Ǻ (Angstron) e uma carga

efetiva igual em valor absoluto a 10"10 unidades eletrostáticas em cada pólo.

Apenas para exemplificar:

De quantos "D" (Debyes) seria o momento dipolar de uma molécula

hipotética, que tivesse a carga efetiva igual de 1 elétron no póIo negativo e uma

distância de 1 Ǻ?

q (1 elétron) = 4,8 x 10-10 unidades eletrostáticas

ℓ = l Ǻ

μ = q x ℓ, = 4,8 x 10"10 = 4,8 D

0 momento dessa molécula seria de 4,8 Debyes.



Exemplos de alguns valores de y;

D) Molécula Polar

Vimos que átomos de diferentes

eletronegatividades produzem ligações

polares. A cada ligação polar associa-se

um vetor momento polar.

Uma molécula pode ter mais de uma

ligação polar. É o caso da molécula de

á gua, cuja estrutura é angular.

A ligação "H-0" é polar e pode-se

associar o vetor (μ→).

Os vetores (μ→) produzem um vetor

soma, (μ→r) que vale aproximadamente

1,8 D, confirmando que se trata de

molécula polar.

O que se faz na prática é o inverso.

Pode-se de terminar o valor de (μ→) por

meios experimentais e concluir-se que a

molécula de água é angular. Se a

molécula fosse linear (H-O-H), os

vetores iriam se anular e ela não seria polar o que iria contradizer os fatos

experimentais.

Vejamos agora o CO2 (gás carbônico)

Nesta molécula, cada átomo de oxigênio liga-se ao carbono. Esta

ligação é bastante polar.


Experimentalmente,verifica-se que

a molécula de " CO2," é APOLAR.

Conclus ã o:

A molécula de "CO2" De fato,

deve ser linear, essa conclusão pode ser

aceita desde que se admita que o carbono

nessa molécula sofra uma hibridação do

tipo "sp".

Aí, os vetores se anulam pois, o

ângulo entre 2 ligações no carbono "sp" é de 180°.

Examinemos agora a mol é cula de CC1 4 (tetracloreto de carbono).

Podemos prever, através de um

estudo teórico, se a molécula é polar ou

apolar.

O carbono tem 4 ligações polares

e, a disposição espacial é tetraédrica

(hibridação sp3).

Cada ligação C-Cl admite um

vetor (μ→) . Somando esses vetores 2 a 2

teremos 2 vetores resultantes parciais

(μ→) e (μ→2).

Acontece, que eles estão num

mesmo eixo direcional possuem a mesma

intensidade e sentidos opostos.

Conclus ã o :

0 (μ→) resultante final é ZERO e a

molécula é APOLAR, o que de fato é

comprovado por medidas experimentais.



RESUMO:

1) Se uma molécula não possui ligação polar, evidentemente, a

molécula será APOLAR.

Exemplos : F2, H2, P 4, etc.

2) Se a molécula tiver ligações polares então, poderá ser P0LAR ou

APOLAR.

Como sabemos se a molécula é polar ?

___________________________________________________________________________

a) Escreva a fórmula estrutural espacial da molécula, respeitando os

ângulos entre as ligações.

b) Assinale os vetores (μ→) para todas as ligações polares.

c) Efetue a soma dos (μ→).

____________________________________________________________________________

Somente se a Σμ→ for igual a ZERO, pode-se confirmar que a

molécula é APOLAR.

A observação prática leva-nos a reparar que moléculas simétricas são

apolares e moléculas assimétricas são polares.

EXERC Í CIOS

Verificar se a molécula é polar ou apolar:

(279) HC1 (280) S8

(281) CH4, (282) BF3

(283) CS2 (284) HCC13

(285) NH3 (286) N2

E) Constante dielétrica - Є

O dispositivo desenhado ao lado é um

condensador constituído de duas placas planas

que recebem cargas elétricas porque as mesmas

estão submetidas a uma tensão "U".


Entre as placas encontra-se uma substância isolante que constitui o

"meio" do condensador.

Este dispositivo serve para armazenar energia el é trica .

A energia armazenada também depende do "meio" desse

condensador.

Quanto mais polar e mais mol é culas

tiver o "meio", maior será a energia

acumulada.

A explicação é a seguinte: as

moléculas polares ocupam o espaço

entre as placas mas, não possuem

uma orientação direcional enquanto

as placas estão descarregadas.

No momento que aparecem as cargas

nas placas, as moléculas polares

exigem uma energia para sua

orientação. Isto significa maior

acúmulo de energia no sistema e,

dizemos que esse meio possui uma

constante dielétrica (Є) elevada.

Em outras palavras : Se a subst â ncia

colocada entre as placas for polar,

diremos que se trata de um material de elevada constante dielétrica (Є).

No sistema eletro-estático (C.G.S.) foi tomado convencionalmente (Є = 1)

para o vácuo. Os valores de (Є) para outras substâncias foram calculados em

relação ao do vácuo.

De modo geral, se o material entre as placas é gasoso, temos poucas

moléculas, a energia acumulada nessas moléculas é muito pequena e teremos

uma constante dielétrica próxima do vácuo (E =1).

Exemplos:



Para as substâncias no estado líquido é que se observa uma

grande diferença entre moléculas POLARES e APOLARES.

Vê-se que as moléculas polares apresentam (Є) elevados. Isto quer dizer

que esses materiais são capazes de armazenar maior energia elétrica num

condensador.

Teoricamente, as mol é culas apolares deveriam ter (Є≈1) pois, não se

orientam dentro de placas eletrizadas. Na verdade, as cargas das placas acabam

polarizando ligeiramente essas moléculas (e uma polarização induzida, ou seja,

provocada). Esta é a razão do benzeno e do "CCl4' possuírem (Є ≈ 2) .

EXERC Í CIOS

(287) Dentre as seguintes substâncias no estado líquido, qual delas

apresenta maior constante dielétrica?

a) HCC13 c) CCl4

b) CH4 d) CS2

_______________________________

F) Ponte de Hidrogênio

_______________________________

Vimos que o "HF" é uma molécula polar. Quando a polarização é muito

intensa como no "HF" , as moléculas passam a se atrair. Dai resultam moléculas

"H2F2" , _"H3F3" e até "HnFn ", dependendo da tempe ratura. Acima de 88°C, só

existem moléculas " HnFn ", pois a agitação térmica é muito forte.


Pois bem, as liga çõ e s entre mol é culas

polares, onde um dos p ó los e o

hidrog ê nio , são denominadas pontes de

hidrog ê nio ,sendo indicadas por pontos

(...).

Trata-se de um tipo de ligação

intermolecular.

As pontes de hidrogênio aparecem

normalmente nos estados sólido e

l íquido

Somente o H2F2 é que apresenta pontes

de hidrogênio no estado gasoso.

Outro caso interessante de pontes de hidrogênio é na água.

O vapor de água não possui pontes de hidrogênio.



A água líquida já apresenta aglomeração de moléculas através das

pontes de hidrogênio.

O gelo é um sistema ordenado de moléculas de água que se ligam

através das pontes de hidrogênio. Como as moléculas de "H2O" possuem

dipolos localizados, forma-se uma estrutura que deixa muitos "vazios" entre

as moléculas. Daí, o fenômeno da expansão de volume quando a água

liquida transforma-se em gelo.

As moléculas de água, no gelo, formam hexágonos reversos. É por esse

motivo que, ao analisar neve ao microscópio, encontra-se sempre cristais com 6

pontas.

As pontes de hidrogênio aumentam as forças de coesão entre as

moléculas. Isto explica a maior dificuldade dessas moléculas passarem ao

estado gasoso. Em outras palavras, explica o elevado ponto de ebulição de

substâncias que possuem pontes de hidrogênio.

1º. exemplo: Comparemos o álcool etílico (álcool comum) e éter

etílico (éter comum).


Como já explicamos no LIVRO I, passar uma substância ao estado gasoso é

fazer com que suas moléculas "voem". Ora, moléculas de pesos moleculares baixos

teriam maior facilidade em sofrer ebulição. Por que então, o éter que tem peso

molecular maior (P.M. = 74) tem ponto de ebulição menor que o álcool etílico

(P.M. = 46)?

A resposta é simples: somente no álcool etílico existe hidrog ê nio ligado ao

oxigênio. Este hidrogênio é polarizado e consegue atrair o oxigênio de outra

molécula formando ponte de hidrogênio. Desta forma, moléculas são atraídas entre

si pelas pontes de hidrogênio, que causam a dificuldade em separá-las e se

tornarem gases.

2º. exemplo: Sejam as moléculas de orto-clorofenol e para-clorofenol:

A forma orto apresenta uma ponte de hidrog ê nio intramolecular , isto

é, entre o "H" do grupo "OH" e o cloro da própria molécula.

Já a forma para de mesmo peso molecular apresenta pontes de hidrogênio

com moléculas vizinhas, uma vez que o "H" do grupo "OH" está agora, muito

"longe" do cloro da mesma molécula.

Ent ã o , qual deles terá maior ponto de ebulição?

Experimentalmente, tem-se verificado que a forma orto tem P.E. = 176

°C e a forma para P.E. = 217 °C.



EXERC Í CIOS

(283) Qual das substâncias abaixo, no estado líquido apresenta

pontes de hidrogênio?

a) HC1 d) SiH4

b ) CH 4 e) BeH2

C) H2

(289) Qual das substâncias abaixo apresenta ponte de hidrogênio

mais forte?

a) HC1 gasoso c) H2O gasoso

b) NH 3 líquido d) H2S líquido

(290) Qual das substâncias abaixo apresenta maior ponto de

ebulição?

a) CO2 c) H2S

b) NH3 d) CH4

______________________________________

Ligação de Van der Waals

______________________________________

Sejam os átomos dos elementos nobres: Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio,

Xenônio e Radônio. Eles são átomos de grande estabilidade e no estado gasoso são

realmente monoatômicos. Será que existe alguma força de atração entre os

átomos de um desses elementos?

Seja o Neônio, por exemplo; se não existisse

nenhuma atração atômica, esse elemento

deveria passar diretamente do estado

gasoso para o s ó lido quando a energia

cin é tica fosse nula, ou seja, exatamente o O0

K elvin. Mas isso não é verdade: o gás passa ao

estado líquido e depois ao estado sólido

antes do ZERO ABSOLUTO, quando os

á tomos ainda possuem energia cinética.

Então, embora eles queiram movimentar-se

livremente, existem forças que mantêm

esses átomos unidos.

Acima está o gráfico dos pontos de ebulição desses elementos nobres. No

eixo das abcissas foi escolhido o n ú mero at ô mico .


Como os átomos se atraem entre si?

A resposta foi sugerida pelo físico holandês Johannes Diderik Van der

Waals, com a teoria da polarização temporária e induzida.

Segundo Van der Waals, à

medida que os átomos vão sendo

aglomerados , eles não apresentar ã o

seus elétrons distribuídos

simétricamente a todo instante. A

deslocalização de certos elétrons num

átomo já causa uma pequena

polarização neste átomo.

Por outro lado, el é trons de um á tomo repelem el é trons de outros átomos e

atraem núcleos vizinhos. Um átomo já "deformado" eletricamente causa induções

elétricas mais sensíveis nos átomos vizinhos. Dizemos que os átomos sofreram uma

polariza çã o induzida. Em outras palavras: Se um átomo apresentar distribuição

eletrônica"deformada", este desencadeia uma seqüência de polarizações por

indução.

Os átomos, mesmo no estado sólido, estão em vibração, razão pela qual

essa polarização fica sujeita a alterações. Evidentemente, no estado líquido, esta

polarização sofre mudanças mais rápidas, pois a todo instante, átomos rolam uns

sobre outros. No estado gasoso, a polarização é praticamente desprezível, em face

da grande distância entre os átomos. Como a polarização pode aumentar ou

diminuir de intensidade, diz-se também que é tempor á ria .

As forças,que unem os átomos através dessas polariza çõ es induzidas , são

chamadas ligações de Van der Waals.

Os elementos nobres quando liq ü efeitos ou solidificados apresentam

apenas ligações de Van der Waals. A polariza çã o induzida e muito fraca, mesmo nos

sólidos, o que resulta que as liga çõ es de Van der Waals s ã o as mais fracas

entre todas as liga çõ es .

Por este motivo, os átomos dos elementos nobres entram em ebulição

muito antes de 0°C.

A ligação de Van der Waals é

também a responsável pelas

atrações intermoleculares nos

líq uidos e sólidos constituídos de

moléculas apolares. Por exemplo,

no cloro sólido, a ligação que une Cl-

Cl para formar a molécula é a

ligação covalente normal.



Aquelas que mantêm as moléculas unidas entre si, por exemplo, no

estado sólido, são as ligações de Van der Waals.

Vamos exemplificar líquidos, onde as coesões entre as moléculas são

mantidas apenas pelas ligações de Van der Waals.

Examinemos algumas substâncias desse tipo e seus pontos de

ebulição.

São dois os fatores que explicam a diferença desses pontos de ebulição:

a) N ú mero de elétrons em cada molécula

Quanto mais elétrons tiver a molécula maior será a intensidade de

polariza çã o induzida e mais acentuadas serão as forças de Van der Waals.

b) Peso molecular

Para que moléculas passem ao estado gasoso, não basta apenas separá-

las, mas, é preciso fornecer-lhes energia cinética suficiente para que se movam

rapidamente, e consigam "fugir” do estado líquido. Ora, quanto maior o peso

molecular maior ser á a energia cin é tica necess á ria o que se traduz em maior

temperatura.

No exemplo já citado, comparemos os pontos de ebuli çã o com os pesos

moleculares e n ú meros de el é trons por mol é cula .


Mol é culas isoeletrônicas e pontos de ebuli çã o

Examinemos agora algumas séries de hidretos com mesmo n ú mero

de el é trons ou também denominadas MOLÉCULAS ISOELETRÔNICAS.

a) com 10 elétrons:

HF - H20 - NH3 - CH4

P.M. 20 18 17 16

P.E. 292 373 240 112 (°K)

b) com 18 elétrons

HC1 - H2S - PH3 - SiH4

P.M. 36,5 34 34 32

P.E. 188 213 188 161 (°K)

c) com 36_ elétrons

HBr - H2Se - AsH3 -G eH4

P.M. 81 81 78 76,5

P.E. 206 231 218 183 (°K)

Os elementos em foco, ligados ao hidrogênio, pertencem

respectivamente aos grupos VII, VI, V e IV.

Coloquemos num gráfico, os pontos de ebulição nas ordenadas e os

grupos dos elementos nas abcissas.

Em cada série, as moléculas são

isoeletrônicas e os pesos moleculares

n ão se apresentam muito diferentes.

Então, os pontos de ebulição deveriam

ser bastante próximos.

Explica çã o :

Agora não podemos levar em conta

apenas as forças de Van der Waals na

união dessas moléculas no estado

liquido. Muitas delas são moléculas

polares e apresentam pontes de

hidrog ê nio.

As moléculas que apresentam pontes

de hidrogênio possuem uma

polarização permanente. Em cada serie, quanto maior for o ponto de ebulição,

significa que existem pontes de hidrogênio mais fortes.



O CH4, SiH4 eGeH4 são mol é culas

apolares e não apresentam pontes de

hidrogênio.

0 exagerado ponto de ebulição da

á gua deve-se ao fato de, além do

oxigênio ser muito eletronegativo,

cada molécula de H2O apresentar 2

( duas) pontes de hidrog ê nio no á tomo

de oxi g ê nio . Já no NH3 e HF, tanto o N

como o F só apresentam uma ponte

de hidrogênio.

EXERCÍCIOS

(291) Quando temos Argônio líquido, as ligações que unem os

átomos é do tipo:

a) covalente c) iõnica

b) ponte de hidrogênio d) Van der Waals

(292) Na amônia líquida encontram-se predominantemente as

ligações

a) apenas covalente

b) covalente e Van der Waals

c) covalente e ponte de hidrogênio

d) iônica e Van der Waals


(293) Quando o hidrogênio líquido passa para o estado gasoso

são rompidas:

a) pontes de hidrogênio

b) ligações covalentes

c) covalentes e pontes de hidrogênio

d) apenas ligações de Van der Waals

(294) Qual dessas ligações é mais fraca?

a) eletrovalente c) ponte de hidrogênio

b) covalente d) Van der Waals

(295) Qual das seguintes substancias apresenta ponto de

ebuliçao mais elevado?

a) O2

b) CI2 CI – 35,5 F - 19

c) N2 O-16 N - 14

d) F2

(296) A água de P.M. = 18 apresenta ponto de ebulição maior do

que o H2S de P.M. = 34. Isto se deve:

a) às ligações de Van der Waals mais fortes na água

b) às ligações covalentes mais fortes na água

c) às pontes de hidrogênio mais fortes na égua

d) nenhuma das respostas anteriores

(297) Entre os hidretos: CH4, SiH4, GeH4 e SnH4, qual deles

apresenta ponto de ebulição mais elevado?

a) CH4 c) GeH4

b) SiH4 d) SnH4

(298) Na questão anterior, a explicação é devida:

a) a ponte de hidrogênio mais forte

b) ao maior peso molecular e mais elétrons por molécula

c) ser não metal, semi-metal e metal

d) à diferentes tipos estruturais das moléculas



_________________________________

Fusão e dissolução de um sal

________________________________________

Já foi revisto no início deste capítulo que os sais são compostos iònicos e

que no estado sólido eles constituem retículos cristalinos bem definidos, ou seja,

possuem empilhamentos ordenados de íons.

Vejamos as causas capazes de destruir o empilhamento desses íons. Pode-

se dar por 2 processos: fus ã o e dissolu çã o do sal .

A) Fusão

Fundir um sal é agitar

termicamente a pilha de íons

ordenados até provocar o

desmoronamento.

Provocada a fusão, os íons

passam a rolar uns sobre os outros.

Durante a fusão, toda

energia é gasta apenas para libertar

os íons do retículo cristalino. A.

temperatura mantém-se constante durante a fusão. Esta será a temperatura de

fusão (P.F.).

A temperatura de fusão de sais está ligada diretamente à distância

internuclear e à carga do íon.

Para íons de mesma carga, quanto maior a distância internuclear

menores serão as forças de atração e então MENOR será a temperatura de

fusão:

Exemplos:


Com relação à carga do í on quanto maior for essa carga maior será a

atração entre os tons e, teremos ponto de fusão MAIOR. Comparem os "P.F." do

quadro abaixo com os "P.F." do quadro anterior, para substâncias que apresentam

distâncias internucleares próximas.

B) Dissolu çã o em líquido polar

A dissolução de um sal é uma outra forma de romper o retículo cristalino.

Trata-se de um fenômeno superficial, ou seja; os íons superficiais do cristal sofrem

uma intera çã o com as mol é culas do solvente"". É necessário que essas

moléculas sejam POLARES.

Suponhamos que o solvente

seja a água e o sal o "NaCl".

Diante de um íon Na+ a

molécula de água volta a sua

face negativa para a aquele

ío n.

Eles se atraem mutuamente e

realmente a molécula de água

acaba "colando" no íon Na+.



Dizemos que o íon está "solvatado" e, em particular, no caso da

água, dizemos que o íon está "hidratado".

Cada íon solvata-se com determinado número de moléculas, dependendo

do tamanho e carga desse íon. Esse número é chamado de n ú mero de coordena çã o

de solvata çã o e no caso da água é geralmente 4 ou 6.

O Na + hidrata-se com 6 moléculas de água e diremos que se trata

de uma solvata çã o octa é drica .

0 mesmo acontece para o íon Cl- neste caso as moléculas de água ficam

com os hidrogênions (positivos) voltados para o Cl-. O Cl- hidrata-se com 4

moléculas de água e temos uma hidratação tetraédrica.

Na realidade, a dissolução de um sal (A+B- ) na água é dada

pela equação:


Vejamos de modo global o fenômeno da dissolução do "NaCI".

As moléculas de água bombardeiam a superfície do cristal "NaCl",

conseguindo interpenetrar-se entre os íons.

Na eletrostática, quando duas cargas elétricas opostas (Q e q) se atraem,

temos a fórmula de Coulomb, que relaciona a força de atração com essas cargas.

(Є) é a constante dielétrica do meio (material entre as

cargas).

(d) é a distância entre as cargas.

A figura acima representa as moléculas de água bombardeando a

superfície do cristal e interpenetrando entre os íons Na+ e Cl".

A água é uma molécula muito polar e apresenta constante dielêtrica

"Є = 80".



Isto quer dizer que a atração entre Na+ e CI¯ diminui de 80 vezes, razão

pela qual esses íons se separam, ocasionando a solubilidade do sal na água.

Isto não aconteceria se a molécula do solvente fosse APOLAR, pois de modo

geral, os líquidos apolares (principalmente orgânicos) apresentam (Є ≈ 2). A força

de atração iônica é ainda suficientemente grande e mantém os íons unidos. O

(Na+Cl¯) é insolúvel na gasolina porque esse liquido é um solvente apolar.

Em outras palavras:

"Substancias iônicas são solúveis apenas em solventes polares".

Por outro lado, a naftalina (molécula apoiar) é insol ú vel na á gua e sol ú vel

em solvente apolar como na gasolina.

A sacarose (açúcar) é solúvel na água, pois as moléculas de sacarose

possuem hidrog ê nio polarizado (-OH).

Em relação ã solubilidade vale a lei do Similis-similis: o semelhante

dissolve o semelhante.

Subst â ncias i ô nicas e polares são solúveis em solventes POLARES e

substancias apolares são solúveis em solventes apolares.

Quando a molécula é relativamente grande e possui parte polar e parte

apolar, será uma molécula parcialmente solúvel tanto na substância polar como

na apolar.

Substâncias desse tipo são, por exemplo, os detergentes. Os detergentes

mais antigos são os próprios sabões comuns. Eles possuem moléculas com 16, 17

ou 18 carbonos e radical polar. Uma de suas moléculas é:

Representaremos

assim: ☼ “ parte polar “

Geralmente, um tecido fica impregnado com

mol é culas org â ni cas apolares, que são

insolúveis na água. As moléculas do sab ã o ,

através da parte apolar, conseguem

dissolver essas impregnações. Por fim, esta

solução, sabão-impregnação,pode ser

emulsionada na água já que as moléculas do

sabão possuem o radical -COO]¯ que é

polar. Sendo capaz de solvatar-se com

moléculas de água.

O que se acaba de concluir é que a

operação "lavar roupa com sabão" não é um fenômeno químico, mas sim, apenas

uma estratégica dissolução das impregnações, ou seja, um fenômeno físico.


D ESTRUTURAS ESTRUTURAS

DAS MOLDAS MOLÉÉCULASCULAS

Nas representações que seguem vamos utilizar a concepção (átomo

=_bolinha de Dalton). Poderemos visualizar melhor a disposição dos átomos nas

moléculas, teremos um modelo mais real e inclusive, poderemos prever,

aproximadamente, o â ngulo entre as liga çõ es nessa molécula.

1 a. parte:

_______________________________________________________________

Átomos que obedecem à regra do octeto

_____________________________________________

Lembremos inicialmente que um par de el é trons (spins opostos) pode-

se encontrar:

a) Num orbital atômico (não é ligação)

b) formando uma ligação covalente normal

c) formando uma ligação dativa

Exemplo: No íon H30+ o oxigênio apresenta esses tipos de ligações.

Recordemos que, uma vez efetuada a ligação dativa, ela adquire todas as

características da ligação covalente normal, razão pela qual substituímos a seta

() por um traço ( — ).



Como podemos prever o â ngulo entre 2 liga çõ es?

As respostas aparecerão ã medida que formos estudando as

estruturas das moléculas.

__________________________________________________________________________

I) O octeto só tem simples ligações - ESTRUTURA TETRAÈDRICA

__________________________________________________________________________

Sejam as moléculas, onde o átomo central efetua apenas ligações simples

(normais ou dativas) e tem 8 elétrons periféricos.

Teremos 4 pares de elétrons, podendo ou não constituir ligações químicas.

Esses pares de elétrons localizam-se no átomo segundo as posi çõ es dos

v é rtices de um tetraedro regular, tendo o núcleo como centro desse tetraedro.

Admite-se que o átomo sofreu uma hibrida çã o sp 3.

ROTEIRO PARA DESENHAR A ESTEREOESTRUTURA DA MOL É CULA.

1) Escrever a fórmula estrutural plana.

2) Substituir as setas da ligação dativa por tra ç os .

3) Desenhar o tetraedro com os pares de elétrons nos vértices.

4) Desenhar os átomos esféricos.

Exemplos:

- Seja o HC103

Para que o assunto fique mais racionalizado vamos dividir em 3

casos:

1º. caso:

Existem 4 radicais com 1igações

simples.

A estrutura é esta desenhada ao

lado.


De fato, aplicando a regra, existem 4 átomos ligados nas posições

dos vértices de um tetraedro regular.

Seja o metano CH4.

Se os 4 radicais são iguais, o ângulo entre 2 ligações quaisquer é

de 109°28".

No HC1O4 os 4 radicais não são iguais. As

repulsões entre os radicais são diferentes e

teremos pequenas alterações. Porém, o

ângu lo é bem próximo a 109°28'.

Analogamente para o H2SC4,

Exemplos de outras moléculas ou íons que apresentam estruturas

semelhantes:

NH 4+, PO4≡ , SIH4, GeH4, H3ASO4, etc.

Se o SiF4, tem estrutura tetraêdrica, terá também o XeF4

(tetrafluoreto de xenônio)? Resposta: N Ã O .



Por que?

Se o leitor observar, o SiF4 obedece à regra do octeto. Já no XeF4, o

xenônio é um gás nobre e já tem oito elétrons periféricos.

Se existem 4 ligações covalentes, o xenônio tem mais 4 elétrons

de ligação totalizando 12 elétrons periféricos.

Lembre-se:

A estrutura tetraédrica é somente para átomos que obedecem à

regra do octeto.

EXERCÍCIOS

(299) Qual das seguintes moléculas ou íons não apresenta estrutura

tetraédrica?

a) GeCl4 c) BF4

b) CCl4 d) SeCI4

2º. caso:

Existem 3 radicais com 1iga çõ es simples

Evidentemente, se obedece a regra do

octeto, existe um par de elétrons num orbital

at ômico. A estrutura ê tetraédrica, mais

precisamente, uma pir â mide trigonal .

O ângulo entre 2 ligações deve ser de

109°28', provávelmente, com pequena

variação.

Seja a molécula de amônia NH3


O ângulo real da ligação "H - N - H" é 106°45', verificado

experimentalmente.

Estruturas semelhantes temos para PCI3, NC13, PH3, AsH3, etc, pois, nessas

moléculas existem átomos que tem 5 el é trons periféricos e que com 3 liga çõ es

covalentes completam o octeto.

Não é necessário que os três radicais sejam iguais.

Exemplo: HC103.

EXERC Í CIOS

(300) Das moléculas abaixo indicadas, assinale aquela que n ã o

possui estrutura de pirâmide trigonal.

a) PBr3 c) HBr03

b) CIF3 d) HIO3

3º. caso:

Existem 2 radicais com simples liga ções

Agora existem 2 pares de elétrons

periféricos sem ligações. Os pares de

el étrons ainda ocupam vértices de um

tetraedro regular.

O ângulo teórico é109°28', porém na

realidade ocorrem desvios e agora mais

acentuados que nos casos anteriores.

É também denominada estrutura V.



Seja a molécula de água:

Na molécula de água o ângulo

entre as ligações é de 104°30'.

No H2S já é de 92°. Por causa

desses desvios apreciáveis,

prefere-se justificar essas ligações

atrav és de orbitais "s" e "p" como

vimos na página.

Analogamente aos casos anteriores, os radicais podem ser diferentes.

Exemplo: HC102.

______________________________________________________________________

II) 0 octeto tem uma dupla ligação - ESTRUTURA TRIGONAL

________________________________________________________________

Trata-se da hibridação sp2. O átomo central tem 8 elétrons periféricos onde

um par constitui a ligação π. A ligação π efetua-se na direção de uma ligação ک .

Temos, então, 3 pares de elétrons que ocupam os vértices de um triângulo

equilátero. 0 núcleo do átomo ocupa o centro do triângulo.

Exemplo: S03.


Possuem ângulos entre as ligações de 120°. É verdade que se os

radicais forem diferentes poderá ocorrer pequeno desvio angular.

Estruturas trigonais aparecem também nos ácidos HN03, H2C03, etc.

Quando um átomo possui uma dupla ligação, pode ocorrer que só exista

mais um radical. O outro par de elétrons estará num orbital atômico.

Exemplo: S02

O ângulo entre as 2 ligações é próximo de 120°.

_______________________________________________________________________

III) O octeto tem 2 duplas ou 1 tripla ligação - ESTRUTURA LINEAR

__________________________________________________________________

Trata-se agora de uma hibridação "sp". Existem 2 ligações u e restam 2

pares de elétrons que se localizam em posições diametralmente opostas. Dizemos

que a molécula é LINEAR.

Exemplo: CO2.



É também o caso do acetileno: H - C ≡ C - H.

2a. parte

________________________________________

Átomos que não obedecem

a regra do octeto

__________________________________________

Estudando as estruturas de um modo mais geral, pode-se prever a

geometria molecular através do número de elétrons na camada periférica.

A regra abaixo vale para átomos que sigam ou n ã o a regra do octeto.

Dada uma mol é cula :

a) deve-se "Contar" o total de elétrons periféricos.

b) deve-se para cada ligação π subtrair 2 elétrons.

c) 0 número de pares de elétrons restantes (ligados ou não ligados)

determinam a estrutura.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

2 pares........... estrutura linear.

3 pares ........... estrutura triangular ou trigonal.

4 pares ........... tetraédrica.

5 pares ........... pirâmide trigonal.

6 pares ........... octaédrica.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

d) Os átomos ocupam no espaço a disposição mais simétrica possível.

Exemplos:

BF3 - O boro tem aqui 6 elétrons.

- nenhuma ligação π;

então, são 3 pares de elétrons.

L ogo a estrutura é trigonal.

Seja o CIF3.

- O Cloro já tinha 7 elétrons.


com 3 ligações covalentes teremos 10 elétrons, ou

se ja, 5 pares.

Será,então, uma estrutura de bipirâmide trigonal.

Considerando apenas os á tomos ligados , podemos dizer que temos

uma estrutura triangular.

Seja o SF6.

- S já tinha 6 elétrons.

- com_mais 6 elétrons de ligação totalizam 12 elétrons.

- Serão 6 pares e teremos uma estrutura octaédrica.

Seja o XeF4.

- Xe já tinha 8 elétrons.

- Surgiram mais 4 elétrons.

- Totalizaram 12 elétrons ou seja 6 pares .

- A estrutura é octaédrica.

(Deve-se dispor os átomos de forma mais simétrica possível)



Considerando apenas os átomos ligados, teremos uma estrutura plana

quadrangular.

Seja o XeF2.

- Xe já tinha 8 elétrons.

- Surgiram mais 2 elétrons.

- teremos 5 pares de elétrons.

- A estrutura é bipirâmide trigonal.

- Colocando os átomos na posição mais simétrica possível.

Considerando apenas os átomos ligados temos uma estrutura LINEAR.

EXERCÍCIOS

(301) Qual é o ângulo entre a ligação Cl-C-Cl, no tetracloreto

de carbono (CCl4)?

a) 90° d) 180°

b) 60° e) 109°28'

c) 120°


(302) Qual é o ângulo entre a ligação 0 - N - 0 no íon NO3 ¯ ?

a) 90°

b) 60° d) 180°

c) 120º e) 109°28'

(303) Qual é o ângulo entre C=C-C nas ligações da molécula de

benzeno?

(304) Na molécula de benzeno é de se esperar que os núcleos de

todos os átomos determine:

a) 1 plano

b) 2 planos d) 4 planos

c) 3 planos e) infinitos planos

(305) Qual o par de compostos que apresentam estereoestrutura

semelhante?

a) NH3 e BF3

b) H2S e BeH2 d) S03 e BF3

c) C02 e S02 e) CH4 e XeF4

3a. parte:

______________________________

Estruturas macromoleculares

______________________________

Ao analisar um cristal é preciso verificar se se trata de:

a) cristal iônico

b) cristal metálico

c) cristal molecular

d) cristal covalente ou macromolecular

No cristal iônico os íons ocupam determinadas posições do retículo

cristalino. As forças de atração entre esses íons são do ti o eletrostático, através

da ligação eletrovalente.



No cristal metálico, como veremos adiante, a ligação metálica é que

garante a estabilidade dos átomos nesse cristal.

Num cristal molecular existem mol é culas bem definidas que se atraem

através de forças intermoleculares (pontes de hidrogênio ou ligações de Van der

Waals).

Exemplos:

No gelo as mol é culas de á gua constituem um cristal molecular.

No cloro sólido, as mol é culas de CI 2 constituem um cristal molecular.

No KCI sólido, os íons K+ e CI2 constituem um cristal iônico.

No ferro sólido, os átomos de Fe constituem um cristal metálico.

Que vem a ser um cristal covalente ou macromolecular?

É um cristal que j á é a pr ó pria macromol é cula com os átomos ligados por

covalência.

Por exemplo, o diamante. Num cristal de diamante, todos os átomos de

carbono são interligados através de ligações ς sp-sp3 (covalentes).

Temos, então, a estrutura como Cada átomo de carbono está

ligado

indica a figura. a 4 outros carbonos por

covalências.

O silício e o germânio apresentam

estruturas semelhantes ao

. diamante.


Os átomos de carbono podem apresentar outra disposição espacial como

na figura.

Temos, então, a grafite, Agora, cada átomo de carbono possui 3 carbonos

vizinhos, sendo 2 ligações simples e uma dupla em deter minada camada de

átomos.

Em cada camada, os átomos se unem muito fortemente, formando uma

macromolécula.

As camadas ficam acumuladas umas sobre as outras, já mais distanciadas

e a atração entre essas camadas já é bastante fraca.

Estas camadas podem deslizar uma sobre as outras; portanto a grafite é

uma substância mole usada até como lubrificante seco. Através da região entre as

camadas, os elétrons podem mover-se facilmente, o que justifica a boa

condutividade elétrica da grafite.

Outro exemplo de macromolécula é a

sí lica que é o (Si02)n mais vulgarmente

conhecida como areia.

Cada átomo de silício liga-se a 4 átomos

de oxigênio; cada átomo de oxigênio liga-

se a 2 átomos de silício.

Outros exemplos de macromoléculas são os pol í meros , conhecidíssimos na

atualidade da química orgânica.

São macromoléculas obtidas a partir de moléculas simples. Por exemplo, o

polietileno é uma macromolécula obtida pela polimerização do etileno (C2H4) . A

fórmula do polietileno é (C2H4)n.

Todos os plásticos como polietileno, P.V.C., baquelite, etc, são polímeros e

portanto são macromoléculas.

Pode-se obter polímeros de estrutura linear como nylon , dacron, etc, que

são utilizados como fios sintéticos de elevadíssima resistência.

Esses compostos serão estudados na química orgânica.

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E PARAMAGNETISMOPARAMAGNETISMO

Façamos a seguinte experiência : fixemos um imã evamos

aproximar na região dos pólos materiais diferentes.

Se a substância for repelida diremos

que se trata de material diamagn é tico .

Se a substância for atraída diremos que

se trata de material paramagn é tico .

Se a atração for muito forte capaz de

até provocar imantação permanente nesse

material diremos que se trata de um material

ferromagn é tico .

Essa propriedade se manifesta de modos diferentes conforme o número

de elétrons não emparelhados que o material apresenta.

As substâncias diamagnéticas possuem todos os el é trons emparelhados .

Em outras palavras, os elétrons sempre se encontram 2 a 2 em orbitais atômicos

ou moleculares.

As substâncias paramagnéticas possuem elétrons desemparelhados, ou

seja, orbitais com apenas 1 elétron.


São paramagnéticos a maioria dos metais de transição e algumas

moléculas que não obedecem as regras normais nas ligações e que ficam com

elétrons isolados em orbitais.

Quanto mais elétrons desemparelhados mais acentuado será o

paramagnetismo.

Um caso particular é quando a força de atração for muito acentuada. É o

ferromagnetismo que apresenta atração milhares de vezes superior que o

paramagnetismo.

Examinemos agora a estrutura do oxigênio. Normalmente era de se

esperar a estrutura:

Verificou-se experimentalmente que o oxigênio é uma substância

paramagnética. Então, ele deve apresentar elétrons desemparelhados e a

estrutura proposta é:

Vê-se que a ligação entre os átomos de oxigênio

n ão obedece a regra do octeto.

Observa çã o :

A ligação simples é muito fraca e, experimentalmente, verificou-se

que a energia de ligação entre os átomos de oxigênio no 02 é muito maior

que na água oxigenada "H-O-O-H". Para contornar o fenômeno admite-se

atualmente que entre os átomos de oxigênio exista uma liga çã o covalente

normal e duas liga çõ es de 3 el é trons.

A ligação de três elétrons contraria até o princípio de exclusão de

Pauli, pois admite 3 elétrons num orbital.

Esta é a melhor forma de apresentar a estrutura sem haver

contradição à energia de ligação e também ao

paramagnetismo, pois em cada ligação de 3 elétrons existe

um elétron desemparelhado.

0 estado de orbitais com 3 elétrons está fora do nível desse curso.



Existem algumas moléculas com numero ímpar de elétrons. Evidentemente

estas moléculas apresentarão elétrons desemparelhados e teremos propriedades

paramagnéticas.

São poucas as mol é culas í mpares à temperatura ambiente; podemos citar

como principais NO, N02 e Cl02.

Os elementos de transição apresentam subnível d com elétrons n ã o

emparelhados. Disso resulta que quase todos os elementos de transição são

paramagnéticos. O ferro, o cobalto e o níquel são metais ferromagnéticos, pois

apresentam elevado número de elétrons desemparelhados num cristal metálico.

Os íons dos metais de transição continuam apresentando elétrons

desemparelhados.

Quando um íon possui elétrons não emparelhados, a dissolução desse íon

origina soluções coloridas. Daí, a propriedade de quase todos os íons de metais de

transição apresentarem colorações características.

De um modo geral, pode-se dizer que se um sal apresentar solução

colorida, esse sal, no estado sólido, apresentará propriedade paramagnética.

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F RESSONRESSONÂÂNCIANCIA

Seja a molécula de SO2. A fórmula estrutural será:

Se utilizarmos diferentes isótopos de oxigênio

teremos, teoricamente, 2 compostos de fórmula S02-

Na prática verifica-se que existe apenas um tipo de

molécula SO2.

A explicação desse fato e possível admitindo-se que a dupla ligação não é

fixa entre o S e de terminado oxigênio. Dizemos,

então, que as duas estruturas são ressonantes, ou

seja, uma se transforma na outra e vice-versa pela

mudança da dupla ligação.

Numa interpretação mais real, a

mudança da dupla ligação corresponde a uma

deslocalização de elétrons. No caso

exemplificado corresponde à deslocalização dos

elétrons do orbital П .

Uma visualização mais real da molécula

seria manter a dupla deslocalizada.



Diremos que o S tem duas ligações

covalentes com os átomos de oxigênio. A

ligação П é deslocalizada e essa nuvem de

elé trons П aparece em redor dos 3 átomos da

molécula.

Como essa representação é incômoda para

desenhar, continuaremos desenhando as duas

estruturas com uma dupla-seta e

subentendemos que a verdadeira estrutura é

aquela obtida pela superposi çã o das duas

estruturas também chama da estrutura h í brida de resson â ncia .

Assim, a estrutura da ozona O3 é:

Quando é que se pode "prever" que a estrutura é ressonante?

________________________________________________________________________

A primeira condição é que haja ligação П.

Além, disso é necessário que essa ligação Пr possa "saltar" para um

átomo vizinho.

________________________________________________________________________

Reparem no seguinte exemplo :

a) No etileno, o carbono tem uma ligação П que é fixa. Ela está entre os

átomos de carbono e não pode "saltar" para o átomo de hidrogênio.

b) já no HNO3, a ligação П do nitrogênio não é fixa, podendo passar para o

outro átomo de oxigênio. Temos um caso de ressonância.


A estrutura do HN03 é o híbrido das estruturas abaixo desenhadas.

Os íons CO3≈ e NO3 ¯ apresentam também o fenômeno da

ressonância.

A estrutura real e aquela que é a superposição das três desenhadas onde a

ligação 71 está deslocalizada.

Um caso muito importante de ressonância é aquela observada no

benzeno.

O benzeno possui uma cadeia cíclica de 6

carbonos que trocam alternadamente

simples e duplas ligações. O carbono

sofreu hibridação sp2 e o ângulo entre as

ligações é de 120°.

As duplas ligações apresentam o orbital

П ressonante.

Temos duas estruturas ressonantes e a

representação real e um híbrido de ressonância.



Como a estrutura real é um híbrido das duas

estruturas acima, prefere-se desenhar um

cír culo dentro do hexágono para representar a

nuvem dos orbitais П deslocalizados.

A estrutura híbrida de ressonância é bastante

estável. Isto justifica porque as duplas do

benzeno não possuem a mesma reatividade

que as duplas do etileno.

Outro exemplo interessante é no butadieno-1,3.

Os orbitais П não são fixos e cobrem todos os átomos de carbono

formando-se uma estrutura híbrida muito semelhante ao benzeno.


Neste caso as formas ressonantes são:

Na grafite, os átomos de carbono situados no mesmo plano molecular

apresentam duplas ligações ressonantes.

Quando 2 átomos apresentam ligações ressonantes a distância internuclear

entre esses átomos é intermediária entre a ligação simples e a liga çã o dupla.

Vejamos no caso C↔C

na ligação C - C do etano ------------------► d = 1 ,54 Ǻ

na ligação C = C do etileno -----------------► d = 1,35 Ǻ

na ligação entre os C do núcleo benzênico—► d = 1,40 Ǻ

Tratando-se de moléculas ímpares (paramagnéticas) ocorre também uma

ressonância. Desta vez a ressonância não é da ligação П , mas sim do el é tron

n ã o emparelhado.

Exemplos:

Mais uma vez repetimos que uma estrutura ressonante é mais

estável.



EXERC Í CIOS

(306) A estrutura do S03 é um híbrido de ressonância que é

superposição de:

a) 1 estrutura

b) 2 estruturas d) 4 estruturas

c) 3 estruturas e) não é ressonante

(307) Qual das seguintes moléculas ou íons apresenta estrutura não

ressonante?

(308) Quantas estruturas ressonantes apresenta o íon NO3¯ ?

a) duas

b) três d) cinco

c) quatro e) não é ressonante

(309) Idem para o íon PO4≡

a) duas

b) três d) cinco

c) quatro e) não é ressonante

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G LIGALIGAÇÃÇÃO O

METMETÁÁLICALICA

Quando se examina um metal, por exemplo, uma lâmina de canivete,

tem-se a impressão que existe uma homogeneidade no material.

Se atacarmos a superfície metálica

com um reagente adequado e auxiliado por

um microscópio, vemos que o material é

constituído por diversos domínios que mais

se assemelham a células de tecido vivo.

Estas minúsculas regiões são chamadas

"grãos"ou também cristais do metal. Em

muitos materiais metálicos, estes grãos

chegam até a serem visíveis a olho nu.

Quando se analisa um desses

cristais através de raios X, verifica-se que ele

é constituído de um empilhado de átomos

perfeitamente ordenados.

Conclusão:

Um pedaço de metal é constituído de cristais e cada cristal é um

agregado ordenado de muitos e muitos átomos.

0 estado metálico é caracterizado pela presença de muitos e muitos

átomos agregados; portanto é errado dizer que um metal é monoatõmico. Por

exemplo, escreve-se: o cobalto metálico Co e só por esse motivo pensa-se que é

monoatômico. O cobalto no estado sólido é um empilhado de diversos átomos

de cobalto que constituem um cristal; então, deveria-se escrever Cooo.



Uma reação de cobalto com oxigênio deveria ser escrita:

Cooo + O2 -----► Co2O3

O que iria dificultar o ajustamento de coeficientes e por isso se

escreve:

4 Co + 3 02 -----► 2 Co2O3

Assim, pode-se expressar a proporção

correta de átomos de cobalto e oxigênio

que reagem.

Utilizando-se o mesmo artifício, muitas substâncias simples poliatômicas

são representadas como se fossem monoatômicas, como por exemplo:

S ao invés de S8 (enxofre sólido)

P ao invés de P4 (fósforo branco)

C ao invés de Coo (diamante ou grafite)

Lembremos que um cristal sólido é constituído de á tomos , moléculas ou

íons, ordenados, os quais se mantêm imóveis e unidos por determinadas ligações.

Num cristal de NaCl os íons são ligados por forças iônicas ; num cristal de

diamante os átomos são ligados por covalência; no iodo sólido as moléculas são

unidas umas às outras por forças de Van der Waals.

Num cristal metálico como o de cobalto, os átomos são unidos pela liga çã o

met á lica .

Passaremos a estudar primeiramente a ligação metálica do ponto de vista

eletrônico para depois discutirmos os tipos de empilhamento de átomos com

ligações metálicas.

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A) Teoria da "nuvem eletrônica"

ou "gás eletrônico"

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A primeira idéia de ligação metálica foi apresentada por Dru-de-

Lorentz.


Sejam os átomos de sódio

constituindo sódio metálico.

Cada átomo de sódio possui

eletrosfera com a configuração 2, 8, 1.

Segundo a teoria, quando se

agrupam muitos átomos de metal, certos

elétrons periféricos libertam-se de seus

átomos e adquirem uma grande

liberdade de movimentação.

No átomo de sódio, o elétron da

camada M tornar-se-ia um el é tron livre

que poderia se locomover de um átomo

para o outro com um mínimo de energia.

Num pedaço de sódio metálico teríamos

muitos íons Na+ mergulhados numa

nuvem de elétrons e originados pela

libertação dos mesmos da camada M.

Esses elétrons que rodeiam os íons Na+ são considerados também como

"gás eletrônico" que se comporta como uma "cola" para unir os íons Na+.

Esta apresentação teórica de ligação metálica era muito cômoda para

justificar a boa condutividade elétrica e térmica nos metais.

0 gás eletrônico deveria comportar-se como gás real:

Eis um esquema comparativo:

Se num tubo colocarmos um gás (fig. A) e estabelecermos uma diferença

de pressão nas suas extremidades, o gás se desloca.

Se numa barra metálica estabelecermos uma diferença de potencial ΔV

(fig. B) os elétrons deslocam-se sem alterar a constituição da barra.



A teoria da nuvem eletrônica explica diversas propriedades dos metais. No

entanto, começaram a ser observados fenômenos impossíveis de serem explicados

com essa teoria como, por exemplo, o espectro eletrônico de um metal.

Surgiu, então, uma nova teoria sobre ligação metálica, era a teoria das

faixas eletrônicas que possibilitou a descoberta dos transistores. Eis um exemplo

típico de descoberta, não ao acaso, mas que, baseando-se em fundamentos

teóricos produziu tal dispositivo mundialmente explorado no campo da

eletrônica.

______________________________________

B) Teoria das faixas eletrônicas

ou bandas eletrônicas

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Vimos no capítulo da estrutura atômica que, quando um elétron salta de

uma camada para outra mais interna há emissão de um fóton com determinado λ.

Esta emissão pode ser detectada num filme onde se podem calcular as freqüências

das emissões. Em outras palavras, trata-se de um espectro de emissão. Os átomos

isolados produzem espectros descontínuos.

Agora, vamos obter o espectro de elétrons do alumínio no esta do

sólido, ou seja, de uma barra de alumínio.


Obtém-se no espectro algumas linhas, mas o importante é observar que

aparece uma "faixa". Isto vem informar que existe um n ú mero muito grande de

estados energ é ticos muito pr ó ximos .

Foi então que Fermi e Dirac supuseram que os elétrons num metal

deveriam possuir energias quantizadas, integrando-se o comportamento desses

elétrons à Mec â nica Qu â ntica .

Aqueles elétrons que foram imaginados como "livres" possuem, segundo a

nova teoria, energias bem qualificadas e esses elétrons obedecem ao princípio da

exclusão de Pauli: "em determinado nível energético só podem existir, no máximo,

2 elétrons de spíns opostos"

A teoria das bandas eletrônicas baseia-se no seguinte princípio:

________________________________________________________________________

Quando "N" átomos se agrupam em 1igações, cada nível energético

desdobra-se em "N" novos estados energéticos.

________________________________________________________________________

Exemplifiquemos este princípio com átomos de sódio.

Quando se tem um átomo isolado de

s ódio temos a seguinte configuração

eletrõnica: ls2, 2s2, 2p6, 3S1 já que o

s ódio tem 11 elétrons.

Quando 2 átomos de sódio se "encostam"

cada um desses subníveis desdobra-se

em 2 novos subníveis.

Agora os 2 átomos começam a comportar-se como um único sistema.



No subnível ls, por exemplo, existem 2 estados energéticos para o sistema

de á tomos ; então, esse sistema comportará no máximo 4 elétrons.

Vamos supor que, no átomo A, os_ 2 elétrons ls estejam ocupando o nível

inferior, e no átomo B os 2 elétrons ls o nível superior.

À primeira vista tem-se a impressão

que existem níveis vazios em A e B. Mas não

esqueçamos que, agora, os átomos unidos

constituem um sistema e portanto os estados

energéticos estão lotados de elétrons.

Nem em A ou em B cabem mais

elétrons ls (veja o esquema energético).

Agora vamos supor um número bastante elevado de átomos.

Seja um cristal de sódio metálico contendo N átomos ligados.


Na verdade, as diferenças entre as

energias num subnível são tão pequenas que

os N estados constituem uma verdadeira

faixa.

Lembre-se que N é muito grande; 23

gramas de sódio (1 átomo-grama) tem 6,02 x

1023 átomos!

Então, cada átomo de só fio, quando

em ligação metálica, possui subníveis

constituindo faixas ou bandas eletrônicas.

Esta teoria não é produto de

intuição.

Se realmente as faixas existem, um

elétron/excitado para um subnível superior

voltará à faixa emitindo um fóton.

Se fizermos isso com mui tos

elétrons, nem todos voltarão para o mesmo

nível energético da faixa; os fótons emitidos

terão energias muito próximas e

consequentemente no filme do espectro

aparecerá uma faixa como aparece no filme ao lado.

Agora vamos examinar se as faixas dos átomos de sódio estão ou não

lotadas de elétrons.

Examinemos o subnível ls agora transformado em faixa ls.

Sendo N á tomos teremos N estados energéticos.

Cada átomo de sódio contribuiu com 2 elétrons; são N átomos e portanto

2N elétrons para a faixa com N estados energéticos.

Conclus ã o :

A faixa ls est á lotada e não admite mais elétrons. 0 mesmo se sucede com

as faixas 2s e 2p.

Numa faixa lotada os elétrons não conseguem locomover-se.

A explicação desta dificuldade de movimentação dos elétrons seria muito

complicada para este curso e, portanto, faremos uma simples analogia com um

fato prático.

ligações químicas - 4


Imaginemos uma avenida com um trânsito totalmente congestionado.

Embora os carros de trás queiram movimentar-se, isto é impossível, pois a

avenida está lotada!

Fazendo-se a analogia de avenida = faixa eletrônica e carro = = elétron,é

aproximadamente este o problema da movimentação de elétrons.

Agora vamos ã faixa 3s. Cada átomo de sódio tem apenas 1 elétron no

subnível 3s. Sendo N á tomos , teremos que distribuir N elétrons na faixa 3s.

Por outro lado, sendo N á tomos , formam-

se N estados energ é ticos que admitirão 2N

el étrons no máximo. Os elétrons tendem a

ocupar os níveis de energia mais baixos.

Então, teremos um preenchimento da

metade inferior dos níveis da faixa 3s. A

metade superior ficará vazia.

Quando se liga o metal aos terminais de uma fonte elétrica, alguns elétrons

"saltam" para os estados superiores desocupados. Isto permite que os elétrons se

movimentem dentro da faixa e dizemos que esta ê uma faixa de condu çã o .

Fazendo a analogia com os automóveis teríamos agora uma aveni da onde

apenas meia pista está lotada de automóveis.

O trânsito estava "engarrafado". Porém um guarda grita:"Podem utilizar a


pista da esquerda". Alguns carros saem para a outra pista e em toda avenida

haverá tráfego dos carros.

Para haver condução elétrica é preciso que existam faixas com estados

energéticos vazios; as faixas desse tipo denominamos de faixas permitidas.

Por outro lado, uma faixa lotada é também chamada faixa permitida

ocupada ou faixa de valência.

A regi ã o energ é tica que se situa

entre as faixas permitidas e denominada

faixa proibida.

No átomo de sódio metálico temos

as faixas como indica a figura ao lado.

Resumindo:

0 sódio metálico e um condutor

elétrico porque apresenta a faixa 3s com

metade de estados "vazios" o que a torna

uma faixa de condução.

Examinemos agora o magnésio

metálico. Ele possui todos os subníveis

lotados: ls2, 2s2, 2pG, 3s2. Quando os átomos

de magnésio se ligam, aparecem as faixas

como no caso do sódio.

Na faixa 3s aparecem 2N elétrons

para N átomos de magnésio (pois o Mg tem

2 elétrons externos) o que significa que esta

faixa est á lotada. Então,o magnésio deveria

ser um isolante! Na prática constata-se ser

ele um bom condutor elétrico.

Como se explica tal comportamento?

É que no magnésio, o subnível 3p (situado logo acima do 3s) , totalmente

vazio, também subdivide-se em N estados energéticos. Porém a parte 3p superp õ e-

se à parte superior da faixa 3s resultando uma nova faixa 3s + 3p com muitos

estados energéticos vazios. Então,não existe faixa proibida entre 3s e 3p. Temos,

assim, uma faixa de condução 3s + 3p.



Diante de um potencial elétrico,

muitos elétrons inferiores “pulam” para os

estados superiores, permitindo a

movimentação dos elétrons.

Suponhamos agora um exemplo hipotético. Se no átomo de magnésio não

ocorresse superposição de 3s e 3p e se estas faixas estiverem suficientemente

afastadas teríamos um material isolante.

Teríamos a faixa lotada superior e

a faixa vazia separada pela faixa proibida

de modo que um elétron para saltar a

faixa proibida necessitaria de uma tensão

absurdamente elevada!

Neste caso não há condução

elétrica.

Um caso desse tipo seria por

exemplo o diamante.

Existem certos materiais, principalmente os semi-metais (Silício e

Germânio), que apresentam a faixa proibida muito estreita em temperatura

ambiente. Em outras palavras, o n í vel inferior da faixa vazia quase toca no n í vel

superior da faixa lotada.

Em temperaturas baixas, a faixa proibida desses materiais é relativamente

larga e eles comportam-se como isolantes. Porém, em temperatura ambiente, por

causa da aproxima çã o das faixas vazia e lotada , esses materiais tornam-se

condutores.

São eles denominados de semi-condutores e suas principais aplicações são

como retificadores e amplificadores de sinais (transistores) .


Num semi-condutor à temperatura ambiente, a agitação térmica faz com

que muitos elétrons da faixa de valência (que era completa) passem para a faixa

de condução.

Reparem então que aumentando-se a temperatura, mais elétrons saltarão

para a faixa de condução e teremos melhor condutividade ao contrário da

condução metálica.

A condutividade dos semi-condutores pode ser modificada pela presença

de pequenas adições de impurezas no material.

Quando o semi-condutor é puro (por exemplo, Germânio puro) temos o

chamado semi-condutor intr í nseco .

Se aparecem impurezas, teremos o semi-condutor dopado.

Existem duas espécies de semi-condutores dopados, conforme o n ú mero

de el é trons perif é ricos da impureza associada .

1º. TIPO: SEMI-CONDUTOR DO TIPO "n"

Os semi-condutores usuais Si e Ge possuem na camada externa 4 elétrons.

Eles constituem macromoléculas no estado sólido.

Suponhamos um cristal de Germânio "dopado" com pequenas quantidades

(traços) de Antimônio. Esta impureza possui átomos com 5 elétrons na última

camada, porém o átomo de Sb amolda-se à estrutura do Germânio, deixando um

elétron em excesso. Teremos a estrutura eletrônica abaixo:

Os átomos de Germânio já apresentam

alguns elétrons na faixa de condução.

Os elétrons de excesso vindos do

Antimônio têm muito mais facilidade para

passar a faixa de condução. Aumentando-se o

número de elétrons na faixa de condução teremos maior condutibilidade.



OBS. :

Os elétrons da faixa de condução correspondem aos elétrons livres da

teoria de Drude-Lorentz.

Este aumento de cargas negativas de condução sugeriu o nome de

semi-condutor de tipo-n (n de negativo).

Neste tipo de semi-condutor, a corrente elétrica é feita pelo

movimento de el é trons na faixa de condução.

2º. TIPO: SEMI-CONDUTOR DO TIPO "p"

Suponhamos um cristal de Silício "dopado" com impurezas de Gálio.

Os átomos do Gálio tendem a moldar-se ã estrutura do Silício. Mas, como o

Gálio só possui 3 elétrons na camada externa, deixará um "buraco" disponível

para um elétron.

Um buraco pode ser preenchido por um

elétron de átomo vizinho, Germânio;

porém fica um buraco no Germânio que

poderá ser preenchido por um outro

elétron de um outro átomo. Enfim,

podemos dizer que os buracos é que estão

se movimentando; evidentemente eles se

movimentam para o polo (─) (a esquerda

na figura) até receber o elétron do pólo

negativo. Mas no polo positivo surgem

novos buracos (pela sucção de elétrons) que caminharão para o polo negativo.

O movimento de buracos pode ser interpretado como movimento de

cargas positivas (ausência de elétrons).

Então, o semi-condutor é do tipo-p, pois a corrente elétrica

responsável se deve ás cargas positivas.

Para melhor compreensão

podemos imaginar os buracos como

"vagas" que aparecem num trânsito

congestionado.

Um carro virá ocupar a vaga

surgida, porém deixa em seu lugar uma

outra vaga que provavelmente será

ocupada por outro carro de trás.

Enfim, enquanto os carros, pouco a

pouco, caminham para a frente, as vagas


caminham para trás.


RETIFICADOR DE CORRENTE

Associação de semi-condutores "dopados" originaram importantes

dispositivos eletrônicos.

Um deles é o retificador de corrente que transforma corrente

alternada em corrente contínua.

Trata-se da junção de semi-condutores do tipo-p e do tipo-n.

Quando o dispositivo não está ligado

a nenhuma fonte, teremos um equilíbrio

de buracos no tipo-p e el é trons em

excesso no tipo-n.

Agora liguemos as extremidades p ao

polo negativo e n ao polo positivo. Veja

no estudo do semi-condutor tipo p como

os buracos dirigem-se para o polo (─) e aí

eles desaparecem. Agora não aparecem

novos buracos, pois p está em junção

com n e não ligado ao pólo (+).

Fato análogo está acontecendo com o semi-condutor do tipo-n.

Aí os elétrons dirigem-se para o polo (+) mas não existe polo (─) para

liberar mais elétrons.

Conclus ã o:

Esta ligação faz com que desapareçam buracos e elétrons e, instantes após

a ligação, nos pólos (+) e (─) não sairão nem entrarão, elétrons. Então, pela junção

NÃO PASSARÃO ELÉTRONS, comportando-se _o dispositivo como um isolante.

Dizemos que ocorreu uma polariza çã o inversa, ou seja, quando p liga-se a (─) e

n liga-se a (+).

Agora vamos inverter os pólos. O

polo (+) vai criando mais buracos enquanto

o polo negativo vai liberando mais el é trons .

Buracos e elétrons caminham em sentido

oposto e encontram-se na junção

"desaparecendo" os buracos e elétrons que


se combinam. Enfim, do polo (─) saem elétrons e o polo positivo está "sugando"

elétrons que criam novos buracos. Então, há uma forte migração de elétrons do

polo (─) para o polo (+) através dos semi-condutores em junção. Dizemos que nos

semi-condutores ocorreu uma polariza çã o direta ou seja, p ligado a (+) e n

ligado a (─).


ligações químicas - 4

O dispositivo que acabamos de descrever é um retificador de corrente

alternada em corrente contínua. Tal dispositivo só deixa passar corrente elétrica

num único sentido, ou seja, do semi-condutor "p" para o "n".

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TRANSISTORES

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São dispositivos que vieram substituir válvulas eletrônicas. Uma das

funções da válvula eletrônica é a de amplificar impulsos (sinais) de um circuito. Por

exemplo, as ondas eletromagnéticas que se propagam no espaço produzem

impulsos elétricos numa antena que faz parte do circuito de rádio.

Dentro do aparelho, estes impulsos são amplificados até que possam fazer

vibrar uma membrana do altofalante e transformar-se em ondas sonoras.

Um dispositivo que tem a mesma função

da válvula é o transistor. Vamos descrever

aquele que é constituído pela junção de

semi-condutores dopados n-p-n que são

respectivamente chamados de emissor

(E) , base (B) e coletor (C) .

Lembremos que:

a] POLARIZA ÇÃ O DIRETA - deixa passar corrente elétrica e a ligação

e "n" ao polo (─) (negativo) e "p" ao polo (+) (positivo).

b) POLARIZAÇÃ O INVERSA - não passa corrente e a ligação é "n" ao polo

(+) e "p" ao polo (─)

A base B sempre atua como um polo (+) em relação a E que é (─).

A junção EB comporta-se como condutor porque apresenta uma polarização

direta.

A base B sempre atua como um polo (─) em relação a C que é (+) .

Então, a junção BC é um isolante, pois trata-se de uma polarização

inversa.

Quando o circuito está ligado, elétrons atravessam do emissor E para a

base B.

Se a base B é um material de pequeníssima espessura (milésimo de

polegada) não dá tempo de B criar suficiente número de buracos para unir-se com

os elétrons vindos de E.

Então, esses elétrons, na maioria, atravessam a base caindo no coletor.


Aí eles serão atraídos para o pólo (+) . Lembremos que a corrente

elétrica tem sentido contrário do movimento dos elétrons.

Conclusão:

A corrente IB (originada pela união de elétrons e buracos emB) é tão

pequena que praticamente a corrente IE do emissor é igual à corrente Ic do coletor.

Em outras palavras: quase todos os elétrons que vem do emissor atravessam a

base e caem no coletor.

Se produzirmos uma pequena

variação ΔI na corrente IE, praticamente a

mesma variação surgirá em IC..

Acontece que IE está num circuito

de baixa tens ã o , enquanto Ic está num

circuito cerca de 100 vezes a tens ã o do

emissor. A variação de potência, na

eletricidade, é dada pela fórmula |ΔI. U| ;

então, o "sinal" imputado no IE terá uma

pot ê ncia cerca de 100 vezes mais em IC.

Ha prática utiliza-se um circuito

como indica o esquema.

Existem transistores também do tipo p-

n-p, de funcionamento análogo.

Os transistores vieram substituir as válvulas eletrônicas, por que

apresentavam inúmeras vantagens: pequeno consumo de energia, ai ta eficiência,

minúsculo tamanho e durabilidade quase eterna.

No entanto, não puderam substituir todas as aplicações, pois um transistor

possui uma estreita faixa de temperatura de trabalho e não suporta elevadas

correntes ou tensões.

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CÉLULA FOTOELÉTRICA

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Suponhamos uma junção p-n em polarização inversa. O dispositivo está

intercalado num circuito, mas não há passagem de corrente elétrica.

Lembremos que a luz visível é

constituída de f ó tons , portadores de

energia. Estes fótons podem incidir sobre

el étrons dos átomos de junção e criar

buracos e el é trons de condu çã o .

0 fenômeno é chamado fotoel é trico

e,enquanto estiver incidindo luz na

junção, buracos caminham ao polo (─) e

elétrons para o polo (+) . Teremos,

então, uma corrente elétrica que

somente cessará quando não houver

mais incidência de luz. Tal dispositivo é

muito usado hoje em dia para ligar

lâmpadas de iluminação nas avenidas (somente na ausência da luz) e abrir portas

de estabelecimentos como indica a figura.

Quando o indivíduo passa pelo corredor,

ele "corta" a incidência da luz na célula

fotoelétrica.

Então, existe um dispositivo elétrico capaz

de abrir a porta.

Enfim, existem ainda muitas aplicações de

cé lulas fotoelétricas como em elevadores,

m áquinas fotográficas , etc.

Não resta dúvida que os semi-condutores vieram revolucionar o campo da

eletrônica. Mais importante é lembrar que não foi uma simples "descoberta" ao

acaso como a de muitos elementos químicos; foi produto de perseverante pesquisa

pelo desenvolvimento de uma teoria que conseguiu prever a possibilidade da

construção dos dispositivos que relatamos, os quais surgiram fundamentados em

dados teóricos.


═══════════════

H CRISTAIS CRISTAIS

METMETÁÁLICOSLICOS

Os átomos dos metais empilham-se para formar o cristal metálico. A

ligação metálica é a responsável pela conservação desses átomos unidos.

Na prática constata-se que existem 3 tipos principais de

empilhamentos para os metais:

A) c ú bico de corpo centrado (C.C.C. )

B) c ú bico de face centrada (C.F.C.)

C) hexagonal denso (H.C.)

_______________________________________________________________

1. SISTEMA CÚBICO DE CORPO CENTRADO C.C.C.

________________________________________________________________

Examinando um cristal, podemos observar que existe uma posi çã o m í nima

que vai se repetindo e constitui o cristal. Essa posição mínima e chamada c é lula

unit á ria .

Pedimos ao leitor não comparar a c é lula unit á ria de um cristal com c é lula

de tecido vivo. Enquanto a célula viva é uma porção limitada e real, a célula de um

cristal n ã o existe isoladament e, é a penas uma porção retirada de um cristal, só por

conveniência, para entendermos os diferentes tipos de estruturas cristalinas.

0 sistema cúbico de corpo centrado é

constituído de diversas camadas de

átomos.

Seja a camada A de átomos

Os átomos dessa camada não são ligados

entre si; em outras palavras, eles não se

tocam. No entanto, esses átomos

estão dispostos segundo as posições dos vértices de quadrados.



Teremos diversos centros de quadrados imaginários, indicados pela

letra X.

Vamos agora colocar uma nova

camada de átomos com a mesma disposição

que a cama da já desenhada.

Façamos, porém, com que os novos

átomos fiquem na vertical passando por X.

Chamaremos essa de camada B.

Cada átomo da camada B toca em 4

átomos da camada A e vice-versa. Onde os

átomos se tocam, diremos que ocorre uma

ligação metálica. Na camada B teremos

quadrados , onde os átomos ocupam os

vértices e os centros desses quadrados

estão assinalados por Y.

Colocando-se uma nova camada C

sobre a camada B de modo que os átomos

ocupem a vertical que passa por Y, teremos

uma disposição que coincide com a 1a.

camada (A), situada no plano inferior.

Em outras palavras; os átomos

da camada C estão na mesma vertical

dos átomos da camada A.

Para o leitor visualizar melhor a

estrutura, tente fazer o empilhamento

utilizando-se botões em sua casa.

Cada átomo da camada C encosta-

se a 4 átomos da camada B e vice-versa.

A célula unitária é uma porção

mínima que, repetida em todas as direções espaciais, reproduz o cristal em

questão.

A c é lula unit á ria tem :

a) um átomo central inteiro

b) 1/8 de átomo em cada vértice do cubo.

Equivale a dizer que o volume da célula unitária é ocupado por 2


átomos

Para tornar-se mais explícito no estudo

das estruturas cristalinas, desenha-se o ret í culo

cristalino. São figuras geométricas espaciais onde,

nos v é rtices , estão os centros dos átomos no

cristal verdadeiro.

Para o sistema em estudo C.C.C., pode-se

imaginar que a célula unitária é um cubo com

átomos nos vértices e no centro. Por essa razão,

apareceu o nome desse sistema.

Se o leitor fez o empilhamento de botões, percebeu que todos os botões

ocupam posições equivalentes. Pode-se considerar que o botão está no centro ou

no vértice do cubo imaginário.

Assim, todos os átomos possuem posições equivalentes. Cada átomo do

C.C.C. está encostado em 8 átomos; quatro do plano superior e 4 do plano

inferior.

Dizemos que o n ú mero de coordena çã o é 8, nesse sistema.

0 número de átomos que se encosta num átomo genérico é chamado

número de coordenação.

Cristalizam-se nesse sistema os metais alcalinos , Ba, Cr, Mo, etc. Os não

metais não se cristalizam nesse sistema.

________________________________________________________________

2. SISTEMA CÚBICO DE FACE CENTRADA (C.F.C.)

_________________________________________________________________

Já vimos este sistema quando estudamos o

cristal de NaCl.

Muitos metais cristalizam-se nesse sistema.

No retículo cristalino desse sistema, os átomos

ocupam os v é rtices e os centros das faces

do cubo.

Vejamos quantos á tomo s ocupam o volume

da célula unitária.

a) Átomos das faces = 1/2 átomo 6 x 1/2 = 3 átomos.

b) Átomos dos vértices =1/8 átomo 8 x 1/8 = 1 átomo.



Então, o volume da célula unitária é ocupado por 4 átomos.

Ao lado esta desenhada a célula

unitária real do sistema C. F. C.

Veja o átomo X da face superior.

Está desenhado apenas "meio átomo". Se

imaginarmos o átomo X inteiro, podemos

concluir que existem nele encostados:

a) 4 átomos inferiores

b) 4 átomos da mesma camada

c) 4 átomos superiores

O número de coordenação do

sistema C.F.C. é 12.

Cristalizam-se neste sistema Ca, Sr,

Cu, Ag, Pd, etc. Dos não metais, apenas os gases nobres com 8 elétrons periféricos

cristalizam-se neste sistema.

_________________________________________________________

2. SISTEMA HEXAGONAL COMPACTO - H.C.

_________________________________________________

É também denominado hexagonal

denso, estando os átomos numa disposição a

mais compacta possível.

Não desenharemos a célula unitária,

pois difícil seria a sua visualização no cristal.

Vamos examinar o retículo cristalino

desse sistema.

À primeira vista tem-se a impressão

que existem átomos em diferentes posições

espaciais. Logo, o leitor perceberá que

qualquer átomo ocupa uma posição

equivalente dos outros.


Para se entender melhor esse

sistema, vamos imaginar que estamos

empilhando laranjas de modo que a 1ª.

camada tenha laranjas na mesma vertical

que a 3a., 5a., 7a., etc e também que a 2a.

cama da seja "paralela" ã 4a., 6a., 8a., etc.

Desenhemos apenas a 1ªa., 2a. e

3a. camadas numa vista lateral.

Seccionemos a 2a. camada num

plano horizontal e olhemos apenas 3 desses

átomos seccionados, da posição vertical.

Veremos, assim, os 3 átomos

seccionados, do topo (foi excluída a 3a.

camada).

Um átomo da 1ª. camada encosta-

se a 3 átomos seccionados. O mesmo átomo

(da 1ª. camada) encosta-se a 6 átomos

vizinhos dessa camada . 0 mesmo átomo

ainda deve estar encostado a 3 outros átomos da camada abaixo da 1ª. camada,

num cristal real.

Ent ã o , cada á tomo encosta -se a:

- 6 átomos da mesma camada

- 3 átomos de camada anterior

- 3 átomos da camada posterior

O número de coordenação do sistema HC é 12.

Cristalizam-se nesse sistema: Be, Mg, Zn, Cd, Sc, etc. Alguns não metais

como: Se, Te, cristalizam-se nesse sistema.

Quando os átomos se "encostam" para formar os cristais é que surgem as

ligações metálicas onde o elétron pode locomover-se de átomo para átomo com

um mínimo de energia.

Portanto, o estado metálico só se encontra em sólidos e líquidos (quando

os átomos se encostam).

Isto equivale afirmar que o vapor de mercúrio, de sódio ou de qualquer

"metal" não apresenta ligação metálica.

Atualmente, prefere-se perguntar se o elemento est á ou n ã o no

ESTADO METÁLICO a perguntar se é ou n ã o um metal.



EXERCÍCIOS

(310) Qual das seguintes substâncias possui ligação covalente

coordenada?

a) hidrogênio c) cloreto de potássio

b) cloreto de amônio d) argônio

(Poli-66)

(311) Qual das seguintes substâncias apresenta caráter iônico mais

acentuado?

a) H - H

b) H - F d) H2S

c) H - I e) H2Se

(Poli-68)

(312) 0 oxido de magnésio e o fluoreto de sódio possuem a mesma

estrutura cristalina. A dureza e o ponto de fusão do oxido de magnésio são, no

entanto, mais elevados do que os do fluoreto de sódio. Quais os fatores que

justificam tais diferenças?

(Poli-68)

(313) Sabe-se que a molécula da água S polar. Citar dois fatores

responsáveis por essa polaridade.

(Poli-68)

(314) Uma substância covalente, por dissolução em água, nunca produz

solução iônica.

(EE Mauá-68)

(315) 0 ácido fluorídrico não se encontra completamente dissociado em

solução aquosa. Esse comportamento:

a) é devido a grande volatilidade do flúor

b) e explicado pela existência da molécula (HF)n

c) está relacionado com a grande reatividade do flúor

d) não pode ser explicado

(FEI-68)

(316) É característica de todos os sólidos o fato de

apresentarem

a) densidade maior do que a dos líquidos

b) grade cristalina

c) pressão de vapor menor do que a dos líquidos

d) temperatura de fusão maior do que a da água


(FEI-68)

(317) São solúveis em sulfato de carbono:

a) fósforo branco e carbono

b) enxofre e fósforo vermelho

c) iodo e fósforo branco

d) iodo e silício

(FEI-68)

(318) Sabe-se que as moléculas de NH3 tem a forma de uma pirâmide trigonal, sendo a base constituída pelos três átomos de hidrogênio; sabe-se também que o ângulo entre as ligações H-N-H é de aproximadamente 106° e que a temperatura de ebulição da amônia é de -33,4°C. Considerando a trietilamina, composto derivado da amônia pela substituição dos átomos H por radicais etila, indicar qual de verá ser a forma geométrica das moléculas da trietí1amina , o ângulo aproximado entre as ligações C-N-C, bem como a temperatura provável de ebulição da trietilamina. Uma das possibilidades abaixo e a correta. Qual é?

a) tetraedro regular, 106°, -60°C

b) pirâmide trigonal, 106°, 89,5°C d) tetraedro regular,109°29', 89,5°C

c) triangular plana, 120°, 89,5°C e) pirâmide trigonal, 106°, -60°C

(CESCEM-66)

(319) Os compostos H2S, H2Se, H2Te são gasosos nas condições normais

de pressão e temperatura. A água, H2O, ferve a 100°C. Este ponto de ebulição

anormal da água em relação aos demais hidretos dos elementos da mesma

família que o oxigênio, é uma conseqüência:

a) do baixo peso molecular da água

b) da baixa condutividade elétrica da água

c) das ligações covalentes existentes na molécula da água

d) da estabilidade das ligações da molécula da água

e) das pontes de hidrogênio existentes entre as moléculas de

água

(CESCEM-66)

(320) Uma maneira de provar experimentalmente que uma substância é

iônica consiste em:

a) mostrar que seu ponto de fusão é elevado

b) mostrar que ela não dissolve em solventes polares

c) mostrar que, quando dissolvida em água, ela irá abaixar o

ponto de congelação do solvente puro

d) mostrar que ela conduz a corrente elétrica se dissolvida em

água ou no estado fundido

e) mostrar que ela e solúvel em solventes polares

(CESCEM-68)

(321) A molécula de água tem uma configuração linear H - 0 -H PORQUE

na formação da molécula da água participam os orbitais 2p.do átomo de oxigênio


(CESCEM-68)



(322) Em virtude da posição do bromo e do cloro na Tabela Periódica, qual

seria a melhor representação da distribuição de cargas na molécula do composto

BrCl? (observação: bromo à esquerda e cloro à direita).

(CESCEM-68)

(323) Cloreto de hidrogênio liquefeito conduz a corrente elétrica PORQUE

o cloreto de hidrogênio liquefeito forma uma molécula polar.

(CESCEM-68)

(324) Sejam os compostos: C2H5.NH2, C2H5.OH e NH2CH2.CH2.OH. Os

pontos de ebulição destes três compostos crescem na seguinte sequência:

a) NH2.CH2.CH2.0H / C2H5.NH2 / C2H5.0H

b) NH2.CH2.CH2.0H / C2H5.OH / C2H5.NH2

c) C2H5.0H / C2H5.NH2 / NH2.CH2.CH2.OH

d) C2H5.NH2 / C2H5.OH / NH2.CH2.CH2.OH

e) os três compostos devem ter pontos de ebulição praticamente

coincidentes.

(CESCEM-68)

(325) Para que um solvente provoque a ionização dos compostos nele

dissolvidos, a característica mais importante do solvente seria:

a) existir como um liquido nas condições ambientes

b) possuir um alto momento dipolar

c) ter uma baixa constante dielétrica

d) ser um bom condutor de eletricidade

e) possuir uma densidade elevada

(CESCEM-68)

As questões 326 e 327 são precedidas de uma afirma çã o . Escolha

a melhor explica çã o experimental e a melhor explica çã o te ó rica para esta

afirmação.

Afirma çã o - Embora o tetracloreto de carbono, composto

covalente,

seja formado por dois elementos de eletronegatividades diferentes,

sua molécula não é polar.

(326) A melhor evid ê ncia experimental para esta afirmação é:

a) o tetracloreto de carbono é um líquido que dissolve graxas e

gorduras

b) o átomo de carbono possui, na última camada, uma estrutura

eletrônica do tipo s2p2 e o de cloro possui, na última ca-


mada, uma estrutura eletrônica do tipo s2p5

c) as moléculas do tetracloreto de carbono não se orientam , quando

colocadas no meio de um campo elétrico.

d) a estrutura do tetracloreto de carbono é do tipo sp3 e,

consequentemente, os dipolos existentes se anulam por ser a molécula simétrica.

e) a estrutura do tetracloreto de carbono é plana, estando os quatro

átomos de cloro situados nos vértices de um quadrado e, consequentemente, sendo

a molécula simétrica, os dipolos das ligações C-Cl se anulam

CESCEM-68)

(327) A melhor evidencia te ó rica para esta afirmação é:

a) o tetracloreto de carbono é um liquido que dissolve graxas e gorduras

b) o átomo de carbono possui, na ultima camada, uma estrutura

eletrônica do tipo s2p2 e o de cloro possui, na última camada, uma estrutura

eletrônica do tipo s2p

c) as moléculas do tetracloreto de carbono não se orientam , quando

colocadas no meio de um campo elétrico

d) a estrutura do tetracloreto de carbono é do tipo sp3

e,consequentemente, os dipolos existentes se anulam por ser a molécula simétrica.

e) a estrutura do tetracloreto de carbono é plana, estando os quatro

átomos de cloro situados nos vértices de um quadrado e, consequentemente, sendo

a molécula simétrica, os dipolos das ligações C-Cl se anulam.

(CESCEM-68)

As questões de nos. 328 a 333 estão relacionadas com os cinco tipos de

ligação abaixo mencionados. Em cada questão, escolha um dos tipos de ligação que

apresente maior relação com a mesma. Cada tipo de ligação pode ser usado uma

vez, mais de uma vez ou nenhuma vez.

a) ligação covalente polar

b) ligação covalente pura

c) ligação metálica

d) ligação iônica

e) ligação através de pontes de hidrogênio

(328) Qual a ligação existente entre os átomos de uma molécula de

bromo?

(329) Qual a ligação existente entre as moléculas de água num cristal de

gelo?

(330) Qual a ligação existente entre os átomos da molécula de iodeto de

hidrogênio?

(331) Qual a ligação existente entre os átomos de magnésio num cristal

de magnésio?



(332) Qual a ligação existente entre os átomos num cristal de oxido de

magnésio?

(333) Qual a ligação existente entre os átomos numa molécula , de

fósforo , P4?

(CESCEM-68)

(334) Quando se acrescentam alguns cristais de iodo a um tubo de ensaio

que contém água e tetracloreto de carbono, depois de estabelecido o equilíbrio

nota-se que:

a) o iodo permanece insolúvel no fundo do tubo

b) o iodo, a água e o tetracloreto de carbono formam uma única

solução

c) o iodo dissolveu-se exclusivamente na água

d) o iodo dissolveu-se exclusivamente no tetracloreto de carbono

e) o iodo distribui-se entre a água e o tetracloreto de carbono .

(CESCEM-68)

(335) A ligação existente entre as moléculas de iodo é devida a forças de

Van der Waals PORQUE o iodo é um sólido à temperatura ambiente.

(CESCEM-69)

(336) Sabendo-se que as distâncias interatômicas de CI2 e de H2 são,

respectivamente, 1,988 Angstrons e 0,746 Angstrons, podemos prever que a

distância interatomica na molécula de HC1 será:

a) exatamente 2,734 Angstrons

b) aproximadamente 2,734 Angstrons

c) exatamente 1,367 Angstrons

d) aproximadamente 1,367 Angstrons

e) é impossível fazer qualquer previsão

(CESCEM-69)

(337) Qual dos seguintes cloretos é provavelmente o mais volátil?

a) CCl4 d) SnCl4

b) SiCI4 e) PbCl4

c) GeCl4

(CESCEM-69)

Associar as alternativas abaixo com as questões de 338 a 341.

a) molécula polar, linear

b) molécula não polar, linear

c) molécula polar, angular

d) molécula tetraédrica, não polar

e) nenhuma das alternativas anteriores


(338) Dióxido de carbono.

(339) Sulfeto de hidrogênio.

(340) Trifluoreto de boro.

(341) Iodeto de hidrogênio.

(CESCEM-69)

As duas questões seguintes estão relacionadas com o esquema abaixo que

representa, em escala, a posição relativa dos centros dos átomos de iodo situados

num mesmo plano dentro de um cristal de iodo elementar sólido (I2).

(342) 0 raio de Van der Waals do átomo de iodo corresponde à

distancia:

a) X

b) X/2 d) Y/2

c) Y e) Z/2

(343) 0 raio covalente do átomo de iodo corresponde à distância:

a) X

b) X/2 d) Y/2

c) Y e) Z/2

(CESCEM-69)

(344) O esquema abaixo representa a posição relativa dos centros dos íons

Na+ e Cl- situados no mesmo plano dentro do cristal de NaCl.

Considerando-se as dimensões X e Y (assinaladas no esquema) , são

corretas as seguintes afirmações:


1) X corresponde `a soma dos raios do cátion e do ânion

2) Y corresponde ao dobro do raio do ânion

3) Y é maior que o dobro do raio do cátion

4) X corresponde ao dobro do raio do ânion

(CESCEM-69)

(345) Sabe-se que as distâncias carbono-carbono valem, na molécula de

etano, 1,54 Angstrons, na molécula de etileno, 1,34 Angstrons e na do acetileno

1,20 Angstrons. Com base nestes dados e levando em conta a distribuição dos

átomos de carbono na estrutura atualmente aceita do anel benzênico, pode-se

estimar que as distâncias carbono-carbono na molécula de benzeno são as

seguintes:

Questões 346 a 349.

Nos compostos acima representados, entre os átomos de carbono

assinalados X e Y, existem exclusivamente ligações.

(346) sp3 - sp3

(347) sp2 - sp3

(348) sp - sp2

(349) sp - sp3

(CESCEM-69)

(350) São moléculas polares:

a) HC1 e CH4 c) O2 e HCC13

b) H20 e NH3 d) CO2 e H202

(FM Santa Casa-66)


(351) O cloro é elemento mais eletronegativo que o carbono; assim o

tetracloreto de carbono e molécula que se caracteriza por:

a) ter grande momento dipolar

b) não ter momento dipolar

c) ter momento dipolar médio

(FM Santa Casa-67)

(352) A substância líquida X tem maior momento dipolar que a substância

líquida Y. 0 ponto de ebulição de X é:

a) igual ao ponto de ebulição de Y

b) maior que o ponto de ebulição de Y

c) menor que o ponto de ebulição de Y

(FM Santa Casa-67)

0 ácido desoxirribonucleico (DNA é componente essencial de todas as

células. Ele é constituído por duas "filas" formadas cada uma, de muitas unidades

denominadas nucleotídeos. No desenho abaixo está esquematizado um trecho das

2 "filas" unidas uma à outra por um tipo de ligação química importante em

bioquímica:

(353) Esta ligação, representada no desenho por linhas pontilhadas, é

denominada:

a) covalência dativa

b) forças de Van der Waals c) pontes de hidrogênio

(FM Santa Casa-67)

(354) As moléculas de N≡N e HC≡CH são isoeletrônicas e ambas

incorporam uma tríplice ligação. Pelo conhecimento de estrutura eletrônica do

nitrogênio assinale qual a geometria do acetileno?

a) tetraédrica regular

b) bipirâmide trigonal d) linear

c) octaédrica e) triangular equilateral

(FM Santa Casa-68)

(355) Na molécula da água as ligações entre os hidrogênios e o

oxigênio ........... totalmente covalentes. Isto porque o oxigênio é ........... do que

o hidrogênio; assim sendo a água e molécula .............

a) não são; mais eletronegativo; polar d) não são; maior;

polar

b) são; menos eletronegativo; polar

c) não são; maior; não polar e) são; menor; não polar

(FM Santa Casa-68)



(356) Nos compostos de fórmula geral R-NO2, onde R é um radical alcoila ou arila, podemos dizer que:

a) o nitrogênio se liga a um oxigênio por covalência e ao outro por eletrovalência

b) os 2 oxigênios se unem ao nitrogênio por eletrovalênciac) um dos oxigênios se une por ligação covalente e o outro por

ligação semi-polar ou dativad) uma das ligações com o oxigênio é feita através de 2 elétrons

do átomo de nitrogênioe) as alternativas c e d estão corretas

(FM Santa Casa-68)

(357) Indicar a ordem crescente de polaridade das ligações entre os dois átomos dos seguintes grupos:

H-F H-C H-0 H-Br I II III IVa) I, II, III, IVb) I, III, IV, II d) II, III, I, IVc) IV, III, II, I e) II, IV, III, I

(FM Santa Casa-68)

(358) Compostos formados por ligações. . ... . são, em geral, sólidos de elevado ponto de fusão, insolúveis em solventes orgânico e que conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução.

Ao contrário, as substâncias que contem somente ligações .......são,usualmente, gases, líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão,

solúveis em solventes orgânicos e não conduzem a eletricidade no estado liquido ou em solução:

a) covalentes; eletrovalentes b) covalentes; íonicas d) íonicos; eletrovalentesc) eletrovalentes; covalentes e) eletrovalentes; íonicas

(FM Santa Casa-68)

(359) Se um determinado sal for adicionado a um solvente cuja constante dielétrica a 18 graus centígrados é igual a 80, a ionização do sal será aproximadamente igual a 40%. Se o dobro do mesmo soluto for adicionado a um solvente cuja constante dielétrica é igual a 22, a 18 graus centígrados, podemos afirmar que a porcentagem do sal a sofrer ionização será:

a) igual a 80% d) menor do que 40%b) maior do que 40% e) maior do que 80%c) cerca de 20%

(FM Santa Casa-69)

(360) Quais dos fatos abaixo indicam que o arsênío é elemento mais eletropositivo que o fósforo.

a) ASH3 é menos estável que PH3b) ASH3 é um agente redutor mais forte que o PH3

c) o composto As(OH)3 pode ser convertido em íons positivos por

ácido forte. Tal fato não acontece com o composto P(OH)3

d) todos acima

e) apenas os citados em a e c.

(FM Santa Casa-69)


(361) Em relação ao ponto de fusão dos compostos abaixo,

podemos dizer:

a) A e B apresentam o mesmo peso molecular, portanto possuem ponto

de fusão iguais

b) A tem maior ponto de fusão porque ocorre ponte de hidrogênio nos

radicais oxidrila e ácido

c) A tem maior ponto de fusão porque forma polímeros por pontes de

hidrogênio entre as moléculas

d) B tem maior ponto de fusão porque forma polímeros por pontes de

hidrogênio entre suas moléculas

e) B tem maior ponto de fusão porque seu radical ácido, por estar

distanciado da oxidrila, é muito ativo e apresenta-se sob forma iônica.

(FM Santa Casa-69)

(362) Apresentam propriedades para-magnéticas os átomos:

a) que são atraídos por um campo magnético possuem elétrons

não pareados

b) repelidos por um campo magnético possuem elétrons não

pareados

c) repelidos por um campo magnético possuem todos os elétrons

pareados

d) que não formam íons complexos

e) que são atraídos por um campo magnético por terem elétrons

pareados

(FM Santa Casa-69)

(363) 0 fósforo branco não conduz a corrente elétrica PORQUE é formado

de moléculas Pi, tetraédricas, cujos átomos ligam-se entre si por intermédio de

ligações covalentes.

(MEDICINA Santos-68)

(364) 0 líquido Q é um solvente polar e o líquido R e um solvente não

polar. Devemos esperar que:

a) ambos sejam miscíveis com um outro liquido T

b) o líquido Q seja miscível com água

c) ambos sejam miscíveis entre si

d) nenhum deles seja miscível com CCl4,

e) NaCl seja solúvel tanto em Q como em R



(365) Os elementos Q e T estão bastante separados na escala de

eletronegatividade. Isto indica que no composto QT:


a) Q e T são elementos cujos números atômicos estão muito afastados

b) o calor de formação tem um valor muito baixo

c) a ligação ê do tipo covalente coordenado

d) a ligação é predominantemente do tipo covalente pura

e) a ligação S do tipo iônico


(366-A) A questão seguinte refere-se à seguinte tabela:

a) iônica

b) devida, exclusivamente, a forças de Van der Waals

c) molecular, com pares de átomos ligados covalentemente, mas as

moléculas ligadas entre si por forças intermoleculares fracas

d) idêntica à existente no diamante, com os átomos ligados por

covalência para formar uma molécula gigante



A questão seguinte refere-se à seguinte tabela:

O gráfico que exprime corretamente a variação dos pontos de ebulição dos

hidretos da família do nitrogênio e no qual as abscissas representam os hidretos em

número crescente de número atômico e as ordenadas a temperatura em graus

centígrados é:

(367) 0 ponto de ebulição da amônia é anômalo em relação ao dos demais

hidretos da família do nitrogênio e esse comportamento e devido ao seguinte

fato:

a) a amônia se decompõe termicamente com muita dificuldade

b) existem pontes de hidrogênio entre as moléculas de amônia

c) as ligações na molécula de amônia são muito estáveis

d) a amônia tem baixa condutividade elétrica

e) a amônia possui pares eletrônicos não compartilhados



(368) No CH4, (ligação sp3) os ângulos H-C-H valem 109°28' PORQUE este

valor corresponde a deixar cada par eletrônico o mais afastado possível dos

outros elétrons.

(MOGI-69)

(369) Considerando-se os cloretos, KC1 , BaCl2, BiCl3 e HgCl2

pode-se dizer que do KC1 ao HgCl2 tem-se:

a) a energia interna, a estabilidade e o caráter molecular crescem

b) a estabilidade e o caráter iônico diminuem e a energia interna

aumenta

c) o calor de formação, a energia interna e o caráter molecular

diminuem

d) a energia interna, o calor de formação e a estabilidade

aumentam

e) nenhuma das afirmações acima

(MOGI-69)

(370) Considerando-se os calcogenetos de hidrogênio H20 , H2S e

H2Set, pode-se dizer que do H20 ao H2Se tem-se:

a) momento dipolar, calor de formação e estabilidade diminuem

b) reatividade e poder redutor aumentam e ionização diminui

c) peso molecular, densidade aumenta e caráter molecular diminui

d) polarização, caráter iônico e energia interna aumentam

e) nenhuma das respostas acima

(MOGI-69)

(371) A tabela abaixo apresenta algumas características dos

cristais sólidos A, B, C e D, baseados nas quais pode-se afirmar:

a) metal, covalente, molecular, iônico

b) iônico, molecular, covalente, metal

c) molecular, iônico, covalente, metal

d) molecular, iônico, metal, covalente


e) covalente, iônico, molecular, metal

(MOGI-69)

(372) Entre as placas de um condensador há hidrogênio que é retirado e

substituído por oxigênio. Nesta operação pode-se dizer que a constante

dielétrica:



a) permanece inalterável, praticamente

b) diminui

c) aumenta

d) nada se pode afirmar


(MOGI-69)

(373) 0 ponto de ebulição do criptônio é superior ao do argônio PORQUE

as forças de Van der Waals no criptônio são maiores.

(MOGI-69)

(374) Qual dos compostos abaixo é o melhor exemplo de sólido

constituído de pequenas moléculas que se atraem por forças do tipo Van der

Waals?

a) CaO

b) H20 d) SiO2

c) Na20 e) CO2

(ITA-64)

(375) Qual dos compostos abaixo é o melhor exemplo de sólido onde

todo cristal pode ser considerado uma simples molécula?

a) C02 (gelo seco) d) CaO (cal viva)

b) Si02 quartzo) e) S8 (enxofre sólido)

c) NaCl (sal gema)

(ITA-64)

(376) Qual das afirmações abaixo relativas à natureza das ligações

químicas é FALSA?

a) todas as ligações químicas têm em comum que elétrons são

atraídos simultaneamente por dois núcleos positivos

b) ligações químicas em geral tem um caráter intermediário entre a

ligação covalente pura e a ligação iônica pura

c) uma ligação química representa um compromisso entre forças

atrativas e repulsivas

d) ligações metálicas são ligações covalentes fortemente orientadas

no espaço

e) uma ligação covalente implica no "condomínio" de um par da

elétrons por dois átomos

(ITA-64)

(377) Qual dos compostos abaixo é o melhor exemplo de substância

com "pontes de hidrogênio" na fase líquida?

a) H20 d) H2S

b) CH4 e) PH3


c) HI (ITA-64)

(378) Qual das seguintes afirmações, referentes à substância pura

CaCl2, é FALSA?

a) é pouco solúvel em benzeno

b) é um sólido cristalino

c) no estado sólido é mau condutor da eletricidade

d) em solução aquosa contem igual número de íons de cálcio e

íons de cloro

e) conduz a eletricidade em solução aquosa devido ao movimento

dos íons positivos de cálcio e íons negativos de cloro

(ITA-66)

(379) A estrutura do anidrido sulfuroso é:

(cada traço equivale a um par de elétrons e a seta a uma ligação

dativa)

(ITA-66)

(380) Na grade cristalina de ferricianeto de potássio

K3[ Fe(CN)6] existem:

a) cátions K+, cátions Fe + + + e ânions CN¯

b) cátions K+, cátions Fe++ e ânions CN¯

c) cátions K+ e ânions [Fe(CN)6]¯ ¯ ¯

d) cátions K+ , cátions Fe + + + e moléculas (CN)2

e) moléculas K3[Fe(CN)6]

(ITA-66)

(381) Qual das seguintes fórmulas eletrônicas é incorreta?

a) cloridreto, HC1

b) amoníaco, NH3

c) trifluoreto de boro, BF3

d) água, H20

e) ácido hipocloroso, HC10 (ITA-67)

(382) Usualmente os compostos iônicos se apresentam em

condições ambientes:

a) no estado liquido

b) no estado gasoso d) nos três estados de agregação


c) no estado sólido (EEU Mackenzie-

64)


(383) Dois elementos A c B separados por grande distância na série de

reatividade química e de números atômicos 11 e 16, respectivamente se

combinam dando:

a) composto molecular e de fórmula AB2

b) composto molecular e de fórmula A2B

c) composto iônico e de fórmula A2B

d) composto iônico e de fórmula A2B3

(EE S.Carlos-67)

(384) Classifique, entre as substâncias abaixo, as que têm caráter

covalente e as que têm caráter iônico:

(385) Um elemento metálico M forma um óxido de fórmula M2O. A

fórmula do seu cloreto será provavelmente:

a) MCI3 c) M2C1

b) MCI2 d) MCI

(Filosofia USP-67)

(386) A ligação química existente entre os átomos de iodo e

hidrogênio no iodeto de hidrogênio é, predominantemente:

a) iônica c) metálica

b) covalente d) dativa

(Geologia USP-67)

(387) Um elemento metálico M forma um óxido de fórmula M2O3.A

fórmula do seu cloreto será provavelmente:

a) MC12 c) M2 Cl3

b) MCI3 d) M3 Cl

(Geologia USP-67)

(388) Dos elementos abaixo, o mais eletronegativo é:

a) B c) O

b) S d) He e) N

(Campinas-67)

(389) Considerando as seguintes substâncias:

a) CHH b) HF c) SiH4 d) NaH e) H2S

a que apresenta em todos os estados físicos um número


considerável de pontes de hidrogênio é ..........

As questões 390, 391 e 392 utilizam as informações da seguinte

tabela :

SUBSTÂNCIA P.F. °C P.E. °C

a) argônio -189,4 -185,9b) CC14 -22,9 -76,7c) NH3 77,7 -33,38d) RbBr 681 1351e) Cdiamante acima de 3500 cerca de 4300

(390) A substância que forma ligação predominantemente iônica é.......

(391) A substância que apresenta forças de atração intermolecular

do tipo de Van der Waals mais fracas é ...........

(392) A substancia que apresenta fórmulas gigantes é ......

(Campinas-67)

(393) 0 tipo de ligação formado quando dois átomos compartilham

um par de elétrons é chamado de:

a) iônica c) eletrovalente

b) covalente d) dupla


(394) A água é um melhor solvente para sais do que o benzeno

porque:

a) água forma Tons H3O+ quando adicionada a ácidos

b) a polaridade das moléculas da água tende a suplantar as

atrações entre os íons do sal.

c) as moléculas da água possuem maior energia que as moléculas

do benzeno


(395) Nas moléculas H2, HF e HI apresenta maior caráter covalente

a ligação:

a) H - F

b) H - H

c) H - I

(FEF Armando Álvares Penteado-68)

(396) A molécula do cloreto de amônio contêm:

a) 4 covalências e 2 coordenações

b) 2 eletrovalências e 3 covalências

c) 3 covalências, 2 coordenações e 1 eletrovalência

d) 3 covalências, 1 coordenação e 1 eletrovalência

e) 3 covalências e 1 eletrovalência


(UFRJ-68)



(397) A ponte de hidrogênio é uma ligação tão forte quanto a

covalência PORQUE ambas se produzem do mesmo modo.

(MEDICINA GB-68)

(398) Qual o momento dipolar de uma molécula cuja distancia entre os

centros de carga é de 2 Angstrons, sendo as cargas iguais a 4,8.10¯10 unidades

eletrostáticas C.G.S.?

a) 9,6 D

b) 9, 6xl0¯18 D d) 9,6x10¯10 D

c) 4,8x10¯10 D e) nenhuma das respostas citadas

(MEDICINA GB-68)

(399) Nos grupamentos abaixo qual não apresenta o tipo de

ligação indicado?

a) NaCl ... iônica

b) CH4 ...... covalente d) Cu-Cu ........ metálica

c) H30+ ...... iônica e) NaF ........ iônica

(MEDICINA GB-68)

(400) A partir das solubilidades em n-hexano e água dadas abaixo:

COMPOSTO SOLUBILIDADE (g/100 g de solvente a 200C)

n-hexano água

1 29,6 0,0

2 0,0 30,1

3 3,4 4,2

4 14,1 0,0

5 0,0 46,2

Coloque os 5 elementos na ordem decrescente de polaridade:

a) 5, 2, 3, 1, 4 d) 1, 4, 3, 5, 2

b) 1, 4, 3, 2, 5 e) 3 , 4, 2, 1, 5

c) 5, 2, 3, 4, 1 (MEDICINA GB-68)

(401) As pontes de hidrogênio explicam:

a) o funcionamento dos transistores

b) as propriedades magnéticas do oxigênio liquido

c) a expansão da água quando se congela

d) as propriedades especiais do Freon

e) a radioatividade do H-3

(MEDICINA GB-68)

(402) Qual dos seguintes solventes você escolheria para dissolver

o naftaleno?

a) água c) solução aquosa de d) heptano

b) amônia cloreto de sódio e) nenhum deles


(403) A ligação química entre dois átomos será iônica ou covalente,

dependendo:

a) dos números de elétrons dos átomos

b) dos números de níveis energéticos dos átomos

c) das eletronegatividades dos átomos

d) da hibridaçao dos orbitais

e) de nenhum dos fatores acima

(MEDICINA GB-68)

(404) A afirmação de um orbital molecular possuir dois elétrons de spins

contrários e provenientes de dois átomos é uma característica da:

a) ligação iônica d) ligação de Van der Waals

b) ligação covalente e) ponte de hidrogênio

c) ligação metálica

(MEDICINA GB-68)

(405) 0 ponto de ebulição da H2O a uma atmosfera de pressão é 100°C, o

do H2S nas mesmas condições é -55°C. A diferença se explica:

a) pela existência de ponte de hidrogênio na água

b) pela existência de pequenas quantidades de deutério na água

c) pela existência de ligações covalentes entre o átomo de oxigênio

e os de hidrogênio

d) pela diferença entre os pesos moleculares das duas

substâncias

e) por nenhuma das explicações acima

(MEDICINA GB-68)

(406) Um elemento A, de número atômico 13, combina-se com

um elemento B, de um número atômico 17, a fórmula do composto é:

a) A3B

b) AB d) AB5

c) AB3 e) AB7

(ENGENHARIA GB-67)

(407) 0 ácido fluorídrico tem um ponto de ebulição mais alto do que o

ácido clorídrico porque:

a) o flúor e um gás

b) o flúor tem um número atômico menor que o cloro

c) o HF forma pontes de hidrogênio mais fortes

d) o HC1 tem um peso molecular maior

e) o cloro é um gás

(UFMG-67)

(408) Há três tipos de valência que tem uma sinonímia extensa:


- eletrovalente, iônica, heteropolar ou polar



- covalente, homopolar, não polar

- coordenada-coiônica, covalente dativa, semi-polar

Assinalar o composto que possui os três tipos de valência:

a) (C6H5)3C+C1¯

b) NaOC6H5

c) Cl-C6H4-NH2

d) K4Fe(CN)6

e) SO3

(UFMG-68)

══════════════



capítulo 5 capítulo 5


classificação periódica dos elementos -5

A HISTÓRICO

______________________

A) HISTÓRICO

_______________________

À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos,

observaram-se semelhanças entre as propriedades f í sicas e qu í micas em

determinados grupos desses elementos.

Procurava-se ,então, uma maneira de selecionar os elementos em

conjuntos de propriedades semelhantes ou mesmo de ordenar certos elementos

onde suas propriedades variassem gradativamente. Diversas tentativas foram

realizadas, todas baseadas no "bom senso", após investigações puramente

experimentais.

Em 1817, o cientista Dõbereiner chamou a atenção para a existência de

diversos grupos de tr ê s elementos com propriedades químicas semelhantes. Em

cada grupo, colocando-se os elementos na ordem crescente de suas massas

at ô micas , observou-se que a massa atômica do elemento intermedi á rio era

aproximadamente a média aritmética das outras massas atômicas.

Exemplos:

Os grupos tornaram-se conhecidos como"Tríades de Dõbereiner". No

entanto, começaram a surgir elementos de propriedades químicas semelhantes

cujas massas atômicas desrespeitaram a regra para as tríades.

Em 1862, Chancõurtois imaginou a seguinte disposição para os elementos

químicos: colocou-os ha ordem crescente de suas MASSAS ATÔMICAS sobre uma

espiral traçada na superfície de um cilindro.


Notava-se que os elementos colocados na mesma vertical apresentavam

propriedades químicas semelhantes. Ao lado do cilindro esta a sua superfície

planificada com os respectivos elementos. A espiral tinha uma inclinação de 45º.

e foi denominada espiral telúrica.

Para massas atômicas mais elevadas não se observava nenhuma

obediência ã regra.

Em 1864, Newlands observou que, colocando-se os elementos na ordem

crescente de suas massas atômicas, o oitavo elemento era semelhante ao primeiro;

o nono era semelhante ao segundo, e assim por diante.

H Li Be B C N O

F Na Mg Al Si P S

Cl K Ca Cr Ti etc.

A correlação foi chamada lei das oitavas por causa da semelhança com as

notas musicais. Os químicos daquela época qualificaram-na como uma

"classificação ridícula"; mas, na verdade, estava lançada a idéia da periodicidade

das propriedades dos elementos em fun çã o de suas massas atômicas.

O passo decisivo da classificação foi dado em 1869 com os trabalhos de

Lothar Meyer e Dimitri Ivanovich Mendeleyev que fizeram pesquisas

independentemente e lançaram, no mesmo ano classifições quase idênticas.

Lothar Meyer construiu uma tabela baseando-se fundamentalmente nas

propriedades físicas dos elementos (densidade, pontos de fusão, pontos de

ebulição, etc). Uma dessas propriedades que muito o auxiliou na confecção da

tabela foi o volume atômico. Essa propriedade será descrita mais adiante.

Mendeleyev dedicou-se mais ao estudo das propriedades químicas desses

elementos como reação com oxigênio, valência, hidretos, etc; para a construção da

tabela periódica e chegou a uma conclusão análoga.


classificação periódica dos elementos-5

O grande mérito desses cientistas foi o de terem descoberto que,

observando os elementos na ordem crescente de suas massas atômicas, de tempos

em tempos, repetiam-se muitas propriedades físicas e químicas.

Estava, assim lançada a lei da Periodicidade dos Elementos:

"Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções

periódicas de nuas massas atômicas".

Mendeleyev colocou os elementos químicos na ordem crescente do suas

massas atômicas dispondo-os em colunas e fileiras, mas tomou O cuidado de

manter na mesma vertical os elementos de propriedades químicas semelhantes.

Tomou a liberdade de deixar muitos vazios dizendo que seriam mais tarde

ocupados por elementos até então desconhecidos.

Deixaremos de apresentar a tabela original de Mendeleyev por ser muito

semelhante à 2a. tabela lançada 3 anos depois e que está adiante reconstituída.

Considerando que naquela época só se conheciam cerca de 60 elementos e

que os elementos de elevadas massas atômicas eram mal conhecidos, somos

obrigados a aceitar que, apesar de muito incompleta, a Tabela Periódica de

Mendeleyev foi um grandioso trabalho.

Indiscutivelmente foram impressionantes as previs õ es das propriedades

químicas e físicas de elementos até então desconhecidos.

Baseado exclusivamente na posi çã o do elemento na tabela, Mendeleyev

corrigiu pesos at ô micos de diversos elementos.

A 2a. tabela de Mendeleyev apresentava 8 colunas verticais denominadas

GRUPOS e 12 fileiras horizontais denominadas SÉRIES.


Cada grupo, de I a VII, ficou subdividido em 2 subgrupos: da s é rie par

abrangendo as séries 2, 4, 6, 8, 10 e 12 (pares) e os sub grupos da s é rie Impar

abrangendo as séries 1, 3, 5, 7 , 9 e 11 (ímpares) .

Esta classificação foi preferida porque as propriedades químicas eram mais

semelhantes entre os elementos do mesmo subgrupo par ou subgrupo í mpar .

Localizemos alguns subgrupos e seus elementos:

- elementos do subgrupo I ímpar - Li, K, Rb e Cs

- elementos do subgrupo I par - Na, Cu, Ag e Au

- elementos do subgrupo VII ímpar - Cl , Br e I

Particularmente brilhantes e ousadas foram duas idéias de Mendeleyev:

1º.) Deixar alguns vazios na tabela dizendo que eles seriam pre nchidos por

elementos futuramente a serem descobertos, já antecipando suas massas

atômicas e muitas de suas propriedades.

Na tabela estão assinaladas com asteriscos (*, **, ***) as três célebres

previsões de Mendeleyev:

NOME DADO POR MENDELEYV NOME ATUAL

* eka-bovo ------------------------------------ Escâncio (Sc)

** eka-alumínio --------------------------------- Gálio (Ga)

*** eka-silício ------------------------------------- Germânio (Ge)

A palavra eka quer dizer o primeiro. De fato, o eka-Boro é o primeiro

elemento que vem depois do Boro na coluna do subgrupo III-par; o eka-Alumínio

vem depois do Alumínio no subgrupo III-ímpar; e o eka-Silício vem após o Silício

no subgrupo IV-ímpar.

Esses três elementos foram descobertos alguns anos mais tarde:

- o Gálio foi descoberto por Boisbaudran em 1875

- o Escândio foi descoberto por Nilson em 1879

- o Germânio foi descoberto por Winkler em 1886

Em particular, foram assombrosas as coincidências das propriedades do

Germânio (eka-Silício) que tinham sido previstas por Mendeleyev quinze anos

antes do seu descobrimento.

Eis a seguir o quadro comparativo:



2º.) Desrespeitou a "ordem das massas atômicas" para as posições de

Tel ú rio e Iodo de modo que esses elementos caissem em colunas verticais onde já

houvesse outros elementos semelhantes.

Esta inversão foi mantida na tabela periódica como uma exce çã o ;

entretanto, mais tarde verificou-se que essas posições dos elementos estavam

corretas porque descobriu-se que os elementos da tabela periódica estavam na

ordem crescente de seus números atômicos.

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B A MODERNAA MODERNA

CLASSIFICACLASSIFICAÇÃÇÃOO

PERIPERIÓÓDICADICACom o passar dos anos, foram sendo descobertos novos elementos

químicos e as "lacunas" da tabela de Mendeleyev foram sendo preenchidas.

Em particular, a descoberta dos gases nobres em 1894 obrigou a

introdução de uma nova coluna na tabela primitiva e que foi denominada grupo

zero.

Quanto aos gases nobres temos o seguinte histórico: Lord Rayleigh e Sir

William Ramsay verificaram que havia uma diferença de densidade entre o ar

atmosférico e a simples mistura de N2 e O2 que era a suposta composição do ar

atmosférico naquela época.

Eles conseguiram isolar um "resíduo gasoso" extraindo N2 e O2 do ar

atmosférico e, através da análise espectral, verificaram que se tratava de uma

mistura de novos elementos.


Na Terra, os gases nobres hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e

radônio são praticamente encontrados apenas no ar atmosférico; deles, o argônio é

o mais abundante (quase 1%). 0 hélio é um gás que envolve o Sol e absorve certas

radiações solares. Essa absorção produz linhas espectrais que foram observadas no

espectro solar, muito antes da sua descoberta aqui na Terra.

O fato mais importante para a perfeita compreensão da tabela periódica foi

lançado em 1911 quando van der Broek sugeriu que a carga nuclear do elemento

(atual número atômico) seria o número de ordenação do elemento na tabela.

Por exemplo, o hidrogênio, que tem apenas 1 próton no núcleo (uma

unidade de carga atômica), seria o 19 elemento; o sódio, por ter 11 prótons, seria

o 119 elemento; e assim sucessivamente.

Realmente, essa sugestão foi confirmada por Moseley.

Este jovem cientista (que faleceu apenas com 28 anos de idade) obteve

espectros de emissão de diversos elementos. Ele usou esses elementos como

anteparos no tubo de raios-X. Verificou que cada elemento produzia raios-X de

diferentes comprimentos de onda.

Com os λ dos raios-X assim obtidos, pode-se determinar as cargas

nucleares e verificou-se que a ordem dos elementos na tabela periódica é

exatamente a ordem crescente das cargas nucleares.

Por isso, hoje em dia, a lei da periodicidade é reenunciada e conhecida

como lei de Moseley:

Muitas propriedades f í sicas e químicas dos elementos são

fun çõ es peri ó dicas de seus n ú meros at ô micos.

Reparem: n ú meros at ô micos e não massas at ô micas como diziam Lothar

Meyer e Mendeleyev.

Na atual tabela existem algumas invers õ es de massas at ô micas mas os

elementos químicos estão exatamente na ordem de seus n ú meros atômicos.



Com a descoberta das configurações eletrônicas dos átomos, a tabela

periódica recebeu uma nova interpretação através do estudo do número de

elétrons. Este estudo foi iniciado por Bohr em 1922 e será discutido logo adiante.

Existem diversas formas de apresentação para periódica moderna

porém, todas são equivalentes.

Uma das mais usadas é a forma longa. A seqüência dos elementos é

disposta na ordem crescente de seus números atômicos, em linhas horizontais,

denominadas per í odos . Tomou-se o cuidado de deixar na mesma coluna, elementos

de propriedades químicas semelhantes. Em ou trás palavras: "elementos da mesma

coluna vertical formam compostos semelhantes".

A) OS SETE PERÍODOS (linhas horizontais)

- o primeiro muito curto com 2 elementos: H eHe (a po sição do H é discutível!- o segundo curto com 8 elementos: do Li ao Ne- o terceiro curto com 8 elementos: do Na ao Ar- o quarto longo com 18 elementos: do K ao Kr- o quinto longo com 18 elementos: do Rb ao Xe- o sexto muito longo com 32 elementos: do Cs ao Rn- o sétimo incompleto com 17 elementos: do Fr ao Lw

B) AS DUAS SÉRIES OU FAMÍLIAS DE "TERRAS RARAS"

- os Lantanídios com 15 elementos: do La ao Lu

Esses quinze elementos deveriam ficar todos na"3a. casa" do 6º. periódo;

por comodidade, foram escritos numa linha fora da tabela.

- os Actinídios com 15 elementos: do Ac ao Lw

Esses quinze elementos (a maioria deles artificiais) deveriam estar na "3a.

casa" do 7º. periódo, mas também costuma-se colocá-los numa linha à parte.

C) AS DEZOITO COLUNAS

Cada coluna reúne os elementos químicos que mais se assemelham

entre si e na formação de compostos.

As dezoito colunas formam nove grupos de famílias de elementos.

- os grupos 1 a 7 formam os sub-grupos A e B



- o grupo 8 (ou melhor 8B) abrange três colunas, com as tríades

Fe - Co - Ni / Ru - Rh - Pd / Os - Ir - Pt

- o grupo zero compreende os gases raros ou nobres.

Alguns subgrupos recebem nomes especiais:

1A - metais alcalinos

2A - Metais alcalinos-terrosos

6A - chalcogênios (geradores de calor)

7A - halogênios (geradores de sais)

OBSERVAÇÕES:

As colunas 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7 A e zero representam, de certa forma,

a parte mais importante da Tabela Peri ó dica , pois aí estão os elementos químicos

cujas propriedades variam mais regularmente -"são os elementos típicos",

"elementos normais" ou "elementos caracteíisticos".

Nas colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B (coluna tripla) estão os "elementos de

transição".

═════════════

C AS ESTRUTURASAS ESTRUTURAS

ELETRELETRÔÔNICAS NICAS

DOS ELEMENTOSDOS ELEMENTOSRecapitulemos, rapidamente, as regras fundamentais do preenchimento

dos níveis eletrônicos dos elementos químicos.

- Os elétrons tendem a ocupar, de preferência, os orbitais de menor

energia que estão vagos.

- Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons de spins contrários.

- Quando existem vários orbitais num mesmo nível energético, entrará

inicialmente apenas um elétron em cada orbital e só depois esses orbitais serão

completados com o segundo elétron (Hund).

Recordemos que existe o diagrama de Linus Pauling para preenchimento

de subníveis.

Como se pode verificar, existem alguns elementos cujas distribuições

eletrônicas n ã o obedecem ao diagrama de Pauling. As explicações desses casos

não serão discutidas neste livro.


Observando-se as configurações eletrônicas dos elementos da Tabela

Periódica verifica-se:

a) O numero de camadas eletr ô nicas de um elemento é a ordem do

per í odo a que pertence esse elemento.

EXEMPLOS:

- o iôdo (I) é do 5º.período; logo, possui 5 camadas eletrônicas.

- o tungstênio (W) é do 6º. período; logo, possui 6 camadas

eletrônicas.

- o urânio (U) é um Actinídio é do 7º. período e possui 7

camadas eletrônicas.

b) El é trons na camada externa

O número de elétrons periféricos depende do elemento ser ou n ã o

elemento de transi çã o .

b-l)Os elementos n ã o de transi çã o , ou seja, dos subgrupos 1A, 2A, 3A, 4A,

5A, 6A, 7A e também 1B, 2B possuem na camada externa o n ú mero de el é trons

igual ao n ú mero deste subgrupo .

EXEMPLOS:

- o selênio (Se) e do subgrupo 6A; logo, possui 6 elétrons na

camada periférica.

- o gálio (Ga) I do subgrupo 3A; na sua camada externa possui 3

elétrons.

- o ouro (Au) é do subgrupo 1B; logo, tem 1 elétron periférico.

b-2) Os elementos de transi çã o , ou seja, dos subgrupos 3B, 4B, 5B, 6B,

7B e 8B possuem na camada externa 1 ou 2 el é tron s.

EXEMPLOS:

- o manganês (Mn) édo subgrupo 7B e tem 2 elétrons periféricos.

- o háfnio (Hf) e do subgrupo 4B e tem 2 elétrons na camada

externa.

- o molibdênio (Mo) é do subgrupo 6B e tem 1 elétron na

camada externa.

Em particular, os Lantan í dios e os Actinídios possuem na camada externa 2

el é trons . Os elementos dessas famílias apresentam propriedades físicas e químicas

muito semelhantes. São denominados elementos de transi çã o interna .

c) Estudo das camadas internas a partir do 4º. per í odo

A partir do 4º. período aparecem os elementos de transição.

Seja n o número de camadas de um átomo. Evidentemente pertencem ao

né simo período. Por exemplo, o tungstênio (W) possui a configuração 2-8-18-32-12-

2; possui 6 camadas e pertence ao 6º. período

Assim podemos concluir que, sendo n a ordem do período, teremos:


camada externa ---------- número quântico principal n

penúltima camada --------- número quântico « (n - 1)

ante-penúltima camada---- número quântico » (n - 2)

No exemplo do tungstênio:

elétrons na camada n ------- 2

elétrons na camada (n - 1)----- 12

elétrons na camada (n- 2) ----- 32

Em outras palavras: um subnível (n - 1)d quer dizer: subn í vel d da

pen ú ltima camada ; (n - 2)f significa subnível f da ante-penúltima camada.

Os elementos n ã o de transi çã o apresentam nas camadas internas todos

subníveis completos. Se uma camada interna possui apenas o subnível s (camada

K) então terá 2 elétrons nessa camada, ou seja, a configuração s2; se a camada

possui subnível s e p, então terá configuração s2, p6, e assim sucessivamente. Isto

quer dizer que um elemento n ã o de transi çã o possui nas camadas internas 2, 8, 18

ou 32 el é trons .

Reconhece-se um elemento de transição porque, neste, uma das camadas

(penúltima ou ante-penúltima) possui subnível incompleto.

Exemplos:

A 2-8-18-18-7 ........ elemento não de transição

B 2-8-18-14-1 ........ elemento de transição

Os elementos de transição podem ser classificados em:

- transição simples e

- transição interna

Os elementos de transição simples caracterizam-se por apresentarem

subnível (n - l)d incompleto.

No exemplo anterior, o átomo B é elemento de transição simples, pois

apresenta na penúltima camada a configuração s2,p6,d6. 0 subnível d está

incompleto, pois comporta um máximo de 10 elétrons.

Apresentar subnível d incompleto significa ter nessa camada x elétrons de

modo que 8<x<18. De fato, o preenchimento dos subníveis de uma camada é

feito na ordem s,p,d e f.

Quando se começa preencher d, já temos s2,p6, ou seja, mais de 8 elétrons

e com 18 elétrons ter-se-á lotado o subnível d.

Num raciocínio análogo, é de se esperar que ter subnível f incormpleto

significa ter x elétrons na camada de modo que 18<x<32.

Os elementos que apresentam subnível (n - 2)f incompleto_(subnível f da

ante-penúltima camada) são os elementos de transição interna.

Exemplos:

A { 2-8-18-32-10-2 transição simples

B { 2-8-18-24-8-2 transição interna


Os elementos de transição interna são os Lantanídios e os Act í n í dios ,

ambos do subgrupo 3B e respectivamente dos 6º. e7o. períodos.

Nos Lantanídios, o subnível incompleto é o 4f; e nos Actinídios, é o 5f. Para

ambos, vê-se que os subníveis incompletos correspondem ao (n - 2)f.

EXEMPLOS:

Seja o Térbio (Tb) de configuração 2-8-18-27-8-2 (n = 6)

Na ante-penúltima camada temos a configuração

4s2, 4p6, 4d10, 4f9

0 subnível 4f está incompleto, pois comporta um máximo de 14 elétrons.

Graficamente:

Examinando-se a configuração eletrônica, imediatamente pode-se concluir

se o elemento é ou n ã o de transição. Podemos ainda "enxergar" se o elemento n ã o

de transi çã o está à direita ou á esquerda da faixa de transi çã o .

A faixa de transição corresponde aos elementos dos grupos 3B, 4B,

5B, 6B, 7B e 8B.

A partir do 4º. Período temos para os elementos n ã o de transi çã o :

- à esquerda da faixa de transição { possuem 8 elétrons na

(IA e 2A) { penúltima camada

- à direita da faixa de transição {possuem 18 elétrons na

(3A,4A,5A,6A,7A,zero, 1B, 2B) { penúltima camada

EXEMPLOS:

Podemos esquematizar um estudo eletrônico característico para os

elementos da tabela periódica.


Classificação periódica dos elementos -5

Reprisemos os seguintes fatos:

a) Os elementos dos subgrupos 1A e 1B possuem na ú ltima camada o

subnível s com 1 elétron. Diferencia-se o subgrupo porque os elementos de 1A

possuem 8 el é trons na pen ú ltima camada enquanto que os elementos do 1B

possuem 18 el é trons na pen ú ltima camada .

b) Os elementos dos subgrupos 2A e 2B possuem na camada externa o

subnível s com 2 elétrons. Diferencia-se o subgrupo de modo análogo ao caso

anterior ou seja, pela penúltima camada.

Nessa camada os elementos do 2A possuem 8 el é trons enquanto que do

2B possuem 18 el é trons .

c) Os elementos dos subgrupos 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e zero vão

completando o subnível p da última camada.

d) Os elementos de transição possuem na última camada o subnível s

com 1 ou 2 el é trons .

e) Os elementos de transi çã o simples possuem o subnível d da penúltima

camada de modo incompleto.

f) Os elementos de transição interna possuem o subível f da ante-

penúltima camada de modo incompleto.



EXERC Í CIOS

Fazer as associações com as letras, dadas as configurações

eletrônicas:

(409) 2, 8, 18, 1 a) elemento de transição

(410) 2, 8, 8, 1 b) metal alcalino

(411) 2, 8, 18, 6 c) metal do grupo 1B

(412) 2, 8, 14, 2 d) chalcogênio

Fazer as associações:

(413) 2, 8, 18, 23, 8, 2 a) metal de transição simples

(414) 2, 8, 18, 32, 14, 2 b) Lantanídio

(415) 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 c) Actinídio

(416) 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 d) metal alcalino

Efetuar as associações


D PROPRIEDADESPROPRIEDADES

PERIPERIÓÓDICAS DICAS

E APERIÓDICASE APERIÓDICAS

Se examinarmos as propriedades físicas e químicas dos elementos, à

medida que seus números atômicos vão crescendo, concluiremos que existem:

- PROPRIEDADES PERI Ó DICAS : são propriedades que variam

periodicamente e atingem valores máximos e mínimos em colunas bem deter

minadas na Tabela Periódica.

- PROPRIEDADES APERIODICAS: são aquelas que vão sempre

aumentando ou sempre diminuindo a medida que crescem os números

atômicos.

Dentre as propriedades aperiódicas podemos citar:

1) A massa atômica que aumenta juntamente com o número atômico.

2) 0 calor específico que diminui 5 medida que aumenta o número

atômico.

3) A quantidade de raias no espectro de raios-X que cresce com o

número atômico.

Dentre as propriedades periódicas, aquelas que repetem valores

sistematicamente e as mais importantes serão estudadas adiante.

_________________

1) DENSIDADE

________________________

Por definição:

Densidade = massa

volume

Vamos estudar apenas as variações de densidades dos elementos no

estado s ó lido , na Tabela Periódica.


A densidade de um sólido depende:



a) da massa do átomo

b) do tamanho do átomo

c) da maior ou menor compactação no empi1hamento desses

átomos.

Examinando-se os elementos na ordem crescente de seus números

atômicos, temos o seguinte gráfico para as densidades.

Conclusão:

A densidade dos elementos aumenta das extremidades para o centro

e de cima para baixo.

Os elementos mais densos situam-se ao centro, na parte inferior da Tabela.

São eles: ósmio e irídio.

_________________________________

2) VOLUME ATÔMICO

________________________

Por definição, volume at ô mico é o volume ocupado por um átomo-

gráma do elemento (6,02 x IO23 átomos) considerado no estado s ó lido .


Equivale a:

volume atômico = massa de um átomo-grama densidade no estado sólido

Reparem que o volume atômico n ã o_depende da massa do atômo , pois

a densidade já está relacionada a massa.

O volume atômico depende:

a) do tamanho do átomo

b) da maior ou menor compactação no empilhamento desses

átomos.

O leitor deverá imaginar um "pacote" contendo 1 dúzia de limões e

outro 1 dúzia de maçãs.

No caso de átomos deveremos ter 6,02 x 1023átomos ao invés de 1

dúzia.

Examinando-se os volumes atômicos dos elementos na Tabela

Periódica, temos:

Conclus ã o :

Vê-se que os volumes atômicos crescem do centro para as

extremidades e de cima para baixo.


classificação periódica dos elementos – 5

De um modo esquemático, supondo que a á rea dos c í rculos abaixo

representados sejam proporcionais aos volumes atômicos teremos:

_____________________________________

3) PONTOS DE FUSÃO

______________________________________

Defini çã o :

Ponto de fusão é a temperatura na qual o elemento passa do estado

s ó lido para o estado líquido, sob determinada pressão.

A pressão normal (1 atmosfera) temos o seguinte gráfico:


Conclus ã o :

O ponto de fusão aumenta:

- das extremidades para o centro em cada período.

- de cima para baixo nas colunas do centro e da direita

- de baixo para cima nas colunas da esquerda.

Esquematicamente

Os pontos de ebulição (temperatura

de passagem do liquido para vapor), à

pressão normal, também possuem

uma variação semelhante.

O elemento que apresenta maior

ponto de fusão e de ebulição é o

tungstênio. (P.F= 3410°C e P.E =

5.9300C)

Em temperatura e pressão ambiente (25°C e 1 atmosfera) encontram-se:

- no estado gasoso: gases nobres, F2 , Cl2 , 02 , 03 , N2 e H2

- no estado líquido: Br2, Hg e Fr

- no estado sólido: restantes elementos

________________________________________________________

4) RAIOS: ATÔMICOS, COVALENTE,

IÔNICO E DE VAN DER WAALS

_________________________________________

É impossível determinar o tamanho

exato de um átomo isolado.

Um dos recursos para se medir o

tamanho aparente de um átomo

é medir, através dos raios-X, a dist â ncia

internuclear de átomos ligados.

Exemplo:

Sejam dois átomos de hidrogênio

formando a molécula H2 .

classificação periódica dos


elementos-5

Os raios-X medem a distância internuclear "d" entre os dois átomos.

Embora saibamos que houve uma interpenetração das nuvens eletrônicas,

vamos supor que o raio aparente do átomo de hidrogênio é d/2.

No exemplo citado a ligação entre os átomos é do tipo covalente.

Se a ligação entre 2 átomos quaisquer fosse met á lica teríamos uma

interpenetração menor da nuvem eletrônica.

Resolveu-se dar nomes específicos para os raios aparentes conforme o

tipo de ligação.

Temos, então:

- Ligação metálica------------------- raios atômicos

- Ligação covalente----------------- raio covalente

- Ligação iônica ------------------ raio iônico

- Ligação de Van der Waals ---- raio de Van der Waals

Para os elementos do subgrupo(A)a variação dos raios aparentes é:

Num período --- aumentam

da direita para a esquerda.

Numa coluna -- aumentam

de cima para baixo.

No esquema foram

considerados raios atômicos (para

ligações metálicas) e raios covalentes

(para ligações covalentes).

Considerando-se os raios

i ô nicos temos em relação aos raios atômico e covalente:

a) Para metais:

o raio iônico é menor que o raio atômico, pois o metal perde elétron

transformando-se em cátion.

b) Para não metais:

o raio iônico é maior que o raio covalente, pois o átomo ganha elétron para

se transformar em ânion.

Como exemplo ilustrativo citemos os metais alcalinos e os

halog ê nios .


Falemos agora no raio de Van der Waals.

É a semi-distância entre 2 átomos que apresenta a ligação de Van

der Waals.

Exemplifiquemos o cloro sólido.

Na realidade, uma molécula "encosta-se" à outra no estado sólido.

Podemos esquematizar as moléculas desenhando á tomos com raios aparentes.



Então, tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada da outra.

A metade da dist â ncia entre os átomos de cloro que "se encostam" e pertencem a

moléculas diferentes é denominada raio de Van der Waals.

Como se vê, o raio de Van der Waals é sempre maior que o raio covalente.

Quanto maior o raio covalente, maior será o raio de Van der Waals.

Evidentemente podemos falar no raio de Van der Waals para elementos

nobres no estado s ó lido .

Vejamos alguns exemplos de raios de Van der Waals.

SUBSTÂNCIA RAIO DE VAN DER WAALS (Å) Ne 1 ,60

Xe 2,17

F2 1 ,35

O2 1 ,40

Cl2 1 ,80

Resumindo:

a) Para liga çõ es entre metais

Nestes casos só aparecem liga çõ es met á licas e falaremos que a metade

da distância internuclear é o raio at ô mico .

b) Para liga çõ es entre metal e n ã o metal

Nestes casos temos liga çõ es iônicas e teremos raios iônicos.

Evidentemente, existem métodos para se terminar o raio do cátion e o raio do â nion

que somados dá a dist â ncia internuclear entre os íons .

c) Para liga çõ es entre n ã o metal - n ã o metal

Agora a ligação é covalente e teremos o raio covalente. Simultaneamente

pode-se falar em raio de Van der Waals para as ligações mol é cula-mol é cula.

d) Para elementos nobres no estado s ó lido

Nestes casos só poderemos falar em ligação de Van der Waals.

Obs. :

Atualmente, com a descoberta de compostos contendo elementos

nobres, pode-se falar em raio covalente para os elementos nobres.

══════════════


E POTENCIALPOTENCIAL

DE IONIZAÇÃODE IONIZAÇÃO

__________________________________________________________

1) DEFINIÇÃO DE ELÉTRON-VOLT (eV)

__________________________________________________________

Sejam 2 pontos de espaço onde a

diferença de potencial é de 1 volt.

Vamos supor que um elétron

encontra-se no ponto de potencial

menor. Para transportá-lo ao ponto

de maior potencial é necessário

fornecer ao elétron a energia de 1

el étron volt (1 eV) .

____________________________________________________________________________

Elétron-volt (eV) é a energia necessária para levar o elétron de um

ponto a outro onde a diferença de potencial é 1 volt.

____________________________________________________________________________

Relacionemos eV e joule.

Sabemos que 1 joule = 1 coulomb x 1 volt

Dimensionalmente: [energia] = [carga] x [tensão]



Para a energia de 1 eV a carga é de 1 elétron (1,6 x 10-19) e a tensão será

de 1 volt.

Então:

1 eV = (1,6 x 10-19)x (1) = 1,6 x 10-19 coul. X volt

coul. volt joule

Teremos, então.

1 eV = 1,6 x 10-19 joules

ou, ainda, em calorias, usando as relações da termodinâmica:

1 eV = 3,84 x 10-20 cal

_______________________________________________

2) DEFINIÇÃO DE POTENCIAL DE IONIZAÇÃO

__________________________________________________________________

Chama-se primeiro potencial de ioniza çã o a energia necessária pura

arrancar um elétron da camada mais externa de um átomo isolado no estado

gasoso.

(A grandeza é geralmente expressa em eV).

Exemplos:

Para o Lítio o primeiro potencial de ionização é 5,4 eV. Isto significa que,

para tirar o elétron da última camada do Lítio (2s), é necessária a energia de 5,4 eV.

Definem-se também segundo, terceiro, quarto, etc. potenciais de ionização

que se referem respectivamente a extrações do segundo, terceiro, quarto, ...

elétrons de um átomo.

Na prática verifica-se que à medida que vão sendo arrancados mais

elétrons, maior dificuldade aparecerá para arrancar novos elétrons em virtude da

diminuição do tamanho dos átomos e da aproximação dos elétrons aos seus

núcleos.

Exemplos:

1) Para o cálcio de Z = 20.

1º. elétron ------ 6 eV

3º. elétron ------- 20 eV

9º. elétron ------ 43 eV

11º. elétron ------ 320 eV

†


20º. Elétron ------3600eV


2) Para o Lítio de Z = 3

1º. elétron------ 5 eV

3º. elétron----— 65 eV

___________________________________________________________________

3) VARIAÇÃO DOS POTENCIAIS DE IONIZAÇÃO

________________________________________________

Neste curso haverá interesse de estudarmos apenas o primeiro potencial

de ioniza çã o .

Chamaremos o primeiro potencial de ioniza çã o simplesmente de potencial

de ionização. Para se extrairem elétrons, a energia necessária será tanto maior

quanto mais próximo do núcleo estiver o elétron. Assim, o potencial de ionização

será tanto menor quanto maior for o n ú mero de camadas do átomo.

Por outro lado, para átomos com mesmo número de camadas eletrônicas

potencial de ionização será tanto maior quanto maior o número de elétrons na

camada mais externa, pois estes apresentam maior capacidade de atrair el é trons .

Logo, entre os halogênios: F, Cl, Br, I e At, todos com 7 elétrons na camada

mais externa, o flúor com apenas 2 camadas apresenta o maior potencial de

ionização.

Entre Li, Be, B, C, N, 0, F, todos com apenas 2 camadas eletrônicas, o flúor

apresenta maior potencial de ionização porque tem 7 elétrons na última camada.

Já percebemos que os potenciais de ionização apresentam variações

concordantes com a eletronegatividade.

Devemos lembrar que se pode falar em potencial de ionização para os

gases nobres.

_ Como os gases nobres já são estáveis, é difícil arrancar os elétrons desses

átomos. Desta forma, os gases nobres apresentam os maiores potenciais de

ionização dentro de cada período. O elemento de maior potencial de ionização é o

H é lio .

- Na tabela, temos valores decrescentes de cima para baixo porque os

átomos aumentam de tamanho.

Num período, os potenciais de ionização diminuem da direita para a

esquerda já que diminui o número de elétrons da camada periférica.


Eis uma parte da tabela onde temos os potenciais de ionização expressos

em eV.


Num gráfico cartesiano, colocando-se nas abcissas o número atômico e nas

ordenadas os potenciais de ionização teremos o seguinte aspecto:

Obs.:

O potencial de ionização foi expresso em Kcal/mol. Se você quer calcular o

valor em eV basta lembrar:

1 eV = 3,84 x 10¯23 Kcal

1 mol = 6,02 x 10 23 átomos

══════════════════


F ELETRONEGATIVIDADEELETRONEGATIVIDADE

____________

DEFINIÇÃO

____________

Eletronegatividade é a "força" com a qual um átomo atrai um elétron para

si, no instante da formação de uma ligação química com outro átomo..

Seja a reação:

A o + • B -----

No composto AB podemos imaginar duas hipóteses:

- "A" e B atraem igualmente os el é trons; então, o par eletrônico ficará a

meia distância entre A e B e diremos que A e B tem a mesma

eletronegatividade.

Aqui a ligação é covalente pura.

- "A" atrai os elétrons mais que B; então o par eletrônico fi cará "mais

perto" de A |A ° B| e diremos que A é mais eletronegativo que B (ou B mais

eletropositivo que A). Neste caso, a ligação será covalente polarizada, podendo ir

até o caso extremo de ligação iônica, quando um dos átomos ficar "dono" exclusivo

dos elétrons.

Esta é a noção elementar de eletronegatividade.

Para uma noção mais detalhada de eletronegatividade é preciso

acrescentar as grandezas denominadas potencial de ionização (Pj_) e afinidade

eletrônica (Af).

Vimos no item anterior o que é potencial de ionização e que a unidade mais

utilizada é o eV (eletronvolt).

Vamos definir a afinidade eletrônica:



Seja o á tomo de fl ú or isolado no estado gasoso; ele aceita um elétron e a

energia libertada nessa associação é chamada "Afinidade eletrônica".

Logo:

____________________________________________________________________________

Afinidade eletrônica e a energia libertada quando adicionamos 1

elétron ao átomo isolado, no estado gasoso.

_____________________________________________________________________

Muitas vezes, para adicionarmos um elétron ao átomo ocorre uma absor çã o

de energia; neste caso, teremos valores de Af negativos.

EXEMPLOS:

Então, nos casos do oxigênio e enxofre, a adição de elétrons é

acompanhada de absor çã o de energia .

Evidentemente, a afinidade eletr ô nica do F ° é igual ao potencial <le

ioniza çã o do F¯ .

Porém, reparem que o potencial de ioniza çã o do F° é outro valor:


Agora que já sabemos o que é potencial de ionização (Pi) e afinidade

eletrônica (Af) poderemos definir a eletronegatividade segundo o critério de

Millikan:

Sejam os átomos A e B de diferentes elementos. Vamos supor que eles

tivessem a mesma eletronegatividade e teríamos o par eletrônico da ligação A - B

perfeitamente em equilíbrio central A : B. Agora vamos separar estes átomos e

vamos supor que o par eletr ô nico da ligação fique somente em A ou somente em B.

Duas coisas podem acontecer:

ou formam ions A+ e B¯ ou,então,íons A- e B+, se os elétrons inicialmente

não pendem para nenhum deles, podemos dizer que temos inicialmente A° e B°.

Você percebe que:

O sinal menos antes de Af é porque se trata de energia necess á ria e não

libertada como é na definição de Af.



A energia total (ΔE) utilizada na dissociação da molécula A-B será:

1º. modo: ΔE = Pi(B) + [-Af(A)]

2º. modo: ΔE = Pi(A) + [-Af(B)]

No entanto, essas energias devem ser iguais desde que eles possuam a

mesma eletronegatividade.

Então:

Pi (B) - Af(A) = Pi-(A) - Af(B)

[Pi(B) + Af(B)]=[Pi(A) + Af(A)]

Por definição chamamos de:

X B e XA serão eletronegatividades de B e A.

O quociente 5,6 foi utilizado por Millikan para que os valores de X

coincidissem com os valores de eletronegatividade na escala de Pauling (a ser dada

depois).


Então:

se XA = XB A e B tem mesma eletronegatividade

se XB > XA B é mais eletronegativo que A

se XB < XA B é mais eletropositivo que A

EXERCÍCIO

421- Sabendo-se que o potencial de ionização do cloro é 13,0 eV e a

afinidade eletrônica e 4,0 eV, determine a eletronegatividade do cloro .

Assim foram determinadas as eletronegatividades de diversos elementos.

Porém, o processo foi muito limitado porque a afinidade eletrônica é conhecida

apenas para alguns elementos. O cálculo de Af é bastante complicado na prática e

não será discutido aqui.

Outro processo foi proposto por Pauling baseado em energia de ligação.

Que é energia de ligação?

Seja a molécula H2; vamos dissociá-la em 2 átomos H. Para isso,

precisamos de uma energia para romper a ligação H-H que é denominada energia

de ligação E H-H.

No caso, EH-H = 104 Kcal/mol quer dizer: "é necessário 104 kilocalorias

para romper 6 x IO23 ligações H-H",

A energia de ligação do Cl2 é Eci-ci = 58 Kcal/mol.

Nas moléculas H-H e Cl-Cl o par eletrônico está realmente em equilíbrio

central (covalência pura) em cada uma delas.



Vamos supor que o H e o Cl tivessem a mesma eletronegatividade. Isto

significa que para formar a molécula de HCl bastaria associar HO e Cl0 e não haveria

variação de energia nessa associação.

Então, para romper a ligação H-Cl seria necessário:

Na prática constata-se que a energia de ligação do H-Cl é 103 Kcal/mol.

Pauling admitiu que essa diferença fosse causada pela redistribuição de

elétrons quando o H ligasse ao Cl.

Sugeriu que haveria um ΔH-CI de energia, ou seja, uma energia extra

devida à diferença de eletronegatividade entre o H e Cl que causou a nova

redistribuição de elétrons.

Então, a fórmula real para calcular a energia de ligação real do H-Cl seria:

ou genericamente:

Chamando de XA e XB as eletronegatividades de A e B,respectivamente,

Pauling sugeriu que:

O número 23 foi tomado arbitrariamente para que resultasse valores de X

e X mais expressivos (menos complicados)

Assim encontramos as eletronegatividades:

F = 4,0, 0 = 3,5, Cl = 3,0, B = 2,8, H = 2,1, etc.

Eis a tabela de eletronegatividade:


EXERC Í CIO

(422) - Utilizando a tabela, calcular a energia de ligação do H-F sabendo-se

que:

EF-F = 37 Kcal/mol

EH-H = 104 Kcal/mol

Estudando a variação das eletronegatividades na tabela temos:

Num grupo: aumenta de baixo para cima.

Num período: aumenta da esquerda para a direita.

O flúor é o elemento de maior eletronegatividade. A propriedade oposta é

chamada eletropositividade e sua variação é exatamente inversa.

De modo geral pode-se dizer que um elemento é MAIS ELETRONEGATIVO :

a) Quanto mais elétrons periféricos tiver (mais próximo de 8)

b) Quanto menor for o tamanho do átomo

Examinando a tabela periódica, podemos classificar os elementos em

METAIS, NÃO METAIS e SEMI-METAIS conforme as suas eletronegatividades.

Os semi-metais são B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po com eletronegatividade

aproximadamente ,2,0.

Os elementos situados à direita dos semi-metais possuem

eletronegatividade acima de 2,0 e são denominados N Ã O METAIS .

Aqueles situados à esquerda dos semi-metais possuem eletronegatividade

menor que 2,0 e são denominados METAIS.

Quando um metal combina-se com um n ã o metal temos uma liga çã o

i ô nica . De modo geral, esse tipo de ligação aparece quando a diferença entre as

eletronegatividades dos elementos é Δ>1,7.


classificação periódica dos elementos - 5

Por exemplo

o NaCl apresenta Δ = 3,0 - 0,9 ,= 2,1

Entre não metais a ligação é do tipo covalente e de modo geral A < 1,7.

Como exemplo temos: H-Cl; SC12 ; etc.

HC1- Δ = 3,0 - 2,1 = 0,9

SC12 Δ = 3,0 - 2,5 = 0,5

Na verdade, não há uma distinção nítida entre uma liga çã o iônica e uma

liga çã o covalente . Os compostos apresentam caráter iônico ou covalente mais

acentuados.

O NaCl tem caráter iônico muito mais acentuado que o caráter covalente.

Assim, quanto maior a diferença Δ de eletronegatividade mais se acentua o caráter

iônico.

Portanto, a ligação covalente pura é somente quando temos Δ =0, ou seja,

como em H2 , Cl2 , Br2 , etc.

Para ligações com átomos diferentes podemos até dizer se um com ponto

tem caráter mais iônico que o outro.

Por exemplo:

o KC.l tem caráter mais iônico que o MgCl2 porque:

KC1 Δ =3,0 - 0,8 =2,2

MgCl2 Δ = 3,0 - 1,2 = 1,8

Examinando as ligações iônica, covalente e metálica podemos

esquematizar um triângulo onde se indica também o caráter intermediário das

ligações para HF, Ag2F e Cu3Sn


De modo geral:

a) Ligação iônica - entre metal e não metal

b) Ligação covalente - entre não metais (podendo incluir os

semi -

metais)

c) Ligação metálica - entre metais

═══════════════

G PROPRIEDADESPROPRIEDADES

QUÍMICAS QUÍMICAS

Os elementos da mesma coluna apresentam propriedades químicas

semelhantes de acordo com a construção da Tabela Periódica".

___________________________________________

1) NATUREZA DAS LIGAÇÕES

____________________________________________

Poderemos observar na Tabela os metais, semi-metais e os não metais em

áreas bem nítidas.



Observação:

O hidrogênio deve ser colocado no grupo dos não metais.

a) Quando encontramos esses elementos sob forma de substâncias simples

temos:

metais ------ átomos unidos por ligação metálica

não metais ------ átomos unidos por ligação covalente constituindo

moléculas

b) Quando um metal combina-se com n ã o metal forma-se geralmente um

composto de ligação iônica (diferença de eletronegatividade maior que 1,7).

Exemplos:

NaCl, KF, CaCl2 , etc.

Para os elementos do subgrupo A,temos a seguinte proporção de

combinações nos compostos iônicos.

Exemplos:

I) Fluoreto de cálcio

II) Sulfeto de estanho

III) Oxido de alumínio

Observa çã o :

Às vezes, um metal pode combinar-se com um n ã o-metal dando compostos

covalentes, mas são raríssimas exceções.

Exemplos:

BeH2 , Al2Cl6 , etc. cujas estruturas se explicam pela hibridização de

orbitais.

c) Quando dois n ã o-metais se combinam ou,ainda, ocorre ligação entre

n ã o-metal e semi-metal a ligação será sempre covalente.

Exemplos:

C1F, F20 , HF, N205 , AsH3 , etc.

Nestes casos as proporções dependem dos tipos de ligação.

══════════════


_____________________

2) HIDRETOS

_____________________

São compostos do tipo EHX onde x corresponde em valor absoluto à

valência de E. De modo geral, s ã o hidretos iônicos os met á licos e são hidretos

moleculares aqueles de n ã o-metais e semi-metais.

Exemplos:

Hidreto de sódio Na+H Hidreto de arsênio AsH3

Hidreto de cálcio Ca ++ H2¯ Hidreto de enxofre H2 S

Observações:

a) É de costume escrever o H em primeiro lugar para os hidretos de

halogênios e chalcogênios. Para os demais hidretos o H é escrito depois. Exemplos:

H2Se,HF, CH4,, NH3 , etc.

b) Alguns hidretos fogem a regra geral de serem moleculares ou iônicos

mas são casos de mínima importância.

BeH2 - hidreto molecular

B2H6 - hidreto molecular ao invés de (BH3)

══════════════

_______________

3) ÓXIDOS

________________

São compostos do tipo E2 Ox, podendo simplificar-se por EOy (y=x/2) .

x é a valência de E.

Os óxidos podem ser classificados em moleculares e iônicos.


classifica çã o peri ó dica dos elementos-5

O valor de x ,para os óxidos m á ximos do subgrupo A, é o n ú mero do grupo .

Assim:

Na ------------ grupo I

Ca ------------ grupo II

Al ------------ grupo III

C ------------ grupo IV

N ------------ grupo V

S ------------ grupo VI

Cl ------------ grupo VII formam os seguintes óxidos máximos

Na2O ------------ iônico

CaO ------------ iônico

A12O3 ------------ iônico

C02 ------------ molecular

N2O5 ------------ molecular

S03 ------------ molecular

C1207------------ molecular

═════════════


EXERC Í CIOS E TESTES

(423) A tabela apresenta números de períodos e grupos, respectivamente:

a) 9 e 8 d) depende da fileira

b) 7 e 18 e) nenhuma das respostas

c) 7 e 9

(424) Elementos do mesmo período apresentam mesmo número de:

a) elétrons d) massas iguais

b) camadas eletrônicas e) nenhuma das anteriores

c) elétrons na última camada

(425) Elementos do mesmo subgrupo A apresentam mesmo número de:

a) elétrons d) elétrons na última camada

b) cargas e) nenhuma das respostas anteriores

c) massas

As questões 426 a 435 referem-se ã seguinte tabela esquemática. As letras

foram escolhidas arbitrariamente para representar os elementos químicos:

(426) Dentre os elementos presentes, pode-se afirmar que apresentam 2

elétrons na camada mais externa somente pela posição na tabela:

a) A, B e K c) B, C, D, H e) B, L, M, N

b) B, C, D, E d) J, A, K



(427) Estão em ordem crescente de volumes atômicos:

a) B, C, D d) X, V, J

b) B, E, X, F e) D, E, X

c) X, F, Q

(428) Estão em ordem decrescente de eletronegatividade:

a) A, B, C, D, J d) G, E, D, C, B, K

b) H, X, F, G e) nenhuma das respostas

c) J, P, X

(429) Dentre os elementos presentes o mais denso é:

a) D d) X

b) K e) J

c) M

(430) Dentre os elementos presentes aquele de maior potencial de

ionização é:

a) K d) J

b) H e) M

c) D

(431) Combinando o elemento C e H forma-se um composto de ligação:

a) eletrovalente d) Van der Waals

b) covalente e) não forma tal composto

c) metálica

(432) Um hidreto do elemento B tem fórmula e ligação, respectivamente:

a) HB e covalente d) BH2 e covalente

b) BH2 e eletrovalente e) nenhuma das respostas anteriores

c) BH6 e eletrovalente

(433) Um hidreto do elemento G reage com a seguinte substância:

a) KOH d) H20

b) CaCO3 e) todas as anteriores

c) Na2O

(434) Os óxidos máximos dos elementos B e G são, respectivamente:

a) BO e G2O c) B2O e G2O 7 e) BO e G2O7

b) BO e GO2 d) BO2 e GO 2


(435) São elementos radiativos naturais:

a) L e C d) M, K e X

b) L e M e) nenhuma das anteriores

c) D e J

"A seguir apresentamos algumas questões propostas em vestibulares.

Nos exames do CESCEM, sempre, uma tabela periódica completa

acompanhou o caderno de questões".

(436) Elementos de transição são aqueles em que os elétrons de

diferenciação se colocam:

a) somente em orbitais s d) em orbitais s, p ou d

b) somente em orbitais p e) somente em orbitais d

c) em orbitais s ou p

(CESCEM-67)

(437) Os potenciais de ionização dos elementos alcalinos:

a) decrescem regularmente com número atômico crescente

b) crescem regularmente com número atômico crescente

c) são todos iguais

d) crescem até o potássio e decrescem, em seguida, até o césio

e) decrescem até o potássio e crescem, em seguida, até o césio

(CESCEM-67)

(438) As eletronegatividades do oxigênio e do bário (escala de Pauling)

são,respectivamente 3,5 e 0,9. O óxido de bário deverá ser provavelmente um:

a) sólido de alto ponto de fusão d) líquido colorido

b) sólido de baixo ponto de fusão e) gás

c) líquido incolor

(CESCEM-67)

(439) 0 raio atômico do césio é menor do que o do sódio PORQUE o césio

e o sódio estão situados na mesma família da tabela periódica.

(CESCEM-67)

As questões 440 a 442 são baseadas na seguinte informação a respeito de

quatro íons isolados:



ÍON No. ATÔMICO MASSA ATÔMICA

F¯ 9 19,0 unidades de massa atômica

Na+ 11 23,0 unidades de massa atômica

Mg++ 12 24,2 unidades de massa atômica

Al3+ 13 27,0 unidades de massa atômica

(440) Qual das afirmações seguintes é verdadeira para os quatro íons?

a) O número de nêutrons por núcleo é o mesmo nos quatro casos.

b) A massa atômica é a mesma nos quatro casos.

c) São todos membros do mesmo período do sistema periódico.

d) São todos membros da mesma família do sistema periódico.

e) São todos isoeletrônicos.

(441) Qual dos íons terá o maior raio?

a) Al3 +

b) Mg +

c) Na+ e) Todos os quatro íons tem o mesmo raio.

d) F¯

(442) A sua resposta correta para a questão anterior (441) foi baseada na

idéia de que:

a) O íon com a maior carga nuclear terá o raio maior

b) O raio iônico aumenta à medida que o número atômico aumenta.

c) Somente no caso do F¯ o número de elétrons excede a carga

nuclear.

d) Como todos os quatro íons são isoeletrônicos, devem ter o mesmo raio.

e) 0 íon que possui o maior número de orbitais é o maior.

(CESCEM-67)

As questões 443 a 447 referem-se às seguintes configurações eletrônicas

das camadas mais externas de cinco elementos diferentes:


(443) Qual ou quais dos elementos abaixo, se for o caso, poderia ou

poderiam ser certamente gasosos à temperatura ambiente.

a) A e C d) C e E

b) A e D e) nenhum deles

c) C

(444) Qual dos elementos abaixo, na forma sólida, seria o melhor condutor

de eletricidade:

a) A d) D

b) B e) E

c) C

(445) Qual ou quais dos elementos abaixo, se for o caso, deveria ou

deveriam reagir com o elemento D para formar provavelmente um composto

salino:

a) A d) B e C

b) A e E e) nenhum deles

c) A e B

(446) Qual elemento teria o maior ponto de ebulição?

a) A d) D

b) B e) E

c) C

(447) Qual ou quais dos elementos abaixo, se for o caso, poderia ou

poderiam formar um fluoreto de formula XF, no qual X representa um dos

seguintes elementos?

a) A d) B e E

b) B e D e) nenhum deles

c) B e C

(CESCEM-67)

(448) Os pontos de fusão e de ebulição dos halogênios aumentam

regularmente com o número atômico crescente PORQUE as moléculas dos

halogênios são diatômicas.

(CESCEM-68)

(449) 0 elemento germânio foi descoberto:

a) Antes do elemento silício d) Por Gay-Lussac

b) Depois do elemento silício e) Por Mendelejeff

c) Simultaneamente com o elemento silício (CESCEM-69)



(450) Qual dos elementos abaixo provavelmente possui o menor ponto de

fusão?

a) Na d) Sr

b) K e) Rb

c) Cs

(451) Na classificação periódica atual, os elementos químicos são

colocados em ordem crescente de:

a) Pesos atômicos d) Volumes atômicos

b) Massas atômicas

c) Números atômicos

FM Santa Casa-66

(452) A fórmula do hidreto de um elemento E pertencente ao 2º. grupo da

tabela periódica é:

a) EH d) EH6

b) E2H

c) EH2

FM Santa Casa-66

(453) 0 halogênio de ponto de fusão mais elevado e:

a) O flúor d) O iôdo

b) O cloro

c) O bromo

FM Santa Casa-66

(454) Num mesmo grupo da tabela periódica, o caráter eletronegativo

cresce:

a) De cima para baixo d) Das extremidades para o centro

b) De baixo para cima

c) Do centro para as extremidades

FM Santa Casa-66

(455) Num mesmo período da tabela periódica, o caráter eletronegativo

cresce:

a) Da direita para a esquerda c) Do centro para as extremidades

b) Da esquerda para a direita d) Das extremidades para o centro


FM Santa Casa-66


(456) Qual dos seguintes fatores não está ligado à eletronegatividade dos

átomos?

a) No. de neutrons no núcleo

b) No. de elétrons na cerne da eletrosfera

c) No. de elétrons no último nível energético

d) No. de prótons no núcleo

e) Distância entre os elétrons do último nível energético e o núcleo

FM Santa Casa-68

(457) Átomos que ocupam a penúltima posição de seu período na tabela

periódica (da esquerda para a direita) terão tendência para:

a) Dar ou receber um elétron da acordo com as condições experimentais

b) Doar 2 elétrons tornando-se cátion bivalente

c) Doar 1 elétron tornando-se cátion monovalente

d) Receber 1 elétron tornando-se anion monovalente

e) Receber 2 elétrons tornando-se anion bivalente

FM Santa Casa-68

(458) Átomos que perdem um elétron para atingir, em seu último nível

energético, a estrutura de gás nobre, se transformam em...... e se localizam no

grupo ......na tabela periódica dos elementos.

a) Cátions; II-A d) Prótons; I-A

b) Ânions; I-B e) cátions; II-B

c) Cátions; I-A

FM Santa Casa-68

(459) Cobre, prata e ouro ocupam, respectivamente, posições nos períodos

4, 5 e 6 e pertencem ao grupo B da Tabela Periódica dos Elementos. 0 cobre tem

no. atômico igual a 29. Quantos níveis energéticos e quantos elétrons no último

nível seus ato nos possuem, respectivamente?

a) 4, 5 e 6: 1, 1 e 1 elétron no último nível energético

b) 4, 4 e 4: 2, 3 e 4 elétrons no último nível energético

c) 5, 5 e 5: 4, 5 e 6 elétrons no último nível energético

d) 6, 6 e 6: 2, 2 e 2 elétrons no último nível energético

e) 4, 5 e 6: 2, 2 e 3 elétrons no último nível energético

FM Santa Casa-68


classificação periódica dos elementos – 5

(460) O potássio (no. atômico 19, peso atômico 39) tem volume atômico

mais de 7 vezes superior ao do níquel (no. atômico 28, peso atômico 59). Esse fato

se deve a:

a) Os elétrons no átomo de níquel se agrupam em orbitais interiores

b) O número de orbitais no níquel e menor que no potássio

c) O volume atômico depende da densidade

d) A força nuclear dada pelos prótons é operativa o que diminui o tamanho

do átomo de níquel

e) Qualquer das respostas é verdadeira

MED-SANTA CASA-69

(461) Qual dos átomos abaixo requer o menor fornecimento de energia

para que perca um elétron?

a) Cs d) F

b) Ba e) Br

c) Ne

ITA-64

(462) Qual dos compostos abaixo tem uma fórmula que não corresponde

bem à posição dos elementos constituintes na classificação periódica?

a) K2S d) AsH3

b) CaBr2 e) SICI4

c) Mg2P3

ITA-64

(463) Qual dos compostos abaixo é melhor exemplo de sólido

iônico.

a) CaCl2 d) SICI4

b) BF3 e) SnCl4

c) CCl4

ITA-64

(464) Qual das partículas abaixo tem o maior diâmetro?

a) F¯ d) Mg++

b) Ne° e) Al+++

c) Na+

ITA-65


(465) A retirada de um segundo elétron de um átomo ionizado requer

mais energia porque:

a) O núcleo passa a atrair mais os elétrons restantes

b) O núcleo do átomo ionizado passa a ter diâmetro menor

c) Esse elétron esta sempre colocado em nível quântico mais

interno

d) O átomo ionizado passa a ter diâmetro maior

e) Todas as respostas estão certas

(ITA-66)

(466) Analisando a tabela da classificação periódica dos elementos,da esquerda para a direita e de cima para baixo, verificar-se-á que:

a) O raio atômico cresce num mesmo período

b) A eletronegatividade cresce num mesmo período

c) O raio atômico decresce numa mesma família

d) A eletronegatividade cresce numa mesma família

e) O numero de oxidação permanece constante num mesmo período

(ITA-66)

(467) As letras a, b, c, d, e estão,respectivamente , relacionadas

com os números:

a) alcalinos (1)Na, K, Cs

b) alcalino terrosos (2) F, Br, I

c) halogênios (3)Mg,Ba, Ra

d) terras raras (4) Fe, Co, Ni

e) transição (5)Ce, Er, Tm

Teremos:

a) 1, 2, 3, 4, 5 d) 3, 1, 2, 4, 5

b) 1, 3, 2, 5, 4 e) 3, 2, 4, 5, 1

c) 1, 5, 2, 3, 4 (ITA-67)

As cinco questões seguintes referem-se à classificação periódica dos elementos,

esquematizada abaixo. Os símbolos dos elementos foram substituídos por letras

ARBITRARIAMENTE escolhidas. A letra T representa o símbolo de um gás

nobre.



(ITA-67)

(468) Um elemento cujo HIDRETO gasoso se dissolve em água para formar

um ácido forte S representado pela letra:

a) X d) L

b) R e) G

c) J

(469) Que elemento ou grupo de elementos tem o esquema

abaixo para representar a disposição de seus elétrons de

VALÊNCIA?

(470)

a) só L d) W, R e Z

b) M e Y e) G, J, L e R

c) J e Q

(470) Quantos elementos ficam situados na fila HORIZONTAL em branco

entre os elementos Y e U?

a) 3 d) 14

b) 6 e) 18

c) 10

(471) Baseado na posição dos elementos mencionados na tabela periódica

acima, diga qual das fórmulas seguintes deve ser FALSA:

a) X2L

b) YW2

c) M2J3

d) QV3

e) GR4


(472) Dos elementos assinalados, aquele que irá requerer MENOR energia

para se transformar em cátion monovalente, quando na forma de gás, é o:

a) X d) W

b) V e) TC) U

(ITA-67)

(473) A classificação periódica dos elementos é fundamentada na variação

periódica das propriedades desses elementos em função dos valores crescentes:

a) Do átomo-grama d) Do número de nêutrons

b) Da massa atômica e) Do número de prótons

c) Do número atômico f) Do número de massa

(EPUSP-65)

(474) Qual das seguintes substâncias possui ponto de fusão mais elevado?

a) Sn c) W

b) Fe d) Pb

(EPUSP-66)

(475) São propriedades periódicas:

a) Volume atômico e fusibilidade

b) Volatibilidade e calor específico

c) Massa atômica e densidade

(FEI-67)

(476) 0 lantânio pode ser classificado como:

a) Um elemento de transição interna

b) Um elemento de não transição

c) Um elemento de transição

d) Nenhuma das respostas anteriores

(FEI-67)

(477) Na primitiva classificação de Mendelejew os elementos químicos

foram colocados em ordem crescente de:

a) Volumes atômicos c) Massas atômicas

b) Números atômicos d) Valência

(FEI-68)



(478) O halogênio de ponto de fusão mais alto é:

a) Bromo

b) Cloro

c) Iodo

(FEI-68)

(479) Num mesmo período da tabela periódica, o caráter eletropositivo

cresce:

a) Da direita para a esquerda

b) Da esquerda para a direita

c) Do centro para as extremidades

(FEI-68)

(480) Os íons F¯ , Na+ , Mg++ e Al+++ possuem todos o mesmo número

de elétrons. Qual é o maior?

Números atômicos: F = 9; Na = 11; Mg = 12; Al = 13

(MACKENZIE-66)

(481) Através da lei de Moseley torna-se possível identificar:

a) O número atômico de um elemento a partir do seu espectro de raios-X

b) As variedades alotrópicas de um elemento

c) Os vários isótopos de um elemento

(ALVARES PENTEADO-68)

(482) Estão situados no centro do quadro periódico e tem densidade

superior a 6:

a) Os não metais d) Os halogênios

b) Os metais leves e) Os semi-metais

c) Os metais pesados

(MOGI-68)

(483) Os elementos Ca, Ba, Sr, Ra, Be e Mg são:

a) Alcalinos d) Semi-metais

b) Alcalinos-terrosos e) Nenhuma das alternativas

c) Sólidos

(MOGI-68)


As quatro questões seguintes estão relacionadas com as configurações

eletrônicas dos átomos dos elementos a, b, c, d e e, pertencentes ao mesmo

período da tabela periódica:

a) ls2 , 2s2 , 2p6 , 3s1 d) ls2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p5

b) ls2 , 2s2 , 2p6 , 3S2 , 3p1 e) ls2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6

c) ls2 , 2s2, , 2p6 , 3s2 , 3P4

(484) Baseados nas quais deve-se esperar:

a) 0 raio atômico e o primeiro potencial de ionização crescem de a a e

b) Nada se pode afirmar

c) Ambos decrescem de a a e

d) O raio atômico decresce e o 1º. potencial de ionização cresce de a a e

e) 0 raio atômico cresce e o 1º. potencial de ionização decresce de a a e

(485) a) O elemento a é metal, d halogênio e e gas nobre

b) O elemento a é não metal, b metal e c halogênio

c) O elemento a é metal, c não metal e d gás nobre

d) O elemento b é metal, c halogênio e d gás nobre

e) O elemento c é não metal, d e e halogênios

(486) 0 elemento que apresenta o segundo potencial de ionização maior é:

a) a d) d

b) b e) e

c) c

(487) 0 elemento mais eletropositivo é:

a) a d) d

b) b e) e

c) c

(MOGI-69)

(488) Se um elemento pertencer ao 49 período da classificação periódica,

que tipo de orbitais pode este apresentar:

a)s, p, d, f c)s, p, d e) s, d, f

b) s, p d) s, p, f

(EE S.CARLOS-68)



(489) Dos compostos abaixo, qual apresenta fórmula que não corresponde

bem a posição dos elementos constituintes na classificação periódica:

a) Cl2O7 d) KC13

b) CCl4 e) PCI5

c) Na2S

(EE S.CARLOS-68)

(490) São propriedades aperiódicas e periódicas, respectivamente:

a) O estado de agregação e calor específico

b) A massa atômica e a massa específica

c) O volume atômico e o ponto de fusão

(E-E-MAUÁ-66)

(491) Qual das seguintes propriedades é mais característica do grupo VII

A(halogênios) da Tabela Periódica?

a) Tendência de perder elétrons

b) Configuração eletrônica mais externa do tipo ns2np5

c) Baixo potencial de ionização

d) Afinidade eletrônica nula

(FILOSOFIA USP - 67)

(492) Os lantanídeos tem propriedades químicas muito semelhantes por

que:

a) O número atômico não varia muito do primeiro ao último elemento da

série

b) As diferenças entre suas configurações eletrônicas ocorrem em orbitais

muito internos

c) Possuem massas atômicas próximas

d) Todos possuem o orbital 4s preenchido

e) Todos possuem peso atômico elevado

(UFMG-67)

As cinco questões seguintes são do tipo associação:

a) Elemento de maior eletronegatividade

b) Configuração eletrônica ls2 , 2s2 , 2p6 , 3S2 , 3p5

c) Elemento cujos átomos possuem elétrons num nível de numero quântico

maior envolvendo um nível parcialmente preenchido, de número quântico menor


d) Elemento que se distingue do de número atômico imediatamente

inferior por um elétron no nível 4f

e) Elemento de maior tamanho atômico

(493) Halogênio

(494) Frâncio

(495) Flúor

(496) Lantanídeo

(497) Elemento de transição

(MED GB-68)

(498) A eletronegatividade dos elementos exprimem em última análise :

a) Seu número de valência

b) O diâmetro do seu átomo

c) A avidez por elétrons

d) A diferença entre o número de prótons e elétrons

e) Nenhuma das anteriores

(LINS-67)

(499) 0 enxôfre é circundado na Tabela Periódica pelo O, Se, Pe Cl.

Então:

a) P, S e Cl pertencem a um mesmo período

b) S, O e Cl pertencem a um mesmo grupo

c) S, Se e O formam uma tríada

(MAUÁ-65)

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capítulo 6


A CONCEITOS DECONCEITOS DE

OXIDAOXIDAÇÃÇÃO E REDUO E REDUÇÃÇÃOO

A palavra oxida çã o nasceu do fenômeno químico "combinar-se com o

oxigênio". Até hoje costuma-se dizer: "este parafuso oxidou-se" o que significa que

o metal combinou-se com o oxigênio.

Seja o átomo de cálcio combinando-se com o átomo de oxigênio.

Ca + [O] --- Cao

Como houve uma combinação com o oxigênio, diria-se: o c á lcio oxidou -se.

Com a descoberta da estrutura eletrônica, verificou-se que, quando um

elemento combina-se com o oxigênio, aquele acaba perdendo elétrons para o

oxigênio. De fato, na reação mencionada temos:


Como o leitor pode perceber, o cálcio perdeu 2 elétrons para o oxigênio.

Dizemos que o cálcio oxidou-se e o oxigênio reduziu-se.

Generalizando pode-se dizer:

OXIDAR-SE é perder elétrons

REDUZIR-SE e ganhar elétrons

Vamos agora equacionar o fenômeno e reparem as cargas que os átomos

irão adquirir:

Ca0 + [O] 0 ------ Ca++O=

Numa observação isolada para cada átomo temos:

Reparem que, quando um átomo perde elétron,ele fica mais positivo.

Chamemos, provisoriamente, a carga do átomo de NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox.).

Então, quando um átomo oxida-se ocorre aumento no seu n ú mero de oxida çã o .

Analogamente para o oxigênio:

Ocorrendo uma redu ç ão verifica-se diminui çã o do n ú mero de oxi dação:

Podemos dizer então que:

O X I D A R - S E é perder e l é t r o n s ou aumentar o número de

oxidação R E D U Z I R - S E é g a n h a r e l é t r o n s ou d i m i n u i r o número de oxidação


óxido-redução - 6

Num esquema gráfico,podemos representar do seguinte modo:

Quando um átomo

oxida-se, existe outro que se

reduz porque, ó xido-redu çã o

é uma reação de

transferência de el é trons .

É como um sistema

de recipientes interligados

contendo água, como mostra

a figura. Se o nível de um

está abaixando, o nível do

outro está subindo.

Se o Nox de um

átomo está diminuindo

(redução) o Nox do outro está aumentando (oxidação) .

EXERCÍCIOS

(500) Quando o Fe++ passa a Fe+++ ocorreu uma:

a) oxidação

b) redução

(501) Existem reações de Óxido-redução na ausência de oxigênio?

a) sim

b) não

(502) Quando o flúor gasoso F2 transforma-se em íon estável ocorre:

a) oxidação

b) redução

c) nem oxidação nem redução


B OXIDANTES OXIDANTES

EE REDUTORES REDUTORES

O que se observou no item anterior é que uma reação de ó xido-redu çã o

não é nada mais que uma transfer ê ncia de el é trons .

Realmente, um átomo cede elétrons ao outro porque este quer receber

esses el é trons .

Aquele,que quer receber os elétrons, é quem provoca a oxidação. Então, o

receptor de elétrons é chamado OXIDANTE.

Da mesma forma podemos falar em REDUTOR.

O redutor deve provocar a redução de um átomo.

O redutor deve perder elétrons para o outro átomo.

Aquele que se oxida é o REDUTOR.

Aquele que se reduz é o OXIDANTE.

Isto ocorre porque a oxidação e a redução são simultâneas.

0 fenômeno tem uma boa semelhança com o seguinte quadro humorístico:


óxido-redução-6

Seja um assalto: Aquele que perde a "gaita" é quem foi assaltado. O

assaltante é quem "recheou-se" com a "bolada". Então:

Agora torna-se necessária uma generalização:

Oxidam-se ou reduzem-se (perdem ou ganham elétrons) á tomos de um

elemento.

Entretanto, quando se fala em oxidantes e redutores refere-se não só aos

á tomos dos elementos que perdem ou ganham elétrons, mas sim às mol é culas e

í ons das SUBST Â NCIAS que possuem esses átomos.

Por exemplo:

No KMnO4 , o manganês é capaz de ganhar elétrons. Então, o Mn é quem

sofre a redu çã o . Porém, por extensão, dizemos que o oxidante é o permanganato

de pot á ssio .

É como num jogo de futebol. É o "jogador" quem marca o gol e quem

ganha o jogo é o "time".

É o á tomo que perde ou ganha elétrons. Mas, o redutor ou oxidante é o

"time" de átomos presentes na reação.

Seja a reação abaixo onde já mencionamos os números de oxidação:

oxidou-se: Fe

reduziu-se: H

oxidante: H2SO4 (por causa do H)

redutor: Fe


EXERC Í CIOS

(503) Seja a reação:

Qual átomo ou substância:

a) oxidou-se

b) reduziu-se

c) oxidante

d) redutor

(504) Se a reação anterior fosse reversível, no sentido inverso, o oxidante

seria o:

a) Cl¯

b) NaCl

c) Br2

d) Na +

══════════════

C NÚMERO DENÚMERO DE

OXIDAÇÃO (NoxOXIDAÇÃO (Nox)

Suponhamos que um grupo de rapazes vão jogar "poker". Eles estão

numa sala e cada um tem determinadas quantias no bolso.

Por conven çã o , anotemos a quantia de cada um e atribuamos valor ZERO

para todas, embora sejam quantias diferentes.

Então, os indivíduos A, B, C, etc:

A possui R$ 20,00 ... seu Nox = 0

B possui R$ 8,00 ... seu Nox = 0 e assim sucessivamente.


oxido-redução-6

Agora eles já jogaram e uns "perderam" (oxidação) e outros "ganharam"

(redução) . Cada "real lucrado ou perdido será contabilizado como uma unidade de

Nox. Só que iremos adotar a seguinte convenção para os sinais de Nox: se alguém

"ganha" o Nox será" negativo (-) e quando "perde" o seu Nox será positivo; isto

porque os "reais" estão sendo comparados com elétrons. Estamos usando uma

convenção contrária da habitual para contabilizar reais.

Suponhamos que um indivíduo "A" entrasse no jogo com R$20,00 a saísse

com R$ 18,00.

A entra com R$ 20,00------ Nox = zero

sai com R$ 18,00 ------ Nox = (+2)

Suponhamos que o indivíduo "B" entrasse no jogo com R$8,00 saísse com

R$ 10,00.

B entra com R$ 8,00 ------ Nox = zero

sai com R$ 10,00 ----- Nox = (-2)

O que se percebe é que Nox representa o verdadeiro lucro ou perda, com

uma convenção de sinais contrária da usual.

Para os átomos, Nox representa lucros ou perdas de el é trons . Quando um

átomo perde elétrons, ele fica eletricamente mais positivo e, teremos Nox positivo;

se o átomo ganha elétrons terá Nox negativo.

No exemplo do cálcio combinando-se com oxigênio:

Cálcio tinha 20 elétrons ------ Nox = zero

ficou com 18 elétrons ------ Nox = (+2)

Oxigênio tinha 8 elétrons ------ Nox = zero

ficou com 10 elétrons ------ Nox = (-2)

O Nox representa lucros e perdas de el é trons e, surge uma propriedade

muito importante:

A soma alg é brica dos Nox de todos os á tomos de uma mol é cula é

igual a zero.

ΣNox = 0

Isto decorre porque nenhum elétron pode ser criado ou destruido. Tivemos

a primeira idéia de Nox. Para termos um conceito mais amplo de Nox iremos defini-

lo em duas espécies de compostos:


__________________

1º.) Nox de íons

______________________

Como j á vimos, Nox é 1ucro ou perda de el é trons e será, no caso de

íons exatamente a carga do íon.

═════════════

EXERC Í CIOS

Exemplos:

Ca++ ---- Nox = +2

(505) CaCl2

Cl ---- Nox = -1

Al ---- Nox = +3

(506) Al2(So4)3

So ---- Nox = -2

Pt ---- Nox = +4

(507) PtS2

S ---- Nox = -2

Lembre-se que Nox é carga de apenas um íon e não a soma das cargas. Por

exemplo, no CrI3 o Nox do iodo é -1 e não -3.

Determine o Nox dos elementos abaixo assinalados:

══════════════


óxido-reducão – 6

_________________________________

3b) Nox de átomos nas moléculas

_______________________________________________

Quando se ligam 2 átomos de

diferentes eletronegatividades por covalência, a

nuvem de elétrons fica deslocada para o lado

do átomo mais eletronegativo.

No exemplo ao lado, o flúor atrairá

mais o par eletrônico da ligação e, teremos uma

polarização negativa para o flúor.

Neste caso, embora haja maior domínio

do par eletrônico pelo flúor, o hidrogênio não

cedeu totalmente seu elétron.

O número de oxidação, será calculado

em base puramente hipotética.

Suponhamos que haja separação

desses átomos. Então, o flúor ficará com o par

eletrônico de ligação, tornando-se "F¯",

enquanto teremos "H+" do outro lado. Isto

realmente irá acontecer quando, "HF" tomar

parte nessa reação, por exemplo, com a água.

Entretanto, mesmo antes da separação

desses átomos, diremos que o número de

oxidação do fl ú or é "-1" e, o do hidrog ê nio é

"+1", pois estas seriam as cargas a serem

adquiridas.

Normalmente, esses Nox são

calculados na própria fórmula estrutural,

evitando-se a complexa representação eletrônica. Cada traço representa um par

eletrônico de ligação.

Escrita a fórmula estrutural, risca-se um limite entre os átomos, ficando

com o par eletrônico da ligação (traço) o átomo mais eletronegativo.


Na questão em foco, a separação do HF é feita com um limite de modo que

o par de elétrons (traço) fique na região do flúor.

Cada tra ç o ganho por um átomo representa lucro de 1 el é tron ; cada traço

ganho será uma unidade negativa de Nox.

Ao contrário, cada tra ç o perdido será um el é tron a menos para o átomo e

isto representará uma unidade positiva de Nox.

Nos outros casos, quem ficaria com o par eletrônico (traço)?

Evidentemente o átomo mais eletronegativo dentre os que disputam os

elétrons.

Lembremos da fila de eletronegatividade segundo Pauling:

F O N, Cl Br S, I, C H

4,0 3,5 3,0 2,8 2,5 2,1

Vejamos alguns exemplos de cálculo de Nox.

- Seja o Nox do carbono no clorofórmio (HCCI3).

- Seja o Nox do cloro no Cl2.

C1 ▬▬▬ C1

Quando eles possuem mesma eletronegatividade, nenhum dos átomos sai

1ucrando ou perdendo elétrons. Então o Nox será zero.

Disso decorre imediatamente que:

SUBST Â NCIAS SIMPLES T Ê M NÚMERO DE OXIDA ÇÃ O ZERO

Seja o Nox do C ligado ao OH, no álcool abaixo:


óxido-redução – 6

EXERC Í CIOS

(512) Determine os Nox dos átomos assinalados nos seguintes

compostos:

(513) Quando o número de oxidação do oxigênio não é -2?

a) O ligado ao hidrogênio

b) O ligado ao flúor

c) O ligado ao cloro

d) O na forma de íon O=

Examinemos agora o número de oxidação de um átomo que possui ligação

dativa.

Seja a molécula de SO2, onde temos uma liga çã o dativa e duas covalentes

normais.

Na separação dos átomos, o oxig ê nio

ficará com os elétrons das ligações.

Então, o enxofre perderá 4 elétrons e seu

Nox será +4, enquanto cada oxigênio terá Nox

igual a -2.

Observe que uma liga çã o dativa tem um

par de el é trons só de um á tomo . Em outras

palavras, a "seta" vale por 2 elétrons. No desenho

ao lado, o enxofre perdeu 2 "traços" (2 elétrons) e

1 "seta" (2 elétrons).


Seja agora o monóxido de carbono que

possui duas covalentes normais e uma dativa do

oxigênio para o carbono.

Na separação dos átomos o oxigênio

ficará com os elétrons. Vê-se que o carbono

perde 2 elétrons por causa das liga çõ es

covalentes normais e nada perde por causa da

dativa.

Colocando agora num caso mais geral,

para uma ligação dativa entre A e B,pode ou A ou

B ficar com o par eletrônico da ligação dativa.

De acordo com a representação ao lado,

o par de elétrons é do átomo A.

1º. caso:

Se B for mais eletronegativo que A então

B ficará com a"seta" e terá ganho 2 elétrons de

A.

2º. caso:

Se A for mais eletronegativo que B então A ficará com a"seta" e terá

recuperado o par de elétrons. Neste caso, nenhum deles perde ou ganha elétrons.

Para visualizar de um modo mais prático, pense assim:

O limite é a referência para sabermos se algum dos átomos está ganhando

ou perdendo elétrons. Se a seta que era de A (2E de A) atravessou o limite, temos o

1º. caso e, realmente, A perdeu 2E, enquanto B ganhou 2E. Se a "seta" não

atravessou o limite, não teremos nem ganho nem perda de elétrons.

Agora já podemos dizer o que é número de oxidação de um átomo numa

molécula.

___________________________________________________________________________

Número de oxidação de um átomo ligado por covalências normais

ou dativas é a carga que este átomo deveria adquirir se ocorresse a

separação de todos os átomos a ele ligados, ficando com os elementos mais

eletronegativos os pares eletrônicos da ligação.

____________________________________________________________________________


óxído-redução – 6

EXERC Í CIOS

(514) Calcular o Nox do enxofre no ácido sulfúrico.

- Na ligação O - S o enxofre perde 1 elétron.

- Na ligação S - O o enxofre perde 2

el étrons.

O Nox do S será +6 (perda de 6 elétrons).

Reparem que isto não significa ter o S

perdido realmente seis elétrons; significa

apenas que os seis elétrons do enxofre estão

mais no campo de influência do oxigênio que do próprio enxofre.

Calcular os Nox dos elementos abaixo indicados:

Nos exercícios procura-se calcular o Nox dos elementos por um processo

mais rápido. Existem determinados elementos que possuem Nox característicos.

Por exemplo, o oxigênio quando se liga a qual quer elemento (exceto F ou outro O)

terá Nox_ = -2 pois, sendo mais eletronegativo que o outro, irá atrair os elétrons

das ligações.

Temos a seguir uma lista de elementos com Nox característicos.


▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

a) substância simples O2, O3, N2, Na0, etc zero

b) Alcalinos e H +1

c) Alcalinos terrosos +2

d) Halogênios (colocados na ponta direita) -1

e) Chalcogênios (colocados na ponta direita) -2

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Se num composto existe apenas 1 elemento de Nox desconhecido e, os

restantes são elementos do quadro acima, então, pode-se aplicar aquela

propriedade importante:

Σ Nox = ZERO

Exemplo:

(520) No KMnO4, vamos calcular o Nox do Mn. O K é alcalino e Nox = +1. O

O é chalcogênio,que na ponta direita vale -2.

(521) Seja o K2Cr207.

Antes de prosseguirmos com os exercícios, vamos falar em alguns detalhes

da regra.

Por que o halogênio ou chalcogênio precisa estar na "ponta direita" para ter

números de oxidação -1 e -2 Respectivamente?

Exemplo:


óxido-redução-6

É que, quando um halogênio está na "ponta direita", ele é o mais

eletronegativo do agrupamento. No Na2PtCl6, o cloro é mais eletronegativo que o

sódio e platina. Então, cada cloro ganha um elétron do átomo a ele ligado e terá

Nox = -1.

Se o cloro não aparecer na "ponta direita" é porgue existe algum átomo

ainda mais eletronegativo. No NaC103 , o oxigênio é mais eletronegativo que o cloro

e sódio, vê-se,então,que o oxigênio terá Nox = -2, pois cada átomo de oxigênio

receberá 2 elétrons.

Confirmando:

Os elementos F, Cl, Br e I terão Nox = -1 quando

aparecerem na "ponta direita".

Os elementos O, S, Se e Te terão Nox = -2 quando

apareceram na "ponta direita".

Uma particularidade muito importante é o Nox do hidrog ê nio . O n ú mero de

oxida çã o do hidrog ê nio é +1 pois ele perde o elétron para o outro átomo que se

liga. Somente nos hidretos de alcalinos e de alcalinos terrosos ele se transforma em

íon H¯e tem Nox = -1.

EXERC Í CIOS

Exemplos:

(522) NH3 NH4+ OH¯ NA+H¯

+1 +1 +1 -1

Uma vez observadas as particularidades, vamos aos cálculos de Nox de

elementos, aplicando a propriedade: ΣNox = O.

Poderemos calcular de um modo mais simples.

(523)

Sabemos que o lado direito é negativo, enquanto o

esquerdo é positivo. Examinando apenas as extremidades,

vemos que o número de cargas negativas é maior, resultando Nox positivo para o

elemento central (no caso Mn) .

Abandonemos um pouco os sinais e, efetuemos as seguintes operações :


(524) Seja no K2Cr2O7.

7x2 = 14 ... (menos 2) = 12 dividido por 2 . . . Nox=+6

oxigênio k Cr2 Cr

Calcule o Nox dos elementos assinalados por um círculo.

(525) KNO3 (526) Na2SO4 (527) Na2S2O3

О О О

(528) CaSO3 (529) Ba2P2O7 (530) Na2B4O7

О О О

(531) Na2S4O6 (532) Fe3O4 (533) Na3BO3

О О О

═══════════

Vamos agora calcular o número de oxidação de átomos em agrupamentos iônicos.

1º. m é todo :

Baseia-se no cálculo direto do Nox.

Seja o CIO3- e calculemos o Nox do cloro.

Agora a Σ Nox = carga do agrupamento

De fato, o CIO3¯ vem do HCIO3.

O Cl tem Nox +5 e o oxigênio -2.

No íon C103 temos +5 + 3 x (-2) = -1 que é a carga do

agrupamento iônico.

EXERCÍCIOS

(534)

(535)



(536)

2º. método:

Calcula-se o Nox do ácido correspondente.

Seja o CO3=. Qual a diferença entre este íon e o H2CO3?

Reparem que o Nox do elemento central não se altera quando se retiram

apenas os H ionizáveis do ácido pois não mudou os átomos vizinhos do carbono.

Então, calculando-se o Nox no ácido, teremos o solução.

EXERCÍCIOS

Exemplos

Notem ainda que o número de traços (que representam cargas negativas)

é o número de H ionizáveis do ácido correspondente.

Para ânions oxigenados bastam:

a) multiplicar o número de átomos de oxigênio por 2.

b) subtrair o número de traços (que seriam átomos de H) que representa a

carga negativa do ânion.

Assim dispensa-se escrever o ácido correspondente.


Nos exemplos anteriores:

Se o ânion aparece com um cátion formando um sal, procede-se do mesmo modo. Antes devemos assinalar a carga do ânion.

EXERCÍCIOS

Exemplo:

(543) Al2(SO4)3

O

Basta calcular S no SO4 = .

2 x 4 = 8 menos . . . 2 ----- +6

O carga

Calcular os Nox assinalados:

Se algum caso não se enquadra nestes particulares, então calcule o

Nox pela definição.



(549) Seja o C no HCN.

(550) Seja N numa amina primária.

(556) Quando o íon sódio passa a sódio metálico houve uma:

a) oxidação do íon

b) redução do íon

c) oxi-redução do íon

d) auto oxi-redução

(557) Na reação

Cl2 + H2S---------- 2 HCI + S

a) o Cl oxidou-se

b) o S reduziu-se

c) o H reduziu-se

d) o Cl reduziu-se

(558) Na reação anterior, o redutor é:

a) Cl2 c) H2S

b) H d) HC1


(559) Não é reação de oxi-redução:

a) CO + 1/2 O2 --- CO2

b) NH3 + H20 --- NH4OH

c) Fe + 2 HC1 --- FeCl2 + H2

d) 2 KC1O3 --- 2 KC1 + 3 O2

═════════

Agora já temos uma noção geral de número de oxidação conceituado para

íons e para á tomos nas mol é culas .

Para os_átomos que obedecem a regra do octeto, o m á ximo n ú me ro de

oxida çã o é +7 , pois, no máximo, um átomo perderia 7 elétrons. Por outro lado, o

menor n ú mero de oxida ç ao é -7, quando o átomo ganha 7 elétrons.

Normalmente, quando um átomo tem número de oxidação elevado +7, +6,

por exemplo, este átomo tende a recuperar seus elétrons e facilmente recebe

elétrons. Dizemos que este átomo sofre fácil redução e, portanto, o composto que

possui aquele átomo é um bom oxidante.

Exemplos:

No KMnO4 o Mn tem número de oxidação +7.

Logo o permanganato de potássio é um ótimo oxidante.

No K2Cr207o Cr tem número de oxidação +6 e o composto é também um

bom oxidante.

EXERC Í CIOS

(560) Entre os compostos abaixo, assinale o melhor oxidante:

a) HCl

b) NaClO

c) HClO4

d) Mn02

Na prática, um bom oxidante ou bom redutor é reconhecido através dos

seus potenciais de óxido-redução, que serão estudados no livro 3.

══════════



D AJUSTAMENTOAJUSTAMENTO

DE COEFICIENTES DE COEFICIENTES

PELO MPELO MÉÉTODO DE TODO DE

ÓXIDO REDUÓXIDO REDUÇÃÇÃOO

Avisamos aos alunos que, antes de estudar este item, é melhor recapitular

o ajustamento de coeficientes pelo método das tentativas, apresentado no livro

Química-Geral volume 1.

O método de óxido-redução fundamenta-se em:

NUMERO TOTAL DE NÚMERO TOTAL DE =ELÉTRONS CEDIDOS ELÉTRONS RECEBIDOS

Primeiro, vamos apresentar a regra prática para o ajustamento de

coeficientes. A seguir, discutiremos porque podemos efetuar esses cálculos.

1º. exemplo:

Seja a equação:

K2Cr2O7 + HBr -------- KBr + CrBr3 + H20 + Br2

1 a. opera çã o :

Descobrir todos os elementos que sofreram oxida çã o ou redu çã o, isto é,

mudaram de Nox. Olhando a equação consegue-se "desconfiar" de certos

elementos, pois aqueles que variam o Nox quase sempre mudam de posi çã o.

Por exemplo:

Não precisamos "desconfiar" do K, pois ele sempre está do lado esquerdo.

Mas deve-se reparar que o Cr passou da posição central para a esquerda.

De fato:


Outro elemento é o Br, pois aparece na forma de substância simples.

Calculemos agora as variações de Nox desses elementos e que

chamaremos de A. Teremos 2 ramais: oxi e red.

A seguir desenham-se 2 quadros onde devemos colocar uma substância do

ramal oxi e uma substância do ramal red.

- para o red K2Cr2O7 ou CrBr3

- para o oxi HBr ou Br2

Mas, nem sempre a substância pode ser colocada no quadro. Deve-se fazer

a seguinte pergunta:

a) Para o ramal red:

O elemento deste ramal é o Cr. Pergunte: tem algum cromo fora do ramal?

- N Ã O - então, tanto o K2Cr207 como o CrBr3 podem ser colocados no

quadro.

b) Para o ramal oxi:

Os candidatos para o ramal oxi são: HBr com Br = (-1) e Br2 com Br = (0) .

Tem algum Br fora do ramal oxi? - SIM - então apenas um dos candidatos

SERVIRÁ..

Qual é o Nox do Br fora do ramal oxi? É (-1) , pois o são em KBr e em CrBr3.

Então, o candidato que tem Br=(-1) NÃO PODE ser colocado no quadro.


óxido redução-6

Conclus ã o :

Apenas o Br2 pode ir no quadro.

Os quadros, após receberem as substâncias, ficam assim:

Uma vez colocadas as substâncias nos quadros, deve-se multiplicar o Δ

pela atomicidade do elemento que est á no quadro .

A seguir, dá-se uma INVERS Ã O dos resultados obtidos e simplifica-se

quando possível. Teremos os coeficientes das subst â ncias colocadas nos quadros .

Agora, colocam-se os coeficientes na equação e ajustam-se outros

coeficientes pelo método das tentativas.

2º. exemplo: Seja a equação:


Para colocar nos quadros:

a) Do ramal oxi: Cu ou Cu(NO3)2

b) Do ramal red: somente o NO. Não podemos colocar HNO3, porque N

com Nox = +5 repete fora do ramal (exatamente no Cu(NO3)2).

A seguir, ajustando-se pelo método das tentativas:

8 HNO3 + 3 Cu--- 3 Cu(N03)2 2 NO + 4 H20

As regras para o ajustamento de coeficientes pelo método oxi-redução são:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

a) Descobrir todas as mudanças de números de oxidação.

b) Traçar os ramais oxi e red e calcular as variações Δ.

c) Escolher uma substância do ramal oxi e uma subst â ncia do ramal

red para colocá-las nos quadros. É necessário que os Nox dos elementos

colocados nos quadros não repitam em nenhum lugar na equação. São Nox

exclusivos para cada elemento.

d) Multiplicar o Δ de cada elemento pela respectiva atomicidade que

se encontra dentro do quadro.

e) Dar a inversão dos resultados para se determinar os

coeficientes.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

3º. exemplo:

Agora iremos ajustar os coeficientes de uma equação e logo em seguida

justificaremos o método.



Para KMnO4 - serve

os MnCI2 - serve

quadros HCl - não serve porque Cl com (-1) repete fora do ramal

oxi.

C12 - serve

JUSTIFICAÇÃO DA REGRA PRÁTICA

Vamos colocar incógnitas nas substâncias da equação e traduzir o que é

oxi e red nos ramais.

Vamos calcular, em função dessas incógnitas, o total de elétrons recebidos

e perdidos.

a) el é trons recebidos

Pode ser calculado no x KMnO4, ou b MnCl2.

No x KMNO4:

Cada Mn perdeu 5(E); são x átomos ---—> 5 x elétrons

No b MnCI2;

Cada Mn perdeu 5(E); são b átomos---—> 5 b elétrons

b) el é trons perdidos

Tentaremos calcular no y HC1.

Cada Cl perdeu 1 (E); mas não são "y" átomos que perdem elétrons;

apenas uma parcela de "y", que não sabemos, é que perde:


Como se vê, não se pode calcular o total de elétrons em função de "y",

exatamente porque existem aí Cl com (-1) que nada sofrem e irão repetir seu Nox

fora do ramal.

Calculemos no d CI2

Cada Cl perdeu 1 (E) ; são 2d átomos ----- 2d el é trons .

Já que calculamos o total de el é trons ganhos e el é trons perdidos em função

das incógnitas, podemos igualar estas quantidades pois o princípio básico do

método é:

elétrons perdidos = elétrons ganhos

Igualando os elétrons calculados no xKMnO4 e no dCI2 temos:

x KMnO4 ---------- 5x elétrons

d Cl2 ---------- 2d elétrons

Como 5x = 2d

Examinemos o dispositivo prático do ajustamento:

Para o KMnO4

0 significado real é:

Δ = 5 elétrons ganhos x 1 átomo de Mn = 5 el é trons ganhos por mol é cula

Sendo x moléculas temos:

Total de el é trons ganhos = 5x

Analogamente:

Δ = 1 elétron perdido x 2 átomos de Cl = 2 elétrons perdidos por mol é cula

Sendo d moléculas temos:


Total de el é trons perdidos 2d.


óxido-redução-6

Como já vimos, igualando elétrons ganhos = elétrons perdidos teremos

X = 2 e d = 5.

Os valores de x e d são inversamente proporcionais aos n ú meros de

el é trons transferidos em cada mol é cula .

Acompanhemos novamente o esquema prático:

0 que justifica o dispositivo utilizado para o ajustamento por oxi-redução.

4º. exemplo:

Examinemos a seguinte equação:

Cl2 + NaOH -- NaCl + NaC1O3 + H2O

Para se descobrir as mudanças de Nox, observe os elementos que

mudaram de posição. Não resta dúvida de que o cloro, de Nox = zero, tomou

posições de diferentes Nox.

Observa çã o :

0 "H" é o único elemento que não respeita posições de eletro-negatividade

numa fórmula. Então, mesmo que ele mude de posição, suponha que nada tenha

acontecido ao "H" e que seu Nox é igual a (+1).

Trata-se de uma auto-oxiredução e o Cl2 é um auto-oxidante-redutor. Neste

caso, deve-se colocar nos quadros o NaCl e o NaClO3 Tente justificar porque o Cl2

não pode ser colocado em nenhum dos quadros!

Então:


A seguir, aplicando o método das tentativas temos:

3 C12 + 6 NaOH ------- 5 NaCl + 1 NaC1O3 + 3 H2O

EXERCÍCIOS

Ajustar os coeficientes das seguintes equações pelo método de

oxi-redução.

(561) P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO

(562) As2S5 + HNO3 + H20 H2S04 + HaAsO4 + NO

(563) KMnO4, + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 +

H2O

(564) CrCl3 + NaC103 + NaOH Na2CrO4 + NaCl + H20

(565) K2Cr207 + H2S + H 3PO4 K3P04 + CrPO4 + S + H2O

(566) CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

(567) KMnO4, + H2S03 MnSO4 + K2SO4 + H2SO4 + H2O

(568) N2H4 + KIO3 + HC1 N2 + IC1 + KC1 + H2O

(569) KCIO3 + H2SO4 HCIO4 + C102 + K2SO4 + H2O

(570) Bi2O3 + NaClO + NaOH NaBiO3 + NaCl + H2O

(571) KC103 + As2O3 + K2CO3 KCl + K3AsO4 + CO2

______________________________________________________

4ª. Óxido Redução com 3 elementos

______________________________________________________

Existem substâncias que apresentam simultaneamente 2 elementos que se

oxidam.


óxido-redução-6

Exemplos:

Quando aparecem substâncias desse tipo num ajustamento de

coeficientes, devemos considerar os 2 elementos que se oxidaram somando o total

de elétrons perdidos pela molécula.

5º. exemplo:

Um dos quadros é somente para substância contendo elemento oxi e o

outro quadro i para red. Então, pelo dispositivo:

Prosseguindo o ajustamento pelo método das tentativas encontraremos os

coeficientes:

3, 28, 4 9, 6, 28

Resolveremos a mesma equação aplicando diretamente:

el é trons perdidos = el é trons recebidos

Admitindo os coeficientes x, y, z a, b, c


Átomos de As: 2x ou b

Átomos de S : 3x ou a

Átomos de N : y ou c

Então podemos escrever 2b + 8a = 3c. Mas esta igualdade possui 3

incógnitas e não poderemos calcular a proporção entre elas.

Procuremos escrever a igualdade que usa somente 2 incógnitas.

4x + 24 x = 3y

28 x = 3y

Donde para x = 3 teremos y = 28.

Esta resolução foi exatamente reproduzida pelo dispositivo prático.

Resumindo:

Quando aparecer 3 elementos com mudanças de Nox, coloque num quadro

a substância que já apresenta 2 elementos. Contabilize os elétrons para os 2

elementos e some-os para calcular o coeficiente.

EXERC Í CIOS

Ajustar os coeficientes das seguintes equações:

(572) Crl3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

(573) KMnO4, + FeC2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4, + Fe2 (SO4) 3 +

CO2+H2O


(574) KMnO4 + Fe (NO2) 2+H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4) 3+HNO 3+H2O

(575) Cu2S + HNO3 CuSO4 + Cu(NO3)2 + H2O + NO

______________________________________________________

4b) Presença da água oxigenada - H2O2

_____________________________________________________________

A água oxigenada tem a versatilidade de atuar como oxidante ou como

redutor, dependendo dos outros reagentes.

O oxigênio do H2O2 tem Nox = (-1). Quando aparecer O2 (zero) como

produto é porque houve oxidação do oxigênio. Se não aparecer O2 provavelmente,

o oxigênio aparece entre os produtos da reação na forma de H2O com oxigênio (-2)

e então, ocorreu uma redução.

Para saber se o oxigênio do H2O2 sofreu oxi ou red, verifique o outro

elemento.

Existem duas alternativas para traçar os ramais:

a) Um outro elemento na reação sofreu redu çã o .

Então, o oxigênio será oxi e puxaremos o ramal de H2O2 para O2.

b) Um outro elemento sofreu oxida çã o .

Agora o oxigênio será red e o ramal será de H2O2 para H2O.

Na hora de escolher as substâncias para colocá-las nos quadros,


sempre deve-se colocar H2O2 num dos quadros.

Isto porque o oxigênio (-1) n ã o repete nunca nas reações de oxi redução.

6º. exemplo :

Como o Mn sofreu red devemos puxar um ramal oxi, ou seja, do H2O para o

O2.

Continuando o ajustamento pelo método das tentativas,teremos:

2, 5, 3 1, 2, 8, 5

══════════════

EXERC Í CIOS

(576) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2

(577) CrCl3 + H2O2 + NaOH Ha2CrO4 + NaCl + H2O

(578) As2S5 + H2O2 + NH4OH (NH4)2SO4 + (NH41)3 AsO4 + H2O

(579) As2S3 + H2O + NH4OH (NH4)2SO4 + (NH4)3AsO4 + H2O


4c) Equações iônicas

Quando as reações se efetuam em soluções aquosas, as equações iônicas

possuem um sentido mais real.

Por exemplo, a reação de NaOH (aquoso) com HCl (aq) é:

OH¯ + H+ H2O

Desde antes da reação, o Na+ e Cl¯ estavam livres e continuam livres,

portanto não participam diretamente da reação.

Para ajustar os coeficientes das equações iônicas, procede-se do mesmo

modo que nos casos anteriores. A seguir aplica-se o método das tentativas e, no

final, somente para conferir, deve-se verificar se as CARGAS também estão

balanceadas.

AVISO AOS ESTUDANTES:

É bom recapitular o cálculo de Nox nos agrupamentos iônicos.

7º. exemplo:

Ajustando,agora; pelo método das tentativas:

1 Cr2O7= + 6 Cl¯ + 14 H+ 2 Cr+++ + 7 H2O + 3C12

Vamos ver se as cargas conferem:


Se, por acaso, durante o ajustamento por tentativas aparecer dificuldades


em continuar, coloque x (uma incógnita) como coeficiente de um íon ainda

não ajustado. Calcula-se x pelas cargas e prossegue-se o ajustamento por

tentativas.

Exemplo:

Ajustando pelo método das tentativas:

1 Cr2O7= + 3 H2O2 + H+ 2 Cr+++ + H2O + O2

Faltam os coeficientes de H+, H2O e O2.

Coloque x para o H+ e calcule x pelas cargas:

Substituindo x = 8 teremos 7 H2O e 3 O2.

═════════════

EXERC Í CIOS

Ajustar, pelo método de oxi-redução, as seguintes equações iônicas:

(580) MnO4¯ + S03= + H+ Mn++ + SO4 + H2O

(581) NO3¯ + I2 + H+ IO3

¯ + NO2 + H20

(582) Zn. + N03¯ + H+ Zn + + + NH4

+ + H20



(583) AsO4= + Zn + H+ Zn++ + H20 + AsH3

(584) Bi+++ + SnO2 + OH¯ SnO3= + H20 + Bi

(585) Co + + + BrO- + H+ Co+++ + Br2 + H2O

(586) [Fe(CN)6]≡ + H2O2 + OH- [Fe(CN)6]== + H2O + O2

═══════════════════

E MONTAGEMMONTAGEM

DE EQUADE EQUAÇÕÇÕES ES

DE ÓDE ÓXIDO – REDUXIDO – REDUÇÃÇÃOOPara escrever diretamente uma equação de oxi-redução seria muito

complicado e praticamente teríamos que "decorar" todas as reações.

Foi idealizado um processo totalmente te ó rico admitindo-se que numa oxi-

redução existem as seguintes "partes" da reação:

a) Decomposição do oxidante

b) Reação do redutor

c) Reações complementares

Por exemplo, seja a reação:

KMnO4, + HC1

Embora na prática não se observem as "partes" da reação, pode-se

imaginar que ocorreram as seguintes etapas:

a) Decomposi çã o do oxidante:

2 KMnO4 K2O + 2 MnO + 5 [O]

b) Rea çã o do redutor com [O]

2 HC1 + [O] H2O + Cl2


que multiplicado por 5 para "aproveitar" os 5 [O] vindos da primeira

reação:

10 HC1 + 5 [O] 5 H2O + 5 Cl2

c) Rea çõ es complementares

São as reações que acompanham a oxi-reduçao. No caso, os óxidos K2O e

MnO reagem com HC1.

2 HC1 + K2O 2 KC1 + H2O

2 HC1 + MnO MnCl2 + H2O

É preciso ainda acertar os coeficientes.

Podemos montar as equações para depois somá-las e determinar a

equação real.

Vamos seguir a regra:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

a) Escrever a decomposição do oxidante.

b) Escrever a equação do redutor + [O].

c) Assinalar todos os óxidos met á licos que reagirão com á cidos e

produzirão

sal + água.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

No caso anterior:

Para ajustar os coeficientes procure:

1) Ajustar primeiro cada equa çã o parcial .

2) Só depois é que devemos ajustar a subst â ncia que surgiu numa

equa çã o e que será consumida na outra.

Por exemplo: a última equação foi assim começada:

2 HC1 + MnO MnCl2 + H2O

Como existem 2 MnO na 1a. equação, então, foi multiplicada to da

equação por 2.



4 HC1 + 2 MnO 2 MnC12 + 2 H2O

Vejamos outro exemplo:

K2Cr2O7 + NaBr + H2SO4

OBS : O H2SO4 somente atua como oxidante quando concentrado e a

quente e se não existir nenhum outro oxidante para a reação. Trata-se de

um ácido muito fixo e geralmente sua função é:

Existem outras formas de interpretar reações de oxido-redução. Esta é

apenas uma dessas formas; todas são formas teóricas.

Para que o leitor possa "montar" equações de óxido-redução é preciso

saber uma lista de decomposi çã o de oxidantes e outra lista de redutores reagindo

com [oj.

Os principais oxidantes e suas respectivas decomposições são:


8) 2 KMnO4 meio ácido K2O + 2 MnO + 5 [O]

9) 2 KMnO4 meio básico K2O + 2MnO2 + 3 [O]

10) K2Cr2O7 ácido K2O + Cr2O3 + 3 [O]

11) 2 Na3BiO4 3 Na2O + Bi2O3 + 2 [O]

12) KC103 KC1 + 3 [O]

13) NaClO NaCl + [O]

14) NaN03 NaNO2 + [O]

Observe que a maioria dos oxidantes produzem ó xidos ± [O].

O HN03 possui decomposições diferentes conforme a concentração e

temperatura.

O KMnO4, possui decomposições diferentes conforme o meio seja ácido ou

básico.

Sugerimos "decorar" apenas as equações: 4, 5, 7, 8, 9 e 10. Essas

decompõem-se em óxido + óxido + [O] .

Os principais redutores e suas reações com [O] são:

1) H2S + [O] H2O + S

2) H2O2 + [O] H2O + O2

3) 2 HX + [O] H2O + X2 (X = Cl, Br e I)

4) 2 NaX + [O] Na2O + X2

5) H2S + 4 [O] H2SO4

6) SO2 + [O] SO3

7) PbCl2 + [O] + 2 HC1 PbC14 + H2O

8) 2 FeSO4 + [O] + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O

9) H2C2O4 (oxálico) + [O] 2 CO2 + H2O

10) Me (metal) + [O] Me2O (Me monovalente)

11) Na2C2O4 + [O] Na2O + 2 CO2


óxido-redução-6

A seguir, resolveremos algumas montagens. Em seguida, pediremos aos

alunos que tentem "montar" de novo as equações já apresentadas aqui para depois

enfrentar os exercícios propostos.

EXERCÍCIOS

(589) K2Cr2O7 + HBr

(590) KMnO4 + H2SO4 + Kl

(591) K2Cr207 + H2SO4 + NaCl

(592) MnO2 + H2SO4 + FeSO4

(593) KMNO4 + H2SO4 + H2O2

(594) K2Cr207 + H2SO4 + Na2C2O4

(595) HNO3 + Hg - COnC.

Δ

(596) HN03 + Zn muito diluído

(597) H2SO4 + Ag COnC.


Δ

(598) Quantos elétrons são recebidos por uma fórmula-grama de

permanganato de potássio ao agir como oxidante em meio alcalino?

a) 6,02 x 1023 d) 12,04 x 1022

b) 180,6 x 1022 e) 20,06 x 1022

c) 30,1 x 1023

POL1-68

(599) 0 cloro apresenta número de oxidação cinco nos:

a) Cloretos d) Cloratos

b) Hipocloritos e) Percloratos

c) Cloritos

POLI-68

(600) Qual dos seguintes ânions apresenta o maior poder redutor?

a) F¯ c) Br¯

b) Cl¯ d) I¯

POLI-66

(601) Qual das afirmações abaixo é FALSA em relação a reações de Óxido-

redução?

a) O número de elétrons perdidos pelos átomos "redutores" é igual ao

número de elétrons ganhos pelos átomos "oxidantes"

b) O oxidante se reduz e o redutor se oxida

c) Um bom oxidante é também um bom redutor

d) Na eletrólise, num elétrodo ocorre uma redução enquanto que no outro

se processa uma oxidação

e) Um bom oxidante depois de reduzido torna-se um mau redutor

ITA-64

(602) Qual das reações abaixo equacionadas não é de Óxido-redução:

a) HC1 + LiOH LiCl + H20

b) Mg + 2 HC1 MgCl2 + H2

c) Zn + CuCl2 ZnCl2 + Cu

d) SO2 + 1/2 O2 SO3

e) SnCl2 + 2 FeCl3 SnCl4 + 2 FeCl2

ITA-66



(603) A equação química: 5 SO3 - - + 2 MnO4¯ + X 5 SO4

- - + 2 Mn + Y

está correta se:

a) X = 6 H+; Y = 3 H2O d) X = 6 H+; Y = 3 0H¯+ 3/2 H2

b) X = 3 H2; Y = 3 H2O e) X = 3 H2O ; Y = 3 0H¯

c) X = 2 OH¯; Y = H2O + 2 O2

ITA-68

Acerte os coeficientes de cada uma das equações abaixo, correspondentes

às questões 604, 605 e 606, reduzindo-os aos menores números inteiros possíveis.

Selecione, entre os cinco números abaixo relacionados, aquele que corresponde ao

coeficiente da substância cuja fórmula está sublinhada.

a) 1 d) 4

b) 2 e) 5

c) 3

(604) Fe + H2O Fe3O4 + H2

(605) Na + H2O NaOH + H2

(606) MnO4¯ + H+ + Cl¯ Mn++ Cl2 + H2O

CESCEM-68

As questões 607 e 608 relacionam-se com a seguinte informação: sejam

quatro metais A, B, C e D e seus cátions respectivos A+, B+ e D+. Mergulham-se,

sucessivamente, lâminas de cada um dos metais acima em tubos de ensaio

contendo cada um uma solução de um sal cujo cátion é um dos citados: Os

resultados observados se acham reunidos na tabela abaixo:

- não se observa nenhuma reação

d ocorre deslocamento de tipo análogo ao que se observa quando uma

lâmina de cobre e mergulhada numa solução de nitrato de prata (ou uma lâmina de

zinco é mergulhada numa solução de sulfato de cobre)

(607) Qual é o melhor oxidante?


a) Metal A d) Íon B+

b) Íon A+ e) Metal C

c) Metal B

(608) Qual é o melhor redutor?

a) Metal A d) Metal D

b) Íon A+ e) Íon D+

c) Metal C

CESCEM-68

(609) Na equação de óxido-redução abaixo indicada: Cl2 + OH¯ Cl¯ + 1 C1O3¯ + H2O

sendo mantido o coeficiente 1 para íon C103 ¯, qual será a soma de todos os coeficientes para a equação balanceada?

a) 5d) 12

b) 6e) 18

c) 9

CESCEM-68

(610) Os números de oxidação corretos dos elementos sublinhados em cada um dos compostos e íons relacionados abaixo

MgSiO3 , BrF3 , NaClO2 , UO3 , HSO3¯, HSO4¯," Mno4

2¯ , KBrO3 são respectivamente:

a)+1, + 4, +5, +6, +2, + 4, +7, +5

b)+2, +3, +4, +5, +4, +6, +6, +5

c)+2, +3, +3, +6, +4,+6, +6, +5

d)+4, +3, +3, +6, +5, +7, +8, +5

e)+3, +3, +6, +7, +4, +6, +7, +7CESCEM-69

(611) Na reação abaixo indicada, sendo mantido o coeficiente1 (um) para o íon IO3 , qual será a soma de todos os coeficientespara a equação balanceada:

Cr(OH)3+ 1 I03¯ + 0H¯ CrO4 ¯ ¯+ I¯ + H2O

a) 8d) 15

b) 10 e) 20

c) 12CESCEM-69



(612) A reação de carbono com ácido nítrico dá-se de acordo com a

equação

C + HNO3 CO2 + NO2 + H20

ainda não balanceada. Acertando-se os coeficientes da equação com os

menores números inteiros possíveis, a soma de todos os coeficientes da equação

será:

a) 5 d) 12

b) 7 e) 16

c) 9

SANTOS-68

(613) Qual o número de oxidação do carbono na molécula de tetra-flúor-

carbono (C2F4)

a) -2 c) + 4

b) +2 d) nenhum citado

FEI-67

(614) Na reação:

AS2S3+ 14 H2O + 12 NH4OH 2 (NH4 )3AsO4 + 3 (NH4)2SO4+ 20 H20

pergunta-se quais sâo os doadores de elétrons:

a) Os átomos de arsênio c) Átomos de arsênio e enxofre

b) Os átomos de oxigênio d) Nenhuma das respostas citadas

FEI-67

(615) Na reação Ag2O + H2O2 2 Ag + H2O + O2, a água oxigenada

a) Tem ação oxidante

b) Tem ação redutora c) Não tem ação oxidante nem

redutora

FEI-68

(616) Na óxido-redução:

a) O oxidante é a substância que cede elétrons

b) O redutor é a substância que cede elétrons

c) O oxidante sofre aumento do número de valência

d) O redutor é a substância que se reduz

FM SANTA CASA-64


(617) Em qual dos compostos abaixo não tem o oxigênio um estado ou

número de oxidação de -2?

a) ZnO d) H2O2

b) NO e) Nenhuma resposta anterior

c) CIO¯

FM SANTA CASA-68

(618) Qual dos seguintes agentes oxidantes incorpora maior número de

elétrons por átomo, em meio ácido?

a) CH2O d) MnO4¯

b) Cr207 = e) Nenhuma resposta anterior

c) Fe+3

FM SANTA CASA-68

(619) Dada a equação sob a forma iônica:

MnO4 ¯ + H2C2O4 + H+ Mn2+ + CO2 + H2O

Qual o valor dos coeficientes de: H+ e CO2 ?

a) 3 e 5 d) 16 e 10

b) 16 e 5 e) 22 e 15

c) 6 e 10

EE S.CARLOS-68

(620) Quais os mais prováveis números de oxidação do bromo nos

compostos: mono-cloreto de mono-bromo e pentóxido de di-bromo?

a) -1 e +1 d) -1 e +10

b) -1 e +5 e) sempre -1

c) +1 e +5

EE S.CARLOS-68

(621) Dos elementos abaixo qual será o melhor redutor:

a) K d) Ag

b) Fe e) Pt

c) Zn

EE S.CARLOS-68

(622) Na reação esquematizada pela equação

3 Cl2 + 8 NH3 6 NH4,Cl + N2



a) CI2 e NH3 agem,respectivamente, como oxidante e redutor

b) O CI2 funciona como redutor e o NH3 como oxidante

c) É impossível distinguir um oxidante e um redutor

ÁLVARES PENTEADO-68

(623) Os coeficientes para a equação

MnO4¯ + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O

são:

a) 1, 3, 8, 1, 3, 4 d) 1, 3, 6, 1, 3, 3

b) 2, 5, 8, 2, 5, 4 e) 2, 4, 8, 2, 4, 4

c) 1, 5, 8, 1, 5, 4

CAMPINAS-67.

(624) 0 número de oxidação do manganês no composto Al2 (MnO4)3 é:

a) +3 c) +6

b) +4 d) +7

CIÊNCIAS BIOLÓGICAS DA USP-68

(625) Qual das seguintes equações representa a oxidação do íon

a) Cu++ e¯ Cu° c) Cu° Cu+ + e¯

b) Cu++ e¯ Cu++ d) Cu+ Cu+++ e¯


(626) Na equação corretamente balanceada

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

a soma de todos os coeficientes é igual a:

a) 5 c) 11

b) 9 d) 12


(627) Qual das seguintes reações não é nem uma oxidação nem uma

redução:

a) Formação de dióxido de enxofre a partir de enxofre

b) Reação de ferro com enxofre

c) Formação de sulfato de ferro (II) pela reação de ferro com uma

solução de sulfato de cobre

d) Formação de água pela reação de hidróxido de sódio com

ácido nítrico


FILOSOFIA USP-67


(628) Qual o número de oxidação do bromo no KBrO3?

a) +4 c) +1

b) -5 d) +5

GEOLOGIA USP-64

(629) Redutor é o agente que

a) Cede eletrontes d) Cede oxigênio

b) Capta eletrontes e) Capta hidrogênio

c) Cede protontes

MED GB-66

(630) Um elemento X age sobre um elemento Z. O elemento Z passa

da valência -3 para a valência -1. Desta maneira:

a) Z captou elétrons de X d) X e Z trocam elétrons

b) X captou elétrons de Z e) X e Z captam elétrons

c) X e Z cedem elétrons

MED GB-68

(631) Diz-se que um elemento se oxida quando ele perde elétronsPORQUE a perda de elétrons aumenta a carga do núcleo.

MED GB-68

(632) Os números de oxidação do cloro nos compostos, NaCl,NaClO, NaC103 , NaClO4 são respectivamente:

a) -1, +1, +5, +7 d) -1, +3, +5, + 7

b) -1, +1, +3, +5 e) -1, +1, +3, +7

c) +1, -1, -3, -5

MED GB-68

(633)Adicionando-se um excesso de SO2 gasoso a uma solução depermanganto de potássio (violeta), esta é descorada porque:

a) O íon MnO4¯, se transforma em Mn+2 incolor

b) O permanganto de potássio passa a manganato

c) O SO2 se combina com o permanganato dando um composto in

color

d) O permanganto de potássio se oxidou

e) Nenhuma das respostas

MED GB-68



(634) Das equações abaixo a única que representa uma reação de oxi-

redução é:

a) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

b) NH3 + HC1 NH4Cl

c) CdSO4 + H2S CdS + H2SO4

d) 2 Na + Cl2 2 NaCl

ENGENHARIA GB-67

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1

1 Este livro foi digitalizado e distribuído GRATUITAMENTE pela equipe Digital Source com a intenção de facilitar o acesso ao conhecimento a quem não pode pagar e também proporcionar aos Deficientes Visuais a oportunidade de conhecerem novas obras.Se quiser outros títulos nos procure http://groups.google.com/group/Viciados_em_Livros, será um prazer recebê-lo em nosso grupo.



capítulo 7


conceitos modernos de ácidos e bases-7

A CONCEITOS DECONCEITOS DE

LOWRY-BRONSTEDLOWRY-BRONSTED

No livro 1,descrevemos as funções ÁCIDO e BASE dando-lhes conceitos

clássicos, ou seja, os conceitos de Arrhenius (1884).

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

ÁCIDOS - substâncias que em solução aquosa libertam cations H+

BASES - substâncias que em solução aquosa libertam ânions OH¯

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Quando foram observadas determinadas reações em soluções não

aquosas, os químicos sentiram a necessidade de ampliar os conceitos clássicos.

Surgiram, então, novos conceitos baseados nas estruturas moleculares e

eletrônicas das substâncias.

___________________

DEFINIÇÕES

___________________

Observando que todos os ácidos de Arrhenius continham hidrogênios

ionizáveis, J.N. Bronsted e T.M. Lowry propuseram, independentemente,que:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

ÁCIDO - é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder-

PRÓTONS

BASE - é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de receber

PRÓTONS

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬


EXEMPLOS:

Sua equação é:

Sua equação é:

H2O + NH3 OH¯ + NH +

(H+)

Pelos exemplos acima, vê-se que não podemos mais afirmar que

determinada substância (no caso a água) é á cido ou base. Ela será um ácido se

conseguir doar próton, se conseguir receber próton será uma base.

De acordo com o novo conceito, a á gua (e muitas outras substãncias)

poderá ser á cido ou base dependendo do outro reagente.

Por outro lado, não é necessária a presença de água para que um

composto seja ácido ou base.

conceitos modernos de ácidos e bases – 7


EXEMPLO :

Sua equação é:

HC1 + NH3 Cl¯ + NH4+

(H+)

____________________________________________________

2) ÁCIDOS E BASES CONJUGADAS

_____________________________________________________

Seja um ácido HA que se dissocia:

__________________

HA H+ + A¯

________________

Esta reação liberta o próton H e ânion A . Vamos supor que

simultaneamente ocorra a reação inversa:

HA H+ + A¯

Nesta reação inversa A se associa com o próton. Logo A¯ é uma base.

Dizemos então que: A¯ é a BASE CONJUGADA do ácido HA.

Na prática, todas as dissociações são reversíveis; logo todo ÁCIDO possui

sua BASE CONJUGADA.


EXEMPLO:

_____________________________________

HC1 H+ + Cl¯

ácido base conjugada

______________________________________

Da mesma forma toda Base possui seu ÁCIDO CONJUGADO

____________________________________

NH3 + H+ ↔ NH4 +

base ácido conjugado

_____________________________________

Sejam agora dois ácidos 1 e 2 que libertam prótons e transformam-se

em bases conjugadas 1 e 2 , respectivamente:

1a.) Ácido1 ↔ H+ + Base1

2a.) Ácido2 ↔ H+ + Base2

Vamos supor que, colocando-se os sistemas em contacto o ácido forneça

prótons à Base2. Então, a 2a. equação terá o sentido inverso:

EXEMPLO:

HC1 + NH3 Cl¯ + NH4+

Pode-se raciocinar assim:

Em outras palavras:

Cl ¯ é Base conjugada do ácido HC1

NH4+ é Ácido conjugado da base NH3



EXERC Í CIOS

(635) Na reação:

HCO3_ + H2O ↔ H2CO3 + OH¯

a) HCO3_ é ácido conjugado de H2CO3

b) HCO3_ é base conjugada de OH¯

c) H2O é ácido conjugado de OH¯

d) H20 é base conjugada de H2C0 3

(636) Na reação que ocorre na amonia líquida:

NH3 + NH3 ↔ NH4+ + NH2¯

indique a afirmação errada

a) NH3 pode ser tanto ácido como base

b) NH4+ é ácido conjugado de NH3

c) NH2¯ é base conjugada de NH3

d) NH3 é base conjugada de NH2¯

Num caso particular, a reação de ácido + base (de Arrhenius) é chamada

salificação.

Que é uma reação de salificação, na realidade?

Seja o HCl + NaOH:

O HCl é molecular; o NaOH é constituído de íons Na+ e OH¯ .

A reação pode ser assim considerada:

Se o HCl estivesse em solução aquosa, teríamos H3O+ e Cl¯ por causa da

reação:

HCl + H2O H3O+ + Cl¯

Substituindo HCl por (H3O + Cl¯) teremos:


Os íons Cl¯ e Na+ apenas presenciaram a reação.

CONCLUSÃO:

a reação de HCl ((aq) + NaOH(aq) é realmente:

__________________________

H3O + + OH¯ 2H2O

__________________________

que, de modo simplificado, é escrito assim:

___________________

H+ + OH¯ H2O

___________________

Determinadas reações, que não eram consideradas como de ácido e base

segundo as antigas teorias, tornam-se agora ácidos e bases de Bronsted-Lowry.

ÁCIDO BASE

(HO)2SO2 + C2H5OH C2H5OH2+ + HOSO3

¯

ác.sulfúrico álcool etílico

HC1 + CH3COOH CH3COOH2+ + Cl¯

ác.clorídrico ác.acético

(HO)2SO2 + HONO2 H2ONO2+ + HOSO3¯

ác.sulfúrico ác.nítrico

Reparem que, nas reações acima, os ácidos acético e nítrico desempenham

as funções de BASE do Bronsted-Lowry..

De acordo com o novo conceito, do ponto de vista da capacidade de doar

ou fixar prótons, os solventes podem ser classificados em quatro tipos:

a) ácidos ou protogênios - capazes de doar prótons: HF, H2SO4,

HCN, etc.


conceitos modernos de ácidos e bases - 7

b) básicos ou protofílicos - capazes de fixar prótons: NH3 , aminas, etc.

c) anfipróticos - podem tanto doar como fixar prótons: H2O , C2H5OH,

etc.

d) apróticos - não doam e nem fixam prótons: C6H6 , CHC13 , etc.

════════════════

B TEORIA TEORIA

DE LEWISDE LEWIS

Mantendo os conceitos de ácidos e bases segundo Lowry e Bronsted,

G.N.Lewis apresentou uma nova ampliação desses conceitos, baseando-se em

estruturas eletrônicas.

Segundo Lewis:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

BASE é a espécie química (íon ou molécula) que possui um ou mais pares

de el é trons periféricos capazes de efetuar ligações coordenadas.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

ÁCIDO é a espécie química (íon ou molécula) capaz de efetuar uma

ligação coordenada com um par eletrônico, ainda não compartilhado, de

outra espécie química.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬


Resumindo:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Ácido - é a espécie química capaz de efetuar a l igação coordenada.

Base - é a espécie química capaz de oferecer o par eletrônico para a l i g a ç ã o coordenada.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Na reação:

O HC1 é:

a) Ácido de Bronsted porque cede H+

b) Ácido de Lewis porque cede H+ que efetua ligação coordenada

0 NH3 é:

a) Base de Bronsted porque recebe H+

b) Base de Lewis porque forma ligação coordenada com H+

EXERCÍCIOS

Sejam as reações:1) H+ +----------H2O H3O+



2) H2O + NH3 NH4+ + OH¯

3)

4) Mg + + + 6H2O [Mg.(OH2)6]+ +

(637) São reações de ácido-base de Bronsted

a) 1 e 2 d) somente 1

b) 1, 2 e 3 e) nenhuma das respostas anteriores

c) 3 e 4

(638) São reações de ácido-base de Lewis

a) 3 e 4 d) 1 e 2

b) 1, 2, 3 e 4 e) nenhuma das reações

c) somente 3

══════════════════

C FORÇAS DEFORÇAS DE

ÁÁCIDOS E BASESCIDOS E BASES____________________

DEFINIÇÕES

E COMPARAÇÕES

_____________________________

Um ácido pode ter maior ou menor facilidade em ceder prótons. Quanto

mais facilmente libertar prótons, dizemos que o ácido é mais forte.

Sejam os ácidos HC1 e HBr

HC1 ↔ H+ + Cl¯

HBr ↔ H+ + Br¯


O tamanho das setas indica o grau de deslocamento da reação. Vemos

que as reações inversas têm baixas intensidades.

Pode-se definir K, (constante de dissociação) do ácido.

Onde os "colchetes" indicam as concentrações dos íons ou

moléculas em moles/litro.

Evidentemente, quanto maior for o valor de K mais dissociado estará o

ácido e diremos que o á cido é mais forte .

Se KA(HBr) > KA (HCl) significa que o HBr está muito mais dissociado que o

HC1. Logo, HBr é um ácido mais forte que o HCl.

CONCLUSÃO:

_______________________________________________________________

Quanto mais forte o ácido maior será o KA desse ácido

________________________________________________________________

De um modo geral, se KA > 1 para solução aquosa O,1N, o ácido é forte.

Muitas vezes, é apresentado o pKA do ácido. Em química, "p" significa

cologarítmo

pKA = cologKA = -logKA

Para o HBr de KA = 109

pKA = -log.109 = - 9

EXERC Í CIOS

Sejam os ácidos abaixo e seus respectivos KA :

HAc ↔ H+ + Ac¯ KA = 1,8 x 10¯4

(ác. acético)

HSO¯4 ↔ H+ + SO=4 KA = 1,2 x 10¯2



(639) O ácido mais forte é:

a) HAc d) Ac¯b) HSO-4 e) SO4

=

c) H+

(640) 0 ácido mais fraco é:

a) HAc d) Ac¯

b) HSO-4 e) SO4=

c)H +

É evidente que , se um ácido liberta prótons facilmente (ácido forte), a reação inversa será mais difícil.

HC1 ↔ H+ + Cl¯

O HC1 numa solução aquosa tem grande facilidade em libertar H+ e Cl¯ . A reação inversa, aquela de associação de H+ com CI¯, será difícil. Isto quer dizer que o HC1 é um á cido forte e terá uma base conjugada Cl¯ bastante fraca.

Conclusão:

Se um á cido é forte , sua base conjugada será fraca e vice-versa

Examinando os KA dos ácidos podemos comparar as forças das suas bases conjugadas.

Então:

Quanto menor o valor de KA do ácido mais forte será a sua base conjugada.

Sejam as dissociações:

HNO2 ↔ H+ + NO2¯ KA = 4 x 10¯10

H2PO¯4 ↔ H+ + HPO=4 KA = 6,2 x 10-8


(641) O ácido mais forte é:

a) HNO2 d) NO2¯

b) H2PO¯4 e) HPO=4

c) H +

(642) A base mais forte é:

a) HNO2 d) NO2¯

b) H2PO4 e) HPO=4

c) H +

(643) A base mais fraca é:

a) HNO2 d) NO2¯

b) H2PO4 e) HPO=4

c) H +

Eis uma tabela de alguns ácidos e suas respectivas bases

A tabela anterior informa quando será possível ocorrer uma reação ácido +

base:



____________________________________________________________________________

Uma reação de transferência de pótons é possível desde que haja

formação de á cido e base mais fracas .

_____________________________________________________________________

Exemplos:

2H3C — COOH + CO3= 2H3C▬COO¯ + H2CO3

OH + CO3=

O ácido acético ataca um carbonato produzindo H2CO3 que se decompõe

em seguida, em H20 + CO2 . Isto é possível porque o H2CO3 é mais fraco que o ácido

acético. Já o fenol não reage com carbonato, pois o H2CO3 é mais forte que o fenol.

(644) Utilizando a tabela, responda qual das reações abaixo é impossível?

(645) Das reações acima, qual delas se realizará com maior fácil idade?

____________________________________

2 FATORES INFLUENTES

____________________________________

Uma substância é realmente considerada um ácido quando apresentar um

hidrogênio apreciavelmente polarizado. Quanto mais polar for o hidrogênio, mais

ele será atraído pela base fixadora de prótons. Examinando os elementos de um

período da tabela periódica, quanto mais à direita se situa o elemento, ele poderá

ter hidrogênio mais polarizado e a sua força ácida será maior.


Outro fator que determina a força de um ácido é o tamanho do átomo

ligado ao hidrogênio.

Quanto maior o átomo menor será a atração do hidrogênio polarizado e

teremos um ácido mais forte pois o próton H+poderá sair mais facilmente.

Exemplo:

HF , HC1 , HBr , HI

aumenta o tamanho do átomo

__________________________________ maior a força ácida

Comparando-se HF e HI temos:

A atração H ↔ F é bem maior que a atração H↔ I; neste último o próton sai

com maior facilidade.

_____________________________________

3 EFEITOS DE INDUÇÃO

___________________________

Nos compostos orgânicos,é muito importante o tipo do radical

ligado ao carbono que possui o -0H.

Por que um carboxilácido é um á cido mais forte que um álcool, se

ambos possuem o radical -0H?



No carboxilácido o oxigênio (=O) desloca os elétrons do carbono, este

desloca os elétrons do oxigênio (do OH) que por sua vez polariza mais o H.

De modo geral, a força de um ácido carboxílico depende ainda dos radicais

ligados à carboxila.

Seja a fórmula geral do ácido:

Se X atrai elétrons, X é considerado radical elétron-atraente e aumentará a

força do ácido. Quanto mais elementos eletronegativoa tiver em X mais elétron-

atraente será o átomo e teremos o carboxilácido mais forte.

Exemplos:

H3C — COOH KA = 1,8 x 10-5

C1CH2 — COOH KA = 1,4 x 10-3

C12CH —COOH KA = 5 x 10-2

C13C — COOH KA ≈ 2

Por outro lado, se X repele elétrons,teremos um radical elétron-repelente e

o ácido será mais fraco. Podemos agora classificar os radicais em: ELÉTRON-

ATRAENTES e ELÉTRON-REPELENTES.

RADICAIS ELETRON-ATRAENTES:

-Cl, -Br, -I, -COOH, -OH, -NO2 , -C6H5

RADICAIS ELETRON-REPELENTES:

Por este motivo,o ácido fórmico H-COOH é mais forte que o ácido acético

H3C — COOH,pois o -CH3 é mais elétron-repelente que o -H.


EXERC Í CIOS

(646) Qual dos compostos abaixo tem maior força ácida?

(647) Qual dos compostos anteriores tem caráter ácido mais fraco?

(648) Coloque os compostos abaixo em ordem decrescente de força ácida:

____________________________________

4 CARÁTER BÁSICO

DAS AMINAS

____________________________________

Vimos que o NH3 pode comportar-se como uma base, transformando-se em

NH4+

Da mesma forma uma amina poderá receber elétrons:

Como se vê, as aminas são compostos que possuem radicais orgânicos

pela substituição H do NH3. Se houver substituição de apenas um H teremos uma

amina prim á ria ; sendo substituídos 2H teremos uma amina secundária; com todos

H substituídos teremos uma amina terciária.



Sejam o NH3 e CH3 - NH2 . Qual deles é base mais forte?

O radical -CH3 é mais elétron-repelente que o H. Então o par de elétrons

está mais disponível para_receber o próton na amina. A metilamina é base mais

forte que a amônia.

Com 2 radicais -CH3 teremos a dimetilamina que é base mais forte que a

metilamina. O segundo -CH3 reforça o efeito elétron-repelente sobre o nitrogênio.

Era de se esperar que a trimetil amina fosse uma base mais forte ainda.

Porém ela é mais fraca que a metilamina e a dimetilamina devido a um

impedimento espacial que é denominado EFEITO ESTÉRICO e que dificulta a

aproximação do próton.

Os três grupos -CH3 dificultam o ataque do próton ao par eletrônico do

nitrogênio. É útil observar que a força de um ácido ou de uma base depende não só

da natureza dos radicais , mas também da disposição espacial dos mesmos (efeito

estérico).

Na anilina (fenilamina) temos ligado ao Nitrog ê nio o grupo C6H5 - que é

elétron-atraente. Logo, a fenilamina é uma base mais fraca que a amônia.

Se o nitrogênio está ligado a um radical elétron-atraente, dificulta-se a

aproximação de pr ó tons para receber o par eletrônico.


EXERC Í CIOS

(649) A constante de ionização do ácido tricloro acético é maior que a do

ácido aéetico, PORQUE o peso molecular do ácido tri-cloroacético e maior que o do

ácido acético.

CESCEM-65

(650) Na reação NH3 + HBr NH4+ + Br¯, HBr é um ácido de Bronsted

PORQUE HBr doa um próton ao NH3 .

CESCEM-65

(651) Na reação NH3 + H+ NH4+ , NH3 é um ácido de Lewis, PORQUE

NH3 doa prótons ao íon hidrogênio.

CESCEM-65

(652) Quando se junta acetato de sódio às solugões 0,1 M das substâncias

relacionadas abaixo, os íons acetato irão atrair prótons de um ácido que se

encontra presente. De que substância o íon acetato irá atrair o maior número de

prótons:

a) NaHSO4 d) HCN

b) HNO2 e) NaHS

c) HC2H3O2

CESCEM-66

Consulte a tabela da questão 655

(653) 0 fato de a água pura ter uma condutividade elétrica muito baixa é

um indicio de que:

a) água é um solvente puro

b) água tem caráter ácido

c) água é muito ionizada

d) água é muito pouco ionizada

e) o número de íons H3O+ e 0H é o mesmo

CESCEM-66

(654) Éter etílico é uma base porque:

a) não reage com hidróxido de sódio

b) tem sabor peculiar

c) possui um par de elétrons não compartilhado disponível para reagir

d) ioniza-se para formar um íon carbônico

e) torna azul o papel vermelho de tornassol


CESCEM-66



(655) Para responder às questões 656, 657 consulte a seguinte tabela de

ácidos, de sua bases conjugadas e de suas constantes ionização.

Ácido Base conjugada K, (constante de ionização do ácido)

HCl Cl¯ 100% ionizadoHSO4- SO4

¯ ¯ 1,2 x 10-2

HF F¯ 7,2 x 10-4

HNO2 NO2¯ 1,8 x 10-5

HC2H3O2(ác.acético) C2H3O2¯ 1,8 x 10-5

H2S HS¯ 5,7 x 10-8

HCN CN~ 7,2 x 10-10

HS- S-- 1,2 x I0-13

(656) A base mais fraca das acima mencionadas é:

a) Cl¯ b) CN¯ c) HS¯ d) S ¯ ¯ e) SO4, ¯ ¯

CESCEM-66

(657) A concentração de íons hidrogênio numa solução 0,1 M de ácido

acético, HC2H3O2 será maior que de uma solução

a) 0,1 M HF d) 0,1 M NaHS

b) 0,1 M HNO2 e) 0,2 M HC2H302

c) 0,1 M NaHSO4

CESCEM-66

(650) Dadas as seguintes equações:

2 H3O+ + O2¯ 3H2O

BF3 + F¯ BF4¯

Mg + + + 6H2O Mg(H2O)26 +

pergunta-se:

a) as três equações representam reações ácido-base de Lewis

b) somente as duas últimas representam reações ácido-base de Lewis

c) as três equações representam reações ácido-base de Bronsted

d) nenhuma das equações representa reações ácido-base de Lewis

e) nenhuma das equações representa reações ácido-base de Bronsted

CESCEM-67


(659) Assinalar a resposta correta entre as afirmações abaixo:

a) ácido acético é mais forte do que o ácido fórmico

b) ácido acético tem acidez comparável à do ácido monofluoracético

c) o ácido acético é mais forte do que o ácido 2 metil propanóico

d) o ácido acético é mais forte do que o ácido monobromoacético

e) o ácido acético é o ácido orgânico mais fraco que se conhece

CESCEM-67

(660) Assinalar abaixo a indicação correta em relação à ordem de

basicidade entre as seguintes aminas: dimetilamina (D), metilamina (MI), N-metil

anilina (MA) e anilina (A)

a) D = M = MA = A d) D > M > MA > A

b) D = M>MA<A e) D < M < MA < A

c) D = M > MA = A

CESCEM-67

As questões 661 e 662 se relacionam com a seguinte tabela que apresenta

as constantes de ionização de alguns ácidos em solução aquosa:

Ácido K íon

fluorídrico 6,7 x 10¯4

acético 1,8 x 10¯5

cianídrico 4 X 10¯10

sulfuroso (1º. degrau) 1,7 x 10¯2

carbônico (1º. degrau) 4,4 x 10¯7

(661) Qual dos ácidos abaixo é o mais fraco?

a) fluorídrico d) sulfuroso

b) acético e) carbônico

c) cianídrico

CESCEM-68

662) Sejam as seguintes reações

Mg + + + 6 H2O Mg (H2O)6+ +

BF3 + F¯ BF4-

HCl + F¯ HF + CI¯



2 HC1 + MgO MgCl2 + H2O

Ag+ + 2 CN¯ Ag (CN)2¯

São todas:

a) reações ácido-base segundo Arrhenius

b) reações ácido-base segundo Bronsted

c) reações ácido-base segundo Lewis

d) reações ácido-base segundo Lewis e Bronsted

e) reações ácido-base segundo Bronsted e Arrhenius

CESCEM-68

(663) Quando dizemos que um íon ou molécula é um ácido, isto significa

que eles terão uma tendência de:

a) se combinarem com prótons

b) cederem pares eletrônicos

c) libertarem íons hidróxido como único ânion

d) combinarem-se com íons hidróxido presentes num solvente qualquer


CESCEM-68

(664) Esta questão esta relacionada com a seguinte tabela:

Na série de reações apresentadas, podemos fazer a seguinte

generalização:

a) são ácidos somente as substâncias da coluna A

b) são ácidos somente as substâncias da coluna B

c) são ácidos as substancias da coluna A e C

d) são ácidos as substâncias das colunas A e D

e) nenhuma das generalizações acima é correta

CESCEM-69

Questões 665 a 667

a) NO(OH) PO(OH)3 CO(OH)2 ;


b) LiOH C10H Be(OH)2 ;


c) SO(OH)2 NO2 (OH) Ba(OH)2 ;

d) C6H5.NH2 KOH Sr(OH)2 ;

e) C6H5.OH HaOH P(OH)3 .

(665) Em solução aquosa todos são bases

(666) Em solução aquosa todos são ácidos

(667) Em solução aquosa temos um ácido e duas bases

CESCEM-69

(668) 0 ácido tricloroacético e mais forte do que o ácido acético

PORQUE os átomos de cloro no ácido tricloroacético atraem elétrons mais

fortemente do que os átomos de hidrogênio no ácido acético.

CESCEM-69

(669) Para a nitração dos compostos aromáticos usa-se uma

mistura de ácido sulfúrico e ácido nítrico concentrado. Quando se misturam os

dois ácidos ocorre a seguinte reação:

2H2S04 + HN03 NO2+ + H2O+ + 2 HSO4-

Nesta reação, o ácido nítrico funciona como:

a) oxidante d) base

b) redutor e) desidratante

a) ácido

CESCEM-69

(670) De acordo com a conceituação de ácidos e de bases, segundo BRONSTED e LOWRY, o anion HCO3¯

a) sempre age como ácido

b) sempre age como base

c) nunca é ácido nem base

d) pode agir como ácido ou como base

e) só pode agir como base ao reagir com cátions

CESCEM-70

(671) De acordo com a teoria de Bronsted o íon amônio é:

a) um ácido

b) um íon anfótero

c) uma base

STA.CASA-67



(672) A introdução de um átomo de cloro no carbono alfa do ácido acético

irã:

a) reduzir a ionização da carboxila

b) manter o mesmo grau de ionização da carboxila

c) aumentar a ionização da carboxila

STA.CASA-67

(673) HC1 dissolvido em água origina íons hidroxônio e cloreto. Esse

processo recebe o nome de:

a) eletroforese

b) eletrólise

c) ionização

d) as alternativas a, b e c estão corretas

e) as alternativas a, b e c estão erradas

STA.CASA-68

(674) Qual das substâncias abaixo pode ser classificada como ácido e como

base de Bronsted?

a) NH4+ d) Cl¯

b) BF3 e) não existe uma substância desse tipo

c) HSO4

SANTOS-68

(675) Os íon NH4+, HC03 e Cu(H2O)4++, são sempre ácidos segundo o

conceito de Bronsted-Lowry, PORQUE todos podem ceder prótons .

SANTOS-69

(676) As substâncias HC1, HNO3 e HClO4, em solução aquosa tem suas

forças igualadas PORQUE, segundo a teoria de Bronsted-Lowry, o ácido mais forte

que pode existir em solução aquosa é o H3O +

SANTOS-69

(677) Assinalar a seqüência que indica basicidade decrescente das

estruturas abaixo:


a) V , II , I , III , IV

b) I , V , II , III , IV

c)IV , III , I , II , V

d)IV , III , II , V , I

e) I , V , IV , IV , III

CIÊNCIAS HEDICAS-MINAS-69

(678) Nas reações abaixo, certos reagentes podem ser considerados como

bases e outros como ácidos de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry:

: NH3 + H20 ↔ NH4+ + OH¯

: NH3 + HC1 ↔ NH4+ + Cl¯

: 0H2 + HC1 ↔ H3O+ + Cl¯

Desta maneira qual das afirmações está certa?

a) NH3 e NH4+ são bases

b) HC1 e 0H¯ são ácidos

c) H2O e NH4+ são bases

d) NH4+ e H3O são ácidos

e) HC1 e Cl¯ são ácidos

CIÊNCIAS HÉDICAS-MINAS-68

(679) De acordo com a teoria eletrônica de Lewis, de ácidos e bases, nós

definimos ácido como sendo:

a) toda substância capaz de receber prótons

b) toda substância capaz de coordenar um par de elétrons cedidos por

uma base

c) toda substância que em solução liberta íons hidrônio

d) toda substância polar

e) nenhuma das respostas

CIÊNCIAS MÉDICAS-MINAS-68

(680) Consultando os valores das constantes de ionização dos ácidos

abaixo:

ÁCIDO Ki

CH3COOH 1,8 x 10-5

C1CH2COOH 1,4 x 10-3

C12CHCOOH 5,0 x 10-2



CI3CCOOH 2,0 x 10-1

Verificamos que:

a) o ácido acético é o mais forte de todos

b) o ácido tricloroacético é o mais forte de todos

c) o cloro não influencia a força dos ácidos

d) a constante de ionização diminui à medida que o numero de átomos de

cloro aumenta

e) o cloro diminui a força dos ácidos


(681) Uma solução de ácido fraco HC10 foi analisada, verificando-se no

equilíbrio, a existência das seguintes concentrações:

H3O+ = 1,78x10-4 íon g/l

C10- = 1,78 x 10-4 íon g/l

HC10 = 1,00 moles/l

Qual a constante Ki do ácido? 1

a) 3,56 x I0-4 d) 1.78 x 10-4

b) 3,56 x 10-8 e) 3,17 x 10-9

c) 3,17 x 10-8


(682) ) 0 carbonato ácido de sódio (NaHCO3) em solução aquosa, dá

reação:

a) fortemente ácida d) alcalina

b) fracamente ácida e) anfotera

c) neutra

MEDICINA-GB-68

(683) Na reação abaixo:

F3B + :NH3 F3BNH3

0 fluoreto de boro é um:

a) ácido de Lewis d) conjugado de base

b) base de Lewis e) nenhuma delas

c) conjugado de ácido

MEDICINA-GB-68


(684) Segundo a teoria deBronsted-Lowry, bases são substâncias:

a) doadoras de elétrons

b) aceptoras de elétrons

c) doadoras de prótons

d) aceptoras de prótons

e) que tem disponível um par de elétrons

MEDICINA-GB-68

(685) A anilína é praticamente insolúvel em água, mas extremamente

solúvel no benzeno. Ela pode, porém, ser facilmente separada deste último

composto tratando-se a mistura com ácido clorídrico diluido. Isto se dá porque:

a) a anilina sofre decomposição

b) o benzeno e atacado pelo ácido clorídrico diluído

c) a anilina possui grupamentos polares eclipsados que sãoo ativados nas

condições descritas acima

d) há formação de um sal de anilina que, por sua natureza polar e solúvel

em água e insolúvel no benzeno

e) forma-se cloridrato de anilina que, sendo extremamente volátil, pode

ser separado por destilação

MEDICINA-GB-69

(686) Assinale a seqüência que corresponda à acidez crescente dos

compostos abaixo:

a) II , I , V , III , IV

b) I , V , II , III , IV

c) II , I , V , IV , III

d) II , V , I , III , IV

e) I , V , III , IV , II

UF-RJ-69

(687) As soluções abaixo estão na concentração molar de 0,1 M.

Conhecendo-se a constante de dissociação (K) assinale aquela que

apresenta concentração de MI mais elevada.

a) CH3COOH K H2S = 1 x 10-7



b) NaHCO3 KNH4+ = 5,7 x 10 -10

c) H2S KHSO4- = 1,3 x 10-2

d) NH4Cl KCH3COOH = 1,8 x 10-5

e) KHSO4KHCO3¯ = 4,7 x 10-11

PARANÁ-67

(688) Sendo o ácido acético mais fraco que o ácido fórmico, podemos dizer

que o grupo metil tem:

a) menos atração por elétrons do que o átomo de hidrogênio

b) mais atração por elétrons do que o átomo de hidrogênio

c) mais eletro-atração do que o átomo de hidrogênio

d) igual eletro-atraçao do que o átomo de hidrogênio

e) nenhuma resposta é correta

PARANA-67

(689) Dadas as constantes de dissociação dos ácidos (K) abaixo

enumeradas, qual o ácido mais fraco?

Ácido Orgânico K

a) úrico 1,30 x 10-4

b) acético 1,76 x 10-5

c) fórmico 1,77 x 10-4

d) propiônico 1,34 x 10-5

e) láctico 8,40 x 10-4

PARANÁ-67

(690) A sulfonação do benzeno produz ácido benzeno-sulfônico de acordo

com as equações químicas:

Na fase I, o oxido de enxofre (VI) e o benzeno funcionam, respectivamente,

como:


a) ácido e base de Arrhenius d) base e ácido de Lewis

b) ácido e base de Bronsted e) base e ácido de Bronsted

c) ácido e base de Lewis

MEDICINA-STO ANDRÉ-69

(691) Qual dos itens abaixo indica, corretamente,a ordem

decrescente da acidez das estruturas

CH3COOH , FCH2COOH , ICH2COOH , C12CHC00H , BrCH2COOH A B C D E

a) A D B E A

b) B D E C A

c) E B D C A

d) D B E C A

e) A B C D EPOUSO ALEGRE-69

(692) Qual dos compostos abaixo possui maior acidez?

POUSO ALEGRE-69

(693) Qual das espécies químicas abaixo funciona como uma

base de Lewis?

a) S04-2 b) H30+ c) BF3 d) Na+ e) H2

POUSO ALEGRE-69

(694) Considerando-se as constantes de dissociação dos ácidos

HA, HB, HC, e HD a 25°C:

KHA = 4,4 x 10-7 KHB = 4,7 x 10-11

KHD = 0,5 x 10-10 KHC = 8,6 x 10-8



Podemos concluir que:

a) os ácidos HA e HB possuem praticamente a mesma força

b) o ácido HD é dez vezes mais fraco do que o ácido HB

c) o ácido HC possui exatamente 103 vezes mais força do que o ácido HB

d) o ácido HA é o mais fraco

e) o ácido HA é o mais forte

POUSO ALEGRE-69

(695) São dadas as equações:

Qual (ou quais) reações (das reações) acima é (são) reação (reações)

ácido-base conforme a teoria de Bronsted-Lowry?

a) somente (1)

b) somente (1) e (2)

c) somente (1) , (2) e (4)

d) nenhuma delas

e) todas as quatro

VASS0URAS-69

(696) De acordo com o conceito de Lewis, as aminas são bases mais fortes

que a água PORQUE o nitrogênio é mais eletronegativo que o oxigênio.

MARILIA-60

(697) Um ácido mais fraco conjuga com a base mais forte e o ácido mais

forte com a base mais fraca PORQUE isto se dá de acordo com a teoria de Bronsted.

MARÍLIA-68

(698) Considerando dois ácidos e duas bases, cujos valores para "K" são:

1º. ácido Ka = 4,5 x 10-5 2º. ácido K'a = 8,5 x 10-6

1a. base Kb = 1,4 x 10-4 2a. base K'b= 8,3 x 10_4


Podemos dizer que o ácido e a base mais forte de cada par são:

a) 1º. ácido e 2a. base

b) 2º. ácido e 2a. base

c) 2º. ácido e 1a. base

d) 1º. ácido e 1.a. base

e) os dados são insuficientes para responder

MARÍLIA-68

(699) No fim de uma experiência é necessário lavar a aparelhagem

dos restos de anilina. Pode-se usar com maior eficiência:

a) água

b) solução diluída de soda

c) água acidulada com ácido clorídrico

d) nenhuma das alternativas convém

e) não é possível remover os restos de anilina

MARÍLIA-69

(700) A diminuição das propriedades básicas das aminas terciárias

e devido com maior probabil idade:

a) ao aumento da densidade eletrônica em volta do átomo de nitrogênio

como conseqüência do efeito indutivo dos radicais alquila que repelem

elétrons

b) à diminuição da densidade eletrônica em volta do átomo de

nitrogênio como conseqüência do efeito indutivo dos radicais alquila que

atraem elétrons

c) a um efeito estérico que aumenta com o tamanho dos radicais

alquila ligados ao nitrogênio

d) às aminas terciárias que possuem maior basicidade do que as

primárias e secundárias

e) nenhuma das alternativas anteriores

MARÍLIA-69

═══════════════


RESPOSTAS DOS EXERCRESPOSTAS DOS EXERCÍÍCIOS E TESTESCIOS E TESTES

As respostas cujos números tem asterisco, (por exemplo - *9) possuem

enunciados que necessitam de consulta à ERRATA.

1) 300 m2) 150 Mhz3) a4) 49,5 x 10-13 ergs5) 1,9 8 x 10-8 ergs6) resolvido7) resolvido8) 40, 41, 429) 77, 78, 7910) b11) d12) a13) 1 cm14) 6 x 1014 hertz15) 1,98 x 10-12 ergs16) a17) resolvido18) 13419) 6α e 3β20) resolvido21) 1322) 4 α e 3β23) resolvido24) resolvido25) resolvido26) c27) 42 dias28) 6,25 829) resolvido30) 5.830 anos31) resolvido32) e33) 91 h e 273 h34) 90.000 e 12,6 anos35) d36) resolvido37) c38) b39) d40) resolvido41) n42) d43) p44) p45) p46) a47) Y

48) a49) c50) d51) e52) d53) alfa → +


beta → - gama → o54) duas β

55) I) 66,6 horas II)

56) errado 57) b58) menos os Eu e Ge (errado)59) certo60) d61) e62) b63) b64) b65) c66) c67) d68) c69) a70) a 71) b72) a73) c74) b75) II76) a77) d78) a79) b80) e81) d82) a83) a84) c85) c86) a87) b88) b89) certo90) capaz de emitir partículas e radiações91) idem ao 9092) alfa e beta desviam-se em sentidos opostos. Gama não sofre desvio.93) a94) c95) 1 e 396) d97) b98) d99) d100) e101) b102) b103) c104) e105) d106) d, e107) e108) a


109) e110) b111) resolvido112) resolvido113) resolvido114) 2, 8, 3115) 2, 8, 18, 18, 5116) a117) não118) b119) c120) resolvido121) D122) resolvido123) resolvido124) resolvido125) d126) 9127) resolvido128) c129) d130) 4, 3, -2, +1/2131) 6, 1, -1, +1/2132) 5, 3, -2, -1/2133) b134) resolvido135) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2

136) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10 4f14; 5s2, 5p6, 5d4, 6s2

137) d138) e139) b140) b141) c142) a143) c 144) d145) b146) e147) c148) a149) b150) d151) c152) a153) d154) b155) b156) d157) c158) c159) b160) a161) e162) d163) a164) d165) a166) c167) c168) b


169) II 170) I e III171) a172) a173) e174) c175) e176) d177) 4, 0, 0, -1/2 4, 0, 0, +1/2178) Sc+++

179) ls2, 2s2, 2px2, 2py

2, 2pz2

3s2, 3px1, 3py

1, 3pz1

180) a181) elétrons na camada interna182) b183) d184) a185) a186) b187) d188) b189) b190) a191) e192) d193) c194) a195) a196) c197) d198) b199) b200) c201) c202) a203) b204) c (supondo eletrovalente)205) X3

+Y≡

206) c207) c208) e209) resolvido210) resolvido211) resolvido212) resolvido213) H - As - H H214) H - Te H H 215) H - Ge - H H216) H - I217) resolvido218) resolvido219) resolvido


225) resolvido226) resolvido227) resolvido228) resolvido229) H - O - Cl230) H - 0 - Cl → 0


260) resolvido261) resolvido262) 2α e 2n263) 3α e 2П

264) 5α e 1n265) 3σ266) 4σ e 1n267) 7 σ e 2n268) 2 σ e 1n269) 6σ 270) 3σ e 1n271) 6σ272) b273) c274) c275) b276) e277) d278) d279) polar280) apolar281) apolar282) apolar283) apolar284) polar285) polar286) apolar287) a


288) a289) c290) b291) d292) c293) d294) d295) b296) c297) d298) b*299) d *300) b301) e302) c303) c304) a305) d306) c307) b308) b309) e310) b311) b312) tamanho e carga dos íons313) diferença de eletronegatividade e estrutura angular314) errado315) c316) b317) c318) b319) e320) d321) errada, certa322) b323) errada, certa324) d325) b326) c327) d328) b329) e330) a331) c332) d333) b334) d335) certa, certa (não justifica)336) d337) a338) b339) c340) e341) a342) e343) b344) 1, 2 e 3345) c346) a347) c


348) e349) d350) b351) b352) b353) c354) d355) a356) e357) e358) c359) d360) c361) d362) a363) certa, certa (justifica)364) b365) e366) e366-A) d367) b368) certa, certa (justifica)369) b370) a 371) c372) a373) certa, certa (justifica)374) e375) b376) d377) a378) d379) c380) c381) b382) c383) c384) iônicos: Kl, HgCl, Ca(OH)2, K2S04 . Al2(SO4)3. 24H2O, (NH4)2SO4, CaO e K2 O385) d 386) b387) b388) c389) b390) d391) a392) e393) b394) b395) b396) d397) errada, errada398) a399) c400) b401) c402) d403) c404) b405) a


406) c407) c408) d409) c410) b411) d412) a413) b414) a415) c416) d417) b418) c419) a420) d421) -3,0422) 153,5 Kcal/mol423) c424) b425) d426) e427) e 428) d429) e430) b431) e432) b433) e434) e435) d436) e437) a438) a439) errada, certa440) e441) d442) c443) b444) c445) d446) c447) b448) certa, certa (não justifica)449) b450) c451) c452) c453) d454) b455) b456) a457) d458) c459) a460) c461) a462) c463) a464) a465) b


466) b467) b468) b469) c470) c471) c472) a473) c474) c475) a476) a477) c478) c479) a480) F¯481) a482) c483) b e c484) d485) a486) e487) a488) c489) d490) b491) b492) b493) b494) e495) a496) d497) c498) c499) a500) a501) a502) b503) a) Br b)CI c) Cl2 d) NaBr504) c505) resolvido506) resolvido507) resolvido508) +3 e -2509) +1510) +2511) +2512) -2, -1, +1513) b514) resolvido515) +5516) +5517) -3518) +3519) -3520) resolvido521) resolvido522) resolvido523) resolvido524) resolvido525) +5


526) +6527) +2528) +4529) +5530) +3531) +2,5 (médio)532) +8/3 (médio)533) +3534) resolvido 535) resolvido536) resolvido537) resolvido538) resolvido539) +6540) +2541) +7542) +5543) resolvido544) +3545) +5546) +5547) +4548) +6549) resolvido550) resolvido551) resolvido552) -3553) -3554) +3555) +3556) b557) d558) c559) b560) c561) 3, 5, 2 ▬ 3, 5562) 3, 40, 4 ▬ 15, 6, 40563) 2, 10, 8 ▬ 5, 1, 2, 8564) 2, 1 ,10 ▬ 2, 7, 5565) 3, 9 , 8 ▬ 2, 6, 9, 21566) 3, 8 ▬ 3, 3, 2, 4567) 2, 5 ▬ 2, 1, 2, 3568) 1, 1, 2 ▬ 1, 1, 1, 3569) 6, 3 ▬ 2, 4, 3, 2570) 1, 2, 2 ▬ 2, 2, 1571) 2, 3, 9 ▬ 2, 6, 9572) 2, 64, 27▬ 2, 6, 54, 32573) 6, 10, 24 ▬ 3, 6, 5, 20, 24574) 2, 2, 6 ▬ 1,2 , 1, 4, 4575) 3, 16 ▬ 3, 3, 8, 10576) 1, 3, 4 ▬ 1, 1, 7, 3577) 2, 3, 10 ▬ 2, 6, 8578) 1, 20, 16 ▬ 5, 2, 28579) 1, 14, 12 ▬ 3, 2, 20580) 2, 5, 6 ▬ 2, 5, 3581) 10, 1, 8 ▬ 2, 10, 4582) 4, 1, 10 ▬ 4, 1, 3583) 1, 4, 11 ▬ 4, 4, 1584) 2, 3, 6 ▬ 3, 3, 2


585) 2,2,4 ▬ 2, 1, 2586) 2, 1, 2 ▬ 2, 2, 1587) resolvido588) resolvido589) K,Cr2O7 + 14HBr → 2KBr + 2CrBr3 + 7H2O + 3Br2

590) 2KMnO4, + 8H2SO4 + 10KI → 6K2SO4, + 2MnSO4 + 8H2O + 5I2

591) K2Cr207 + 7H2SO4, + 6NaCl → K2SO4, + Cr2 (SO4)3 + 3Na2SO4, + 7H2 O + 3C12

592) MnO2 + 2H2SO4, + 2FeSO4 -> Fe2 (SO4)3 + MnSO4, + 2H2O 593) 2KMnO4, + 3H2 SO4, + 5H2 O2 → K2SO4 + 2MnSO4, + 8H20 + 502

594) K2Cr207 + 7H2S04 + 3Na2C204 → K2SO4, + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4, + 6CO2 + 7H20

595) 4HN03 + Hg c°"°-» Hg(NO3)2 + 2N02 + + 2H20

596) 10HNO3 + 4Zn → 4Zn(NO3)2 + NH4 NO3 + 3H2O

597) 2H2 SO4 + Ag → Ag2 SO4, + SO2 + 2H2O598) b 599) d600) d601) c602) a603) a604) d605) b606) b607) d608) e609) e610) c611) d612) d613) b614) c615) b616) b617) d618) d619) c620) c621) a622) a623) c624) c625) d626) b627) d628) d629) a630) b631) certa, errada632) a


633) a634) d635) c636) d637) a638) b639) b640) a641) a642) e643) d644) d645) e646) b647) d648) d, c, b, a649) certa, certa (não justifica)650) certa, certa (justifica)651) errada, errada652) a653) d654) c655) não656) a657) d658) a659) c660) d661) c662) c663) e664) d665) d666) a667) e668) certa, certa (justifica)669) d670) d671) a672) c673) c674) c675) errada, errada676) certa, certa (justifica)677) a678) d679) b680) b681) c682) d683) a684) d685) d686) e 687) e688) a689) d690) b691) d692) e


693) a694) e695) b696) certa, certa (não justifica)697) certa, certa (justifica)698) a699) c700) c

n

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ricardo feltre e setsuo yoshinaga - atomística (doc) (rev)

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