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ATOMÍSTICA Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga


Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga

AATTOOMMÍÍSSTTIICCAA

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).


ÍÍNNDDIICCEE

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

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 OONNDDAASS EELLEETTRROOMMAAGGNNÉÉTTIICCAASS

________________________

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 propagação 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 eletromagnética 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 relação:

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) .

EXERCÍCIOS

(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.

EXERCÍCIOS

(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 DDEESSCCAARRGGAASS EELLÉÉTTRRIICCAASS

NNOOSS GGAASSEESS ÀÀ AALLTTAA PPRREESSSSÃÃOO

São os gases: bons, regulares ou péssimos condutores de eletricidade?

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

Estudemos, então, os 3 casos principais: à alta pressão, à baixa pressão e

no alto vácuo.

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 explosão que utiliza alguns milhares de volts para

produzir a centelha.

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

.


C DDEESSCCAARRGGAASS EELLÉÉTTRRIICCAASS

NNOOSS GGAASSEESS AA BBAAIIXXAA PPRREESSSSÃÃOO

Esses tipos de descargas são 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 pressão 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 gás, da pressão

interna e da tensão utilizada.

Descargas deste tipo são utilizadas em anúncios



luminosos e também nas lâmpadas fluorescentes.

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

uma tensão elevada,a fim de provocar a ionização inicial das moléculas gasosas.

___________________________________

A) EXPLICAÇÃO DO FENÔMENO

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:

- elétrons no sentido cátodo � ânodo

- Íons no sentido ânodo � cátodo

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 ionização?

- 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) LÂMPADA 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 lâmpada no início da descarga

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

O reator destina-se a produzir uma alta-tensão inicial e a manter uma

tensão 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 tensão instantânea provoca a ionização 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 tensão 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 visível.

Dai o nome de lâmpada fluorescente.

CONCLUSÃO:

____________________________________________________________________________

Admitindo-se que os átomos possuem elétrons pode-se justificar porque

ocorrem descargas em tubos de Geissler.

____________________________________________________________________________

════════════════



D DDEESSCCAARRGGAASS EELLÉÉTTRRIICCAASS

NNOO AALLTTOO VVÁÁCCUUOO

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 metálica entre o cátodo 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 partículas de carga negativa,constatando ser bem menor que o mais leve dos

átomos ,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 átomo 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 elétrons

saem do cátodo com grande energia cinética 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 RRAAIIOOSS AANNÓÓDDIICCOOSS

aammppoollaa ddee GGoollddsstteeiinn

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 partículas

positivas vindas da direção 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 hidrogênio como gás residual, foram obtidos raios anódicos,

constituídos de partículas cujas massas eram o mais leve possível em relação a outros

raios anódicos. No entanto, essa mais leve partícula 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:

- elétrons acelerados num sentido,(raios catódicos) e

- íons positivos acelerados no sentido contrário,(raios anódicos).

═══════════════



F EESSPPEECCTTRRÓÓGGRRAAFFOO

DDEE MMAASSSSAA

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 impressões, pode-se concluir que existem partículas do mesmo

elemento químico 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 tem 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.

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G IISSÓÓTTOOPPOOSS

IISSÓÓBBAARROOSS--IISSÓÓTTOONNOOSS Veremos, 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) Núcleo: onde se encontram principalmente duas espécies de partículas:

"PRÓTONS e NEUTRONS". Eles possuem massas praticamente iguais. 0 próton 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 número 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.

CONVENÇÕES

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 químico (mesmo número

atômico), porém,com diferentes números 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 número de nêutrons.


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

EXERCÍCIOS

(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.

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HH RRAAIIOOSS ""XX""

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 região de

colisão 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 ósseo que apresenta cálcio, 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.


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 EXERCÍCIOS

(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



capítulo 2


radiatividade – 2

A DDEESSCCOOBBEERRTTAA

DDAA RRAADDIIAATTIIVVIIDDAADDEE

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 frações de impureza extraída da pechblenda apresentava-se muito mais radiativa que o urânio 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 NNAATTUURREEZZAA DDAASS

EEMMIISSSSÕÕEESS Logo 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 rádio.

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 trajetória das radiações.

No entanto, aparecem 3 direções de

propagação, o que se pode constatar colocando

uma placa fotográfica ou um cartão flúorescente no

plano (XY) (perpendicular à figura).

50


radiativídade - 2

CONCLUSÕES:

A emissão radiativa é constituida de

partículas de carga positiva, partículas de carga

negativa e radiações, 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 núcleos de

átomo de hélio e,portanto constituídos de 2

prótons + 2 nêutrons.

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 gás hélio. 0 gás formou-se a partir das partículas (a) emitidas pelo rádio.

As partículas negativas foram denominadas de partículas 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 penetração que as partículas (a) .

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

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


Enquando as partículas (α) só atravessam alguns milímetros de madeira, as

partículas (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

magnéticos 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 metálico. 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 LLEEIISS DDAA

RRAADDIIAATTIIVVIIDDAADDEE 0 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 número atômico

e número de nêutrons.

EXPLICAÇÃO 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

EXPLICAÇÃO 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 nêutron transforma-se em próton + elétron + 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 prótons e neutrons nas emissões (β).

Apenas para ter uma idéia ilustrativa, pode-se

admitir que um neutron instável e aquele constituido

de um próton, um elétron 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 número atômico 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.

___________________________________________________________________________

EQUAÇÕES DE DESINTEGRAÇÃO

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 números de massa e os números de prótons 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 número atômico do átomo resultante, obteremos o

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

A equação geral para a emissão de "x" partículas (α) e"γ" partículas

(β) é a seguinte:

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

EXERCÍCIOS

(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?

EQUAÇÃO GERAL DAS DESINTEGRAÇÕES - 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 ∆A

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) CÁLCULO 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:

Então:

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 CCIINNÉÉTTIICCAA

DDAASS EEMMIISSSSÕÕEESS

Logo após a descoberta da radiatividade, a observação do fenômeno

demonstrou que se tratava de um fenômeno estatístico. Em outras palavras: nenhuma

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

determinado átomo, 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

átomo de rádio 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 DESINTEGRAÇÃO

Seja uma amostra radiativa possuindo n0 átomos iniciais.

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

partícula emitida será contada como uma unidade de emissão.

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

nenhuma partícula.

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

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

final e inicial.

Vi-se que "∆n é sempre negativo".


Sendo "∆t" o tempo decorrido para que apareça a diferença "∆n" pode-

se definir.

A grandeza "v" é denominada velocidade de desintegração.

Nota-se que sendo. " ∆n " sempre negativo, "v" será também 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:

OBSERVAÇÃO 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_ átomo já 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 INSTANTÂNEA DE DESINTEGRAÇÃO (vi)

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

de desintegração, para " ∆t " 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 conseqüência:

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 rádio contendo 2300 átomos , 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 número. Consideremos que a

esfera premiada voltará 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. Levará em média 100 HORAS para um escolhido número sair.

Estatisticamente temos:

Em outras palavras, cada esfera terá que esperar em média 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 médio num fenômeno estatístico ê um valor hipotético,

admitindo-se condições 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 não 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 número, 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 média 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 média seria de 200 horas.

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

constante:

Isto quer dizer que,de cada 2300 átomos de rádio, em 1 ano ,a probabilidade

é de ocorrer uma desintegração.

então, teremos vm = 2300 anos


radiatividade-2

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

desintegração e daqui a 5.000 anos ainda existirão átomos 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) PERÍODO DE SEMI-DESINTEGRAÇÃO OU MEIA-VIDA (P)

Definição:

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 número global de átomos 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 período,, teremos uma desintegração de mais 50% dos átomos 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

excluídos 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 não

produziram emissões.

Para cada período "P"que passa, teremos uma diminuição 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" átomos

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

na amostra em intervalos de um período, 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 período, 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:

EXERCÍCIOS

(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?

Resolução:

(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:


Então:

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 PERÍODO DE SEMI-DESINTEGRAÇÃO, 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

EXERCÍCIOS

(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?

Resolução:

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 FFAAMMÍÍLLIIAASS RRAADDIIAATTIIVVAASS

OOUU SSÉÉRRIIEESS RRAADDIIAATTIIVVAASS

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 única família.

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 estável.


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 multidão 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 estável.

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 urânio, actínio e tório.

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 urânio"

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 mantém-se constante.

Então, o (∆A) 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 (∆A) 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.

EXERCÍCIOS

(36) A que família pertence o 83Bi214?

Resolução:

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 RREEAAÇÇÕÕEESS DDEE

TTRRAANNSSMMUUTTAAÇÇÃÃOO

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 transmutação natural e aquela

verificada nos átomos radiativos onde o

núcleo, por emissão espontânea de

partículas, passa a ser núcleo de um outro

elemento químico.

A transmutação 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 partículas (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 equação de transmutação é:

Reparem que a equação de transmutação apresenta obediência algébrica aos

índices que representam número de massa e número 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 câmara "C" é cilíndrica, coberta

por um disco de vidro "D" e contém um gás

saturado com vapor d'água.

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 gás nitrogênio + 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 bifurcação da trajetóri, como

a observada no ponto "K".

É que houve colisão de (α) com o núcleo de nitrogênio, ocorrendo a

transmutação já explicada.

A bifurcação não é senão as trajetórias do próton e do átomo 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

fótons,mas sim,de partículas 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 fótons, pois sua energia, necessária para ex

pulsar prótons da parafina, era incompatível com a

experiência.

Para expulsar prótons (íons H+) de um

composto que possui hidrogênio 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 elétron, 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 pósitrons

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 nêutron 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 partículas,utilizando-se

campos elétricos e campos magnéticos. 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) partículas "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 PARTÍCULAS E SUAS

RESPECTIVAS NOTAÇÕES:

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°

EQUAÇÕES DE TRANSMUTAÇÃO

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 FFIISSSSÃÃOO NNUUCCLLEEAARR

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 átomos 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:

∆E = c2 . ∆m

A variação de energia (∆E) resultou da transformação de matéria (∆m) em

energia.("c" é a velocidade da luz).

Portanto, os produtos da reação têm massa menor que os mesmos

componentes antes da fissão.

Em 1939, Fermi declarou que se poderia obter uma reação em cadeia, isto é,

que os nêutrons resultantes da desintegração do U235 poderiam incidir em outros

átomos de urânio 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 nêutron rápido,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 multidão de átomos 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

potência,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) Separação do U-235 pelo processo da difusão térmica.

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 cálcio produziu o

U235 puro.

2) Outro processo foi a obtenção do plutônio através de bombardeamento do

U238 com nêutrons.

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 ATÔMICA.

Como detoná-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 mínima 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

fissão, um nêutron 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 nêutrons iniciais, a qualquer instante

temos x nêutrons 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, não 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 crítica 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 crítica. 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 previsões de potência 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 explosão. 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 nêutrons .

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 nêutrons,eles não seriam absorvi dos pelo U-2 38 e

então poderiam fissionar outros átomos 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 nêutrons. O cádmio não é_ refletor:

ele capta o nêutron 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 elétrica 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 água 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 nêutrons 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'água 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 petróleo e carvão.

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 será 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 FFUUSSÃÃOO NNUUCCLLEEAARR

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, matéria transforma-se em energia. Por

isso, o sol a todo instante torna-se um pouco mais leve, perdendo cerca de milhares de

toneladas de matéria por segundo.

Admite-se, que na superfície solar, a temperatura seja de alguns milhões de

graus Celsius e que aí ocorre a síntese do gás hélio a partir de hidrogênio, com

libertação de pósitrons, neutrinos e tremenda quantidade de energia em forma de

radiações eletromagnéticas 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 . ∆m

"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 Hélio (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 água 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 EELLEEMMEENNTTOOSS

AARRTTIIFFIICCIIAAIISS

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

nêutrons.

Estudemos apenas 3 desses isótopos:

A) CARBONO-14

Este isótopo radiativo forma-se no ar atmosférico quando nêutrons 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 substâncias orgânicas 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 rádio, 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 posição de

descanso, o Co-60 esta emitindo radiações, mas são totalmente bloqueadas pela

blindagem. Na posição 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 ATÔMICA.

═════════════


EXERCÍCIOS (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


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 86 b) 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 86 214 b) 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, V C) 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



ccaappííttuulloo 33


estrutura do átomo-3

A OO ÁÁTTOOMMOO

DDEE DDAALLTTOONN

Vimos no LIVRO I que a concepção de átomo, como constituinte universal da

matéria, havia sido lançada pelos filósofos gregos.

Foi o inglês John Dalton que, em 1808, deu um caráter 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, matéria para Dalton, seria um aglomerado de átomos (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 água é constituída de hidrogênio e oxigênio, Dalton pensou que, a

molécula de água fosse "HO" e que, numa gota d'água, existissem muitas e_ muitas

dessas moléculas , umas vizinhas das outras. Mais tarde, os trabalhos de Gay-Lussac

e Avogadro, demonstraram que, numa molécula, 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 OO MMOODDEELLOO DDEE

RRUUTTHHEERRFFOORRDD--BBOOHHRR Foi 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 polônio 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 fluorescência constante e intensa apareceu no anteparo,

exatamente na direção das emissões "α".

Em outros pontos do anteparo apareciam de tempos em tempos pontos

luminosos.

INTERPRETAÇÃO: 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 matéria 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 núcleo . Este deve ter carga POSITIVA, pois repele violentamente as

partículas "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 núcleo tivesse 1 metro de diâmetro, o átomo teria

um diâmetro de 10 Km, no mínimo.

A título ilustrativo, imaginemos uma bola de tênis no centro do Estádio

Maracanã. Então a bola seria o núcleo e o estádio seria o átomo, 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 atômica com o sistema

planetário: o Sol atrai a Terra; como a Terra gira em redor do Sol, eles

mantém um equilíbrio dinâmico.


CONTRADIÇÃO À TEORIA DE RUTHERFORD

Mal a teoria fora lançada, ela teve que vencer diversos obstáculos. Uma forte

contradição apareceu imediatamente, em relação à trajetória e energia do elétron.

Segundo a teoria clássica de Maxwell, no

estudo do eletromagnetismo, qualquer carga

elétrica acelerada emite energia em forma de onda

eletromagnética.

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

trajetória. 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 justificação energética

para o elétron, aceitando-se o modelo de Rutherford.

Bohr achou que nem todas as leis que eram válidas na Física Clássica

(resultantes de observações experimentais) deveriam ser seguidas pelas partículas

constituintes do átomo.

Foi o caso do elétron girando em torno do núcleo. Para este, Bohr estabeleceu

certas proposições baseadas na teoria quântica de Planck, que se tornaram

conhecidas como"POSTULADOS DE BOHR" fugindo das restrições impostas pela

física Clássica.

Os constituintes do átomo passam a respeitar novas leis que são baseadas

na mecânica quântica.

Em simples palavras, os postulados de Bohr são:

A) "Os elétrons giram em redor do núcleo em órbitas circulares bem

definidas e, espontaneamente,ao fazê-lo, eles não irradiam energia."

B) "Quando um elétron passa de uma órbita para outra, ele emite ou

absorve, determinada energia dada pela expressão:

∆E = 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 emissão do hidroqênio 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

contínuo.



Vamos substituir a lâmpada 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"

Observação:

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 explicação:

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 instável no átomo.

O elétron tende a voltar para a órbita inicial e, na transição, ele emite uma radiação.

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 hidrogênio:

Lyman, preocupou-se com as emissões na região da luz ultra-violeta; Balmer

na parte da luz visível 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 fórmulas

puramente empíricas. Nestas relações, "R" é a constante de Rydberg e vale:

R = 1 ,097 x 107 m-1; "n" é apenas número natural.

Por 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 energéticas. Foi assim que êle adaptou ao

fenômeno a teoria quântica de Planck.

Por que apareciam diferentes valores de " λ "

no espectro?

O átomo de hidrogênio, no estado normal,

apresenta um elétron girando numa região próxima

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 elétron voltará à_ órbita inicial. E nessa volta que

ocorrera emissão de ondas eletromagnéticas de

comprimento de onda "A" (uma

forma de energia).

Eis agora a interpretação de Bohr:

Devem existir diversas órbitas, onde os elétrons possam estacionar

temporariamente.

A cada órbita 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" está associado a determinada variação de energia.

Qual seria a relação entre o "λ" e a variação 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 fóton 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 órbitas circulares bem

determinadas onde os elétrons poderiam girar como esta no desenho da pagina

seguinte. Cada órbita recebeu um número n inteiro.

e) O número 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.



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 posições 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 posição 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.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

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 distribuição eletrônica:

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 número e deixar apenas 8 ou 18 elétrons.

(Escreve 8 ou 18; aquele que for imediatamente inferior ao número

a ser cancelado).


- a_ diferença entre o número 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.

EXERCÍCIOS

(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 transição

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 transição serão estudados no capitulo 5 deste livro, onde se

trata da classificação periódica dos elementos.

Adiantando as afirmações, podemos dizer que, os elementos de transição

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 não de transição apresentam nas camadas internas, número de

elétrons 2, 8, 18 e 32 enquanto aqueles de transição possuem pelo menos uma

camada interna com diferente número de elétrons.

══════════════

C AA EEVVOOLLUUÇÇÃÃOO

DDAA TTEEOORRIIAA DDEE

RRUUTTHHEERRFFOORRDD--BBOOHHRR

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

elétrons com o mesmo número quântico

principal possuem diferentes energias. Há

necessidade de introduzir outros números

quânticos 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 órbitas elípticas 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 número 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 elétrica. Esta

corrente cria um campo magnético

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

magnético (ao invés de dizer que a sua trajetória cria um campo magnético).

Para determinado momento magnético, podemos associar um vetor que

apresenta determinada orientação espacial e recebe um terceiro número quântico

denominado número quântico magnético (m ℓ ).

Verificou-se que esse número quântico magnético 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 partícula 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 número quântico de spin ms .

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 PPRRIINNCCÍÍPPIIOO DDEE

EEXXCCLLUUSSÃÃOO DDEE PPAAUULLII

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:

Conclusão:

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 AA MMEECCÂÂNNIICCAA

OONNDDUULLAATTÓÓRRIIAA

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 fótons.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 difração 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 equação

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 posição

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 posição desse elétron, num dado

instante.

Torna-se absurdo falar na trajetória de um elétron em redor do núcleo (como

supôs Bohr), para um elétron com energia e momento angular determinados.

Pode-se falar numa região de máxima probabilidade de se encontrar

determinado elétron.

Um físico austríaco Erwin Schrodinger conseguiu adaptar ao elétron as

teorias de Heisenberb e De Groglie.

Utilizando-se equações do movimento de ondas, em coordenadas cartezianas,

ele conseguiu deduzir equações matemáticas que deter minam regiões no espaço, 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 máxima

probabilidade de se encontrar determinado elétron.

Apenas para efeito ilustrativo, vamos imaginar um beija-flor, seu ninho e

suas vizinhanças. 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 NNÍÍVVEEIISS

SSUUBBNNÍÍVVEEIISS

EE OORRBBIITTAAIISS

Quando Bohr enunciou os postulados, sugeriu que o raio da órbita

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 níveis 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 não possui um limite nítido, 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

número quântico principal definem a camada

ou nível eletrônico.

Neste caso temos:


Resumindo :

Os elétrons de mesmo número quântico principal podem estar em diversos

ORBITAIS.

Os orbitais formam agrupamentos que são chamados de SUBNÍVEIS.

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 números quânticos 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 secundário ou,também chamado, número quântico azimutal, indicado por

ℓ (inteiro).


Os valores de ℓ são: 0, 1, 2, 3, ... (n - 1).

Por exemplo:

A camada "M" tem no. quântico principal n = 3.

Então, os subníveis possíveis serão com valores de ℓ = 0, l e 2.

Conclusão: 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.

EXERCÍCIOS Quais os subníveis que apresenta a camada N?

Temos:

camada N � n = 4

então:

ℓ = 0, 1, 2 e 3

e os subníveis 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 subnível é constituído de orbitais. Cada orbital recebe um número que é

chamado número quântico magnético (mℓ). A mecânica quântica garante que os

valores de mℓ so podem ser - ℓ, ..., -1, 0, +1, ..., + ℓ (todos inteiros).

Então, o subnível d cujo valor de ℓ. = 2 possui orbitais cujos números

quânticos magnéticos são:

-2, -1, 0, +1, +2.

0 subnível 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

Então:

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 elétrons 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.

_______________________________________________________________

Conclusão:

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?

Resolução:

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 ÍMPAR.

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 máximos de elétrons 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 RREEPPRREESSEENNTTAAÇÇÃÃOO

GGRRÁÁFFIICCAA EE

RREEGGRRAA DDEE HHUUNNDD Vimos que um subnível 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 mℓ positivos.

Exemplo:

d

-2 -1 0 +1 +2

Evidentemente o orbital do subnível s tem mℓ = 0

EXERCÍCIO

(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 elétrons num subnível

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.

_______________________________________________________________

EXERCÍCIOS

(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 elétrons de subníveis diferentes. É o que vamos

apreciar.

Tem-se o seguinte gráfico energético:

DIAGRAMA ENERGÉTICO 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 não valia para os elementos de transição?

Agora temos uma regra com base energética e vale também para muitos

elementos de transição.

EXERCÍCIOS

(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 energético, 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 único subnível. Porém, essas discussões não cabem

neste curso.

═══════════════

H MMEEMMOORRIIZZAAÇÇÃÃOO

AATTRRAAVVÉÉSS DDOO

EESSTTUUDDOO CCOOMMPPAARRAATTIIVVOO

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 cômodos, 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 número 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 lotações 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 número 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 números, denominados números quânticos.

São 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 posição do cômodo e

o tipo de spin do elétron. (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 elétron 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 HHIIBBRRIIDDAAÇÇÃÃOO

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

égua com o jumento.

Vimos que os orbitais atômicos 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 hibridação ou hibridização

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 átomos sofrem hibridação?

Veremos no próximo capítulo que os átomos adquirem estabilidade quando

todos seus orbitais ficam com 2 ELÉTRONS, ou seja, cada orbital fica com UM

PAR de elétrons de spins opostos.

A maioria dos átomos apresentam pelo menos 1 orbital com apenas 1

ELÉTRON e diremos que se trata de ORBITAL com elétron desemparelhado, ou

orbital incompleto.

Uma das formas de completar o orbital é a do átomo se associar com outro

átomo que possua também elétrons desemparelhados. Por exemplo, citemos o caso

do flúor:

Fluor Z = 9

A configuração eletrônica será: 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 ELÉTRON. 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 está 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 hidrogênio ao flúor

através de um TRAÇO e diremos que se estabeleceu uma ligação COVALENTE.

Portanto, cada covalência representa uma ligeira interpenetração de orbitais

e, consequentemente, um emparelhamento de elétrons (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 covalências, ou seja, precisaria de apenas 2 átomos de hidrogênio

para emparelhar todos os elétrons.

No entanto, o mais simples composto de

carbono e hidrogênio é o metano que possui um átomo

de carbono e 4 átomos de hidrogênio.

Isto quer dizer que temos 4 covalências 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 simétrica possível. Neste caso, com 4

orbitais, teremos uma estrutura tetraédrica 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

híbridos estão incompletos, ou seja, com apenas 1 elétron.

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 representações 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 silício é

germânio. 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 flúor.

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 ligações

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 ڭp-sp2 e, portanto, com 6

elétrons na camada externa.

Vejamos, ainda, um caso especial de um átomo com apenas 2 elétrons 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 estável.

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 hibridação.

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 átomos 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 elétron 2s para um orbital

2p. Nesta passagem é aumentada a energia desse elétron.

d) 0 número de orbitais híbridos 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° elétrons na camada externa

exemplos

tipos de hibridação

número de 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.


EXERCÍCIOS

(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 abundância 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 visível 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


LLIIGGAAÇÇÕÕEESS

QQUUÍÍMMIICCAASS

Imagine dois imãs em forma de ferradura,

exercendo entre si forças de atração, como indica a

figura ao lado.

As duas peças irão unir-se formando um

sistema estável.

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

repulsão entre os núcleos, 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 LIGAÇÃO QUÍMICA entre esses

átomos.

As ligações químicas recebem diferentes nomes

conforme o tipo das forças de atração 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 LLIIGGAAÇÇÃÃOO

EELLEETTRROOVVAALLEENNTTEE

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

configurações eletrônicas assemelham-se àquelas dos GASES

NOBRES.

Esta sugestão é de fato confirmada na grande maioria dos casos. De modo

geral, os átomos dos gases nobres distinguem-se dos demais, porque na camada

externa possuem 8 elétrons (exceto o gás hélio - vide tabela abaixo).

Eis a configuração eletrônica 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 átomo de cloro com um átomo de

sódio:


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 íon negativo ou ÂNION" (e o diâmetro do átomo

AUMENTA).

Tanto o câtion como o ãnion 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 equação que representa o fenômeno 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 sódio, que será então uma pilha de íons

Na+ e Cl-

A ligação eletrovalente é aquela que caracteriza os compostos iônicos. Esta

ligação aparece sempre que alguns átomos perdem elétrons , transformando-se em

cátions, enquanto outros átomos ganham esses elétrons, transformando-se em

ânions. As forças, que mantêm


os cátions unidos aos ânions, 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 ELÉTRONS os átomos com menos de 4 elétrons na última

camada. São os metais que apresentam estas configurações eletrônicas.

- GANHAM ELÉTRONS 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 Cálcio perder 2 elétrons

o Bromo ganhar 1 elétron

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 Alumínio 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 sódio

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 sódio 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 distribuição geométrica espacial 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 mínima amostra do cristal, temos a CÉLULA UNITÁRIA

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 íons cloro como os íons sódio constituem estruturas "CÚBICAS DE

FACE CENTRADA"(C.F.C.) .

Dizemos que o cloreto de sódio é constituído pela interpenetração de duas

estruturas C.F.C.

Voltemos ao cristal real e examinemos um

íon cloro. Em seu redor, estão 6 íons Na+ que se

situam em três eixos triortogonais.

Dizemos que, o número de coordenação do

Cl- isto é, o número de cátions ligados ao Cl- é 6.

Da mesma forma, o número de coordenação

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 iônicos

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 cúbico 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 LLIIGGAAÇÇÃÃOO

CCOOVVAALLEENNTTEE

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

elétrons ao outro "átomo e, daí, o

aparecimento de íons de cargas opostas.

Na ligação covalente, nenhum

átomo cede e nem recebe o elétron, de

forma integral.

Esta ligação surge quando um par

de elétrons 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 traço 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

-s-sڭ

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 ligação 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.


Orientação das ligações covalentes no espaço

Quando um átomo liga-se a 2 ou mais átomos 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.

então:

Os orbitais incompletos são: 2px1, 2py1 e 2pz1. Cada um desses orbitais

aceita um átomo de "H", que apresenta "ls1".


Formam-se três orbitais moleculares � 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 água 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 oxigênio 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 água 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 ligação coordenada, chamada também semi-polar ou dativa.

Forma-se o orbital molecular �g-p, idêntico às ligações já existentes entre o

oxigênio e hidrogênio, 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

traço, 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 química orgânica.



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:

- ELÉTRONS NA CAMADA EXTERNA

- CONTAGEM DE ELÉTRONS NAS LIGAÇÕES

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 número de elétrons 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 hidrogênio, 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 LIGAÇÕES 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 molécula de água:

O oxigênio, tinha 6 elétrons na camada externa e,

agora tem 8_.

Cada hidrogênio, tinha apenas 1 elétron e, agora tem

2.

CONCLUSÃO:

Na contagem dos elétrons da última camada, cada covalência

normal (representada por um traço) aumenta um elétron em cada

átomo que participa da ligação.

De modo geral, os átomos se estabilizam quando completam o octeto.

Vejamos,então, algumas estruturas estáveis.

O nitrogênio 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 ligação dativa (B-C). 0 átomo "B" empresta

2 elétrons para "C".

Consequentemente,"B" não sofreu aumento de

elétrons por causa da ligação dativa e "C" tem um

aumento de 2 unidades.



Na contagem de elétrons de última camada, uma ligação 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".

Oxigênio B � Tem um aumento de 2 elétrons por causa de 2 covalências com

"A" e nenhuma alteração por causa da ligação coordenada.

Oxigênio C � Tem_um aumento de 2 elétrons por causa de uma ligação

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 covalências - N -

Se do grupo VI______precisa de 2 covalências____Se –

Lembre-se de que o número do grupo (da Tabela Periódica) representa o

número de elétrons na camada externa e cada traço produz um aumento de um

elétron.

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 fórmula 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 BERÍLIO

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 nitrogênio:

"N" tem 5 elétrons periféricos e admite 3 covalências normais.

Além disso, o elemento "E" pode efetuar ligações

coordenadas com os elétrons não emparelhados. No caso do

nitrogênio, após ele efetuar três ligações covalentes ainda é

capaz de fazer uma ligação coordenada, se necessário, sem

prejudicar o octeto.


Eis a regra para a estruturação 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.

EXERCÍCIOS

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 estruturação semelhante a dos óxidos:

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 traços de "E" admite

um átomo "0".

4) Se ainda existem átomos de "0" e não existem traços suficientes, devem-se

ligar os oxigênios restantes por 1igações coordenadas, na forma � 0.

5) Se a molécula do ácido for do tipo HxE20y, esta molécula admite uma

simetria estrutural.

EXERCÍCIOS

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, será 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 ímpar . . . "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 CÃTIONS e

ANIONS. Pode acontecer desses cátions ou ânions serem um agrupamento

de átomos 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.

EXERCÍCIOS 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: Ácidos 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 - ácido fosforoso - tem 1 "H" não ionizável.

Sua fórmula estrutural é:

H3PO2 _ ácido 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.

EXERCÍCIOS

Exemplos:

(253) Seja o CO - monóxido de carbono.

C - tem 4 elétrons periféricos O - tem 6 elétrons periféricos

Solução :

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 2pz1

Quando os 2 átomos se aproximam, em primeiro lugar, os orbitais pxx irão

fundir-se, formando o orbital molecular � p-p. Recordemos que este processo de fusão

de orbitais por uma aproximação dos mesmos é denominada de sobreposição ou

"overlap", característica das ligações �<f (sigma) .

A ligação sigma aparece uma só vez entre 2 átomos unidos por covalências. A

molécula "N2" apresenta 3 covalências: uma é ligação " � p-p " e ainda temos 2 outras

espécies de covalências. Estas são as ligações "π" (pi) .

Vamos esclarecer o que é a ligação " 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 distância 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

"�", a distância internuclear é de 1,54 Ǻ.

Quando esses átomos possuem uma dupla ligação "C=C", uma das ligações é

"�"" 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 �. 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 � 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 ligações entre os átomos.

EXERCÍCIOS

Contar o número de ligações � 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 ligação coordenada?

Neste caso, adote a notação moderna, ou seja: substitua a seta por um traço.

Isto pode ser feito na representação porque a ligação coordenada 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 � e duas serão π.

EXERCÍCIOS

Contar o número de ligações "�" 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



Hibridações parciais

Examinemos as ligações entre os

átomos de carbono na molécula de etileno.

Existem duas covalências sendo uma ligação

"�" 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 "�" 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

e a outra é π.

Em H-C as ligações são do tipo:

� s - sp2.



Examinemos agora a molécula de

acetileno. Existem duas ligações π e as

restantes são "�". 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".

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 " �Sp-Sp" e duas são do tipo "p".

A ligação "H-C" é do tipo " � p-Sp" .



Examinemos agora a molécula de "CO2" (gás carbônico).

Entre o "C" e "O" existem duas ligações: uma é "�" e a outra é "π".

Então, o átomo de carbono tem duas ligações "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 "�" com o orbital "sp" do carbono; o orbital "pz" fará ligação "π".

A molécula de CO2 apresenta duas ligações " � 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

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Hibridações especiais

____________________________

Vimos no capítulo da hibridação que os átomos que possuem 2, 3 ou 4_

elétrons 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 elétron 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: Hibridação sp3 do N no íon NH4

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 " � 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 hidrogênios está ligado através de uma covalência coordenada.

Qual seria a explicação desse fato através 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 ligações "�s-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 hibridizado .

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 real idade e de 106°.

Analogamente, este raciocínio é também aplicável a molécula de água. O

oxigênio teria sofr ido uma hibridação do tipo "sp3", com 2 orbitais completos e

2 orbitais que efetuariam as ligações com os átomos de hidrogênio.

Nesta diferente interpretação de hibridação para os casos da amônea e

água, teremos respectivamente os nomes: hibridação de pirámide trigonal e de

configuração em "V".

Para faci l itar as visualizações espaciais, eis as moléculas de CH4,""NH3"

"H20", admitidas hibridações "sp3".


2º. caso: Hibridação 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 fósforo - 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: Hibridação "d2sp3" do "S" na molécula "SF6" .

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 então, 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 " �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 mo1écula 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.

EXERCÍCIOS

(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 molécula

polar inclinada, 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) Direção: É aquela que passa pelos núcleos dos átomos em ligação.

3) Sentido: Por convenção 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 (gás 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) Módulo: ן µ→ן = q . ℓ

onde:

q - valor absoluto da carga elétrica efetiva

ℓ - distância internuclear

2) Direção: é aquela que passa pelos núcleos dos átomos em ligação.

3) Sentido: Por convenção 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 água, 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.

Conclusão:

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 molécula de CC14 (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.

Conclusão:

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.

EXERCÍCIOS

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 elétrica.

A energia armazenada também depende do "meio" desse condensador.

Quanto mais polar e mais

moléculas 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

substância 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 moléculas 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) .

EXERCÍCIOS

(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

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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 ligações entre

moléculas polares, onde um dos pólos e o

hidrogênio , são denominadas pontes de

hidrogênio,sendo indicadas por pontos

(...).

Trata-se de um tipo de ligação

intermolecular.

As pontes de hidrogênio aparecem

normalmente nos estados sólido e

líquido

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 hidrogênio 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 hidrogênio 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.

Então, 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.



EXERCÍCIOS (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 sólido quando a energia

cinética fosse nula, ou seja, exatamente o O0

Kelvin. Mas isso não é verdade: o gás passa ao

estado líquido e depois ao estado sólido antes

do ZERO ABSOLUTO, quando os átomos

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 número atômico.


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 apresentarão seus

elétrons distribuídos simétricamente a

todo instante. A deslocalização de certos

elétrons num átomo já causa uma

pequena polarização neste átomo.

Por outro lado, elétrons de um

átomo repelem elétrons 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 polarização 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 temporária.

As forças,que unem os átomos através dessas polarizações induzidas, são

chamadas ligações de Van der Waals.

Os elementos nobres quando liqüefeitos ou solidificados apresentam apenas

ligações de Van der Waals. A polarização induzida e muito fraca, mesmo nos sólidos, o

que resulta que as ligações de Van der Waals são as mais fracas entre todas as

ligações.

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 líquidos 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) Número de elétrons em cada molécula

Quanto mais elétrons tiver a molécula maior será a intensidade de

polarização 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 será a energia cinética necessária o que se traduz em maior

temperatura.

No exemplo já citado, comparemos os pontos de ebulição com os pesos

moleculares e números de elétrons por molécula.


Moléculas isoeletrônicas e pontos de ebulição

Examinemos agora algumas séries de hidretos com mesmo número de

elétrons 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

não se apresentam muito diferentes.

Então, os pontos de ebulição deveriam

ser bastante próximos.

Explicação:

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 hidrogênio.

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

moléculas apolares e não apresentam

pontes de hidrogênio.

0 exagerado ponto de ebulição

da água deve-se ao fato de, além do

oxigênio ser muito eletronegativo, cada

molécula de H2O apresentar 2 (duas)

pontes de hidrogênio no átomo de oxi

gênio. 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: fusão e dissolução 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 íon 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) Dissolução 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 interação com as moléculas 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

íon.

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 número de coordenação de

solvatação 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 solvatação octaédrica.

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 insolúvel na água e solúvel

em solvente apolar como na gasolina.

A sacarose (açúcar) é solúvel na água, pois as moléculas de sacarose

possuem hidrogênio polarizado (-OH).

Em relação ã solubilidade vale a lei do Similis-similis: o semelhante dissolve

o semelhante.

Substâncias iônicas 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 moléculas orgânicas

apolares, que são insolúveis na água. As

moléculas do sabão, 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 EESSTTRRUUTTUURRAASS

DDAASS MMOOLLÉÉCCUULLAASS

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

ângulo entre as ligações nessa molécula.

1 a. parte:

_______________________________________________________________

Átomos que obedecem à regra do octeto

_____________________________________________

Lembremos inicialmente que um par de elétrons (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 ângulo entre 2 ligações?

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 posições dos

vértices de um tetraedro regular, tendo o núcleo como centro desse tetraedro.

Admite-se que o átomo sofreu uma hibridação sp3.

ROTEIRO PARA DESENHAR A ESTEREOESTRUTURA DA MOLÉCULA.

1) Escrever a fórmula estrutural plana.

2) Substituir as setas da ligação dativa por traços.

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 ângulo 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: NÃO.



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 1igações simples

Evidentemente, se obedece a regra do

octeto, existe um par de elétrons num orbital

atômico. A estrutura ê tetraédrica, mais

precisamente, uma pirâmide 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 elétrons periféricos e que com 3 ligações

covalentes completam o octeto.

Não é necessário que os três radicais sejam iguais.

Exemplo: HC103.

EXERCÍCIOS

(300) Das moléculas abaixo indicadas, assinale aquela que não possui

estrutura de pirâmide trigonal.

a) PBr3 c) HBr03

b) CIF3 d) HIO3

3º. caso:

Existem 2 radicais com simples ligações

Agora existem 2 pares de elétrons

periféricos sem ligações. Os pares de elétrons

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

através 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 � .

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 não a regra do octeto.

Dada uma molécula:

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.

Logo 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 átomos 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 moléculas bem definidas que se atraem

através de forças intermoleculares (pontes de hidrogênio ou ligações de Van der

Waals).

Exemplos:

No gelo as moléculas de água constituem um cristal molecular.

No cloro sólido, as moléculas de CI2 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 já é a própria macromolécula 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 sílica 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 polímeros, 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 PPAARRAAMMAAGGNNEETTIISSMMOO

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 diamagnético.

Se a substância for atraída diremos que

se trata de material paramagnético.

Se a atração for muito forte capaz de

até provocar imantação permanente nesse

material diremos que se trata de um material

ferromagnético.

Essa propriedade se manifesta de modos diferentes conforme o número de

elétrons não emparelhados que o material apresenta.

As substâncias diamagnéticas possuem todos os elétrons 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 não obedece a regra do octeto.

Observação:

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 ligação covalente normal e duas

ligações de 3 elétrons.

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 moléculas ímpares à temperatura ambiente; podemos citar

como principais NO, N02 e Cl02.

Os elementos de transição apresentam subnível d com elétrons não

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.

════════════════════


F RREESSSSOONNÂÂNNCCIIAA

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

elétrons 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 superposição das duas

estruturas também chama da estrutura híbrida de ressonância.

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 círculo 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 ligação 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 elétron não

emparelhado.

Exemplos:

Mais uma vez repetimos que uma estrutura ressonante é mais estável.



EXERCÍCIOS

(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

════════════════


G LLIIGGAAÇÇÃÃOO

MMEETTÁÁLLIICCAA

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 átomos, 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 ligação

metálica.

Passaremos a estudar primeiramente a ligação metálica do ponto de vista

eletrônico para depois discutirmos os tipos de empilhamento de átomos com

ligações metálicas.

____________________________________________

A) Teoria da "nuvem eletrônica"

ou "gás eletrônico"

________________________________________

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 elétron 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 ∆V (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 ______________________________________

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 número muito grande de

estados energéticos muito próximos.

Foi então que Fermi e Dirac supuseram que os elétrons num metal deveriam

possuir energias quantizadas, integrando-se o comportamento desses elétrons à

Mecânica Quântica.

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 sódio temos a seguinte configuração

eletrõnica: ls2, 2s2, 2p6, 3S1 já que o

sódio 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

átomos; 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 átomos 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.

Conclusão:

A faixa ls está 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 átomos, teremos que distribuir N elétrons na faixa 3s.

Por outro lado, sendo N átomos,

formam-se N estados energéticos que

admitirão 2N elétrons 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 condução.

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 região energética 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 está 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 superpõe-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 nível inferior da faixa vazia quase toca no nível 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 aproximação 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 intrínseco.

Se aparecem impurezas, teremos o semi-condutor dopado.

Existem duas espécies de semi-condutores dopados, conforme o número de

elétrons periféricos 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 elétrons 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

elétrons 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.

Conclusão:

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 polarização 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 elétrons.

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 polarização 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".

_______________________

TRANSISTORES _______________________

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] POLARIZAÇÃO DIRETA - deixa passar corrente elétrica e a ligação e

"n" ao polo (─) (negativo) e "p" ao polo (+) (positivo).

b) POLARIZAÇÃO 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 ∆I na corrente IE, praticamente a

mesma variação surgirá em IC..

Acontece que IE está num circuito

de baixa tensão, enquanto Ic está num

circuito cerca de 100 vezes a tensão do

emissor. A variação de potência, na

eletricidade, é dada pela fórmula |∆I. U| ;

então, o "sinal" imputado no IE terá uma

potência 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 ____________________________________

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 fótons, portadores de

energia. Estes fótons podem incidir sobre

elétrons dos átomos de junção e criar

buracos e elétrons de condução.

0 fenômeno é chamado

fotoelétrico 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 células fotoelétricas como em

elevadores, máquinas 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.

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H CCRRIISSTTAAIISS

MMEETTÁÁLLIICCOOSS

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) cúbico de corpo centrado (C.C.C.)

B) cúbico 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 posição mínima

que vai se repetindo e constitui o cristal. Essa posição mínima e chamada célula

unitária.

Pedimos ao leitor não comparar a célula unitária de um cristal com célula de

tecido vivo. Enquanto a célula viva é uma porção limitada e real, a célula de um cristal

não existe isoladamente, 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 célula unitária 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 retículo

cristalino. São figuras geométricas espaciais onde,

nos vértices, 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 número de coordenação 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 vértices e os centros das

faces do cubo.

Vejamos quantos átomos 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.

Então, cada átomo 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 está ou não no ESTADO

METÁLICO a perguntar se é ou não 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 afirmação. Escolha a

melhor explicação experimental e a melhor explicação teórica para esta

afirmação.

Afirmação - Embora o tetracloreto de carbono, composto covalente,

seja formado por dois elementos de eletronegatividades diferentes, sua

molécula não é polar.

(326) A melhor evidência 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 teórica 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 eletrovalência c) um dos oxigênios se une por ligação covalente e o outro por ligação

semi-polar ou dativa d) uma das ligações com o oxigênio é feita através de 2 elétrons do

átomo de nitrogênio e) 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 IV a) I, II, III, IV b) I, III, IV, II d) II, III, I, IV c) 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; eletrovalentes c) 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 PH3 b) 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 -185,9 b) CC14 -22,9 -76,7 c) NH3 77,7 -33,38 d) RbBr 681 1351 e) 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)

══════════════



ccaappííttuulloo 55


classificação periódica dos elementos -5

A HISTÓRICO

______________________

A) HISTÓRICO _______________________

À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos, observaram-

se semelhanças entre as propriedades físicas e químicas 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 três elementos com propriedades químicas semelhantes. Em cada

grupo, colocando-se os elementos na ordem crescente de suas massas atômicas,

observou-se que a massa atômica do elemento intermediário 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 função 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 previsões das propriedades

químicas e físicas de elementos até então desconhecidos.

Baseado exclusivamente na posição do elemento na tabela, Mendeleyev

corrigiu pesos atômicos 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 série par

abrangendo as séries 2, 4, 6, 8, 10 e 12 (pares) e os sub grupos da série 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 ímpar.

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 Telúrio

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 exceção; 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.

═══════════════

B AA MMOODDEERRNNAA

CCLLAASSSSIIFFIICCAAÇÇÃÃOO

PPEERRIIÓÓDDIICCAA Com 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 físicas e químicas dos elementos são

funções periódicas de seus números atômicos.

Reparem: números atômicos e não massas atômicas como diziam Lothar

Meyer e Mendeleyev.

Na atual tabela existem algumas inversões de massas atômicas mas os

elementos químicos estão exatamente na ordem de seus números 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

períodos. 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 Periódica, 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 AASS EESSTTRRUUTTUURRAASS

EELLEETTRRÔÔNNIICCAASS

DDOOSS EELLEEMMEENNTTOOSS Recapitulemos, 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 não 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 eletrônicas de um elemento é a ordem do período

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) Elétrons na camada externa

O número de elétrons periféricos depende do elemento ser ou não elemento

de transição.

b-l)Os elementos não de transição, ou seja, dos subgrupos 1A, 2A, 3A, 4A, 5A,

6A, 7A e também 1B, 2B possuem na camada externa o número de elétrons igual

ao número 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 transição, ou seja, dos subgrupos 3B, 4B, 5B, 6B, 7B

e 8B possuem na camada externa 1 ou 2 elétrons.

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 Lantanídios e os Actinídios possuem na camada externa 2

elétrons. Os elementos dessas famílias apresentam propriedades físicas e químicas

muito semelhantes. São denominados elementos de transição interna.

c) Estudo das camadas internas a partir do 4º. período

A partir do 4º. período aparecem os elementos de transição.

Seja n o número de camadas de um átomo. Evidentemente pertencem ao

nésimo 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: subnível d da penúltima

camada; (n - 2)f significa subnível f da ante-penúltima camada.

Os elementos não de transição 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 não de transição possui nas camadas internas 2, 8, 18 ou 32

elétrons.

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 Actínídios, 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 não de transição. Podemos ainda "enxergar" se o elemento não de

transição está à direita ou á esquerda da faixa de transição.

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 não de transição:

- 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 última camada o

subnível s com 1 elétron. Diferencia-se o subgrupo porque os elementos de 1A

possuem 8 elétrons na penúltima camada enquanto que os elementos do 1B

possuem 18 elétrons na penúltima 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 elétrons enquanto que do 2B

possuem 18 elétrons.

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 elétrons.

e) Os elementos de transição 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.



EXERCÍCIOS

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 PPRROOPPRRIIEEDDAADDEESS

PPEERRIIÓÓDDIICCAASS

EE AAPPEERRIIÓÓDDIICCAASS

Se examinarmos as propriedades físicas e químicas dos elementos, à medida

que seus números atômicos vão crescendo, concluiremos que existem:

- PROPRIEDADES PERIÓDICAS: 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 sólido, 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 atômico é o volume ocupado por um átomo-

gráma do elemento (6,02 x IO23 átomos) considerado no estado sólido.


Equivale a:

volume atômico = massa de um átomo-grama densidade no estado sólido Reparem que o volume atômico não_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:

Conclusão:

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 área dos círculos abaixo

representados sejam proporcionais aos volumes atômicos teremos:

_____________________________________

3) PONTOS DE FUSÃO ______________________________________

Definição:

Ponto de fusão é a temperatura na qual o elemento passa do estado

sólido para o estado líquido, sob determinada pressão.

A pressão normal (1 atmosfera) temos o seguinte gráfico:


Conclusão:

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

distância internuclear de átomos

ligados.

Exemplo:

Sejam dois átomos de

hidrogênio formando a molécula H2 .



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 metálica 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 iônicos

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 halogênios.


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 átomos com raios aparentes.



Então, tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada da outra. A

metade da distância 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 sólido.

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 ligações entre metais

Nestes casos só aparecem ligações metálicas e falaremos que a metade da

distância internuclear é o raio atômico.

b) Para ligações entre metal e não metal

Nestes casos temos ligações iônicas e teremos raios iônicos. Evidentemente,

existem métodos para se terminar o raio do cátion e o raio do ânion que somados dá a

distância internuclear entre os íons.

c) Para ligações entre não metal - não metal

Agora a ligação é covalente e teremos o raio covalente. Simultaneamente

pode-se falar em raio de Van der Waals para as ligações molécula-molécula.

d) Para elementos nobres no estado sólido

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 PPOOTTEENNCCIIAALL

DDEE IIOONNIIZZAAÇÇÃÃOO

__________________________________________________________

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 elétron 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 ionização 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

ionização.

Chamaremos o primeiro potencial de ionização 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 número 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 elétrons.

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 Hélio.

- 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 EELLEETTRROONNEEGGAATTIIVVIIDDAADDEE

____________

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 elétrons; 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 átomo de flúor 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 absorção

de energia; neste caso, teremos valores de Af negativos.

EXEMPLOS:

Então, nos casos do oxigênio e enxofre, a adição de elétrons é acompanhada

de absorção de energia.

Evidentemente, a afinidade eletrônica do F°é igual ao potencial <le ionização

do F‾.

Porém, reparem que o potencial de ionização 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 eletrônico 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 necessária e não

libertada como é na definição de Af.



A energia total (∆E) utilizada na dissociação da molécula A-B será:

1º. modo: ∆E = Pi(B) + [-Af(A)]

2º. modo: ∆E = 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 ∆H-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:


EXERCÍCIO

(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 NÃO 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 não metal temos uma ligação iônica.

De modo geral, esse tipo de ligação aparece quando a diferença entre as

eletronegatividades dos elementos é ∆>1,7.


classificação periódica dos elementos - 5

Por exemplo

o NaCl apresenta ∆ = 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-� ∆ = 3,0 - 2,1 = 0,9

SC12 � ∆ = 3,0 - 2,5 = 0,5

Na verdade, não há uma distinção nítida entre uma ligação iônica e uma

ligação 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 ∆ de eletronegatividade mais se acentua o caráter

iônico.

Portanto, a ligação covalente pura é somente quando temos ∆ =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 ∆ =3,0 - 0,8 =2,2

MgCl2 ∆ = 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 PPRROOPPRRIIEEDDAADDEESS

QQUUÍÍMMIICCAASS

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 não 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

Observação:

Às vezes, um metal pode combinar-se com um não-metal dando compostos

covalentes, mas são raríssimas exceções.

Exemplos:

BeH2 , Al2Cl6 , etc. cujas estruturas se explicam pela hibridização de orbitais.

c) Quando dois não-metais se combinam ou,ainda, ocorre ligação entre não-

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, são hidretos iônicos os metálicos e são hidretos moleculares

aqueles de não-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.



O valor de x ,para os óxidos máximos do subgrupo A, é o número 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

═════════════


EXERCÍCIOS 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) T C) 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)

═════════════════



capítulo 6


A CCOONNCCEEIITTOOSS DDEE

OOXXIIDDAAÇÇÃÃOO EE RREEDDUUÇÇÃÃOO

A palavra oxidação 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 cálcio 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 número de oxidação.

Analogamente para o oxigênio:

Ocorrendo uma redução verifica-se diminuição do número de oxidação:

Podemos dizer então que:

O X I D AR - S E é perder e l é t r o n s ou aumentar o número de oxidação R EDU 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, óxido-redução

é uma reação de transferência

de elétrons.

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 OOXXIIDDAANNTTEESS

EE RREEDDUUTTOORREESS

O que se observou no item anterior é que uma reação de óxido-redução não é

nada mais que uma transferência de elétrons.

Realmente, um átomo cede elétrons ao outro porque este quer receber esses

elétrons.

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) átomos de um

elemento.

Entretanto, quando se fala em oxidantes e redutores refere-se não só aos

átomos dos elementos que perdem ou ganham elétrons, mas sim às moléculas e íons

das SUBSTÂNCIAS que possuem esses átomos.

Por exemplo:

No KMnO4 , o manganês é capaz de ganhar elétrons. Então, o Mn é quem

sofre a redução. Porém, por extensão, dizemos que o oxidante é o permanganato de

potássio.

É como num jogo de futebol. É o "jogador" quem marca o gol e quem ganha o

jogo é o "time".

É o átomo 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


EXERCÍCIOS

(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 NNÚÚMMEERROO DDEE

OOXXIIDDAAÇÇÃÃOO ((NNooxx)

Suponhamos que um grupo de rapazes vão jogar "poker". Eles estão numa

sala e cada um tem determinadas quantias no bolso.

Por convenção, 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 elétrons. 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 elétrons e, surge uma propriedade muito

importante:

A soma algébrica dos Nox de todos os átomos de uma molécula 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 já vimos, Nox é 1ucro ou perda de elétrons e será, no caso de

íons exatamente a carga do íon.

═════════════

EXERCÍCIOS 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 flúor é "-1" e, o do hidrogênio 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 traço ganho por um átomo representa lucro de 1 elétron; cada traço

ganho será uma unidade negativa de Nox.

Ao contrário, cada traço perdido será um elétron 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:

SUBSTÂNCIAS SIMPLES TÊM NÚMERO DE OXIDAÇÃO ZERO

Seja o Nox do C ligado ao OH, no álcool abaixo:


óxido-redução – 6

EXERCÍCIOS

(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 ligação dativa e duas covalentes

normais.

Na separação dos átomos, o oxigênio 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 ligação dativa tem um

par de elétrons só de um átomo. 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 ligações 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

EXERCÍCIOS

(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

elétrons.

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 hidrogênio. O número de

oxidação do hidrogênio 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.

EXERCÍCIOS 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. método:

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 átomos nas moléculas.

Para os_átomos que obedecem a regra do octeto, o máximo número de

oxidação é +7 , pois, no máximo, um átomo perderia 7 elétrons. Por outro lado, o

menor número de oxidaçao 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.

EXERCÍCIOS

(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 AAJJUUSSTTAAMMEENNTTOO

DDEE CCOOEEFFIICCIIEENNTTEESS

PPEELLOO MMÉÉTTOODDOO DDEE

ÓÓXXIIDDOO RREEDDUUÇÇÃÃOO

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. operação:

Descobrir todos os elementos que sofreram oxidação ou redução, isto é,

mudaram de Nox. Olhando a equação consegue-se "desconfiar" de certos elementos,

pois aqueles que variam o Nox quase sempre mudam de posição.

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?

- NÃO - 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

Conclusão:

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 ∆ pela

atomicidade do elemento que está no quadro.

A seguir, dá-se uma INVERSÃO dos resultados obtidos e simplifica-se

quando possível. Teremos os coeficientes das substâncias 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 ∆.

c) Escolher uma substância do ramal oxi e uma substância 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 ∆ 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) elétrons 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) elétrons 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 elétrons.

Já que calculamos o total de elétrons ganhos e elétrons 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:

∆ = 5 elétrons ganhos x 1 átomo de Mn = 5 elétrons ganhos por molécula

Sendo x moléculas temos:

Total de elétrons ganhos = 5x

Analogamente:

∆ = 1 elétron perdido x 2 átomos de Cl = 2 elétrons perdidos por molécula

Sendo d moléculas temos:

Total de elétrons 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 números de elétrons

transferidos em cada molécula.

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.

Observação:

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:

elétrons perdidos = elétrons 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.

EXERCÍCIOS

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 redução.

Então, o oxigênio será oxi e puxaremos o ramal de H2O2 para O2.

b) Um outro elemento sofreu oxidação.

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) não 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

══════════════

EXERCÍCIOS

(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.

═════════════

EXERCÍCIOS

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 MMOONNTTAAGGEEMM

DDEE EEQQUUAAÇÇÕÕEESS

DDEE ÓÓXXIIDDOO –– RREEDDUUÇÇÃÃOO Para escrever diretamente uma equação de oxi-redução seria muito

complicado e praticamente teríamos que "decorar" todas as reações.

Foi idealizado um processo totalmente teórico 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) Decomposição do oxidante:

2 KMnO4 � K2O + 2 MnO + 5 [O]

b) Reação 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) Reações 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 metálicos que reagirão com ácidos e produzirão

sal + água.

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

No caso anterior:

Para ajustar os coeficientes procure:

1) Ajustar primeiro cada equação parcial.

2) Só depois é que devemos ajustar a substância que surgiu numa equação 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 decomposição 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 óxidos ± [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. �

∆

(596) HN03 + Zn muito diluído �

(597) H2SO4 + Ag COnC. �

∆


(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 coef icientes para a equação balanceada?

a) 5 d) 12

b) 6 e) 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‾," Mno42‾ , 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, +7 CESCEM-69

(611) Na reação abaixo indicada, sendo mantido o coef iciente 1 (um) para o íon IO3 , qual será a soma de todos os coeficientes para a equação balanceada:

Cr(OH)3+ 1 I03‾ + 0H‾ � CrO4 ‾ ‾+ I‾ + H2O

a) 8 d) 15

b) 10 e) 20

c) 12 CESCEM-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 elétrons PORQUE 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 de permanganto 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 CCOONNCCEEIITTOOSS DDEE

LLOOWWRRYY--BBRROONNSSTTEEDD

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 ácido ou base. Ela será um ácido se conseguir doar

próton, se conseguir receber próton será uma base.

De acordo com o novo conceito, a água (e muitas outras substãncias) poderá

ser ácido 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



EXERCÍCIOS

(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 TTEEOORRIIAA

DDEE LLEEWWIISS

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

elétrons 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 FFOORRÇÇAASS DDEE

ÁÁCCIIDDOOSS EE BBAASSEESS ____________________

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 ácido 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

EXERCÍCIOS

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 ácido forte e terá uma base conjugada Cl‾ bastante fraca.

Conclusão:

Se um ácido 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 ácido 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 ácido 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.


EXERCÍCIOS

(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

primária; 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 Nitrogênio 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 prótons para receber o par eletrônico.


EXERCÍCIOS

(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% ionizado HSO4- 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 f luorídrico 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 nítr ico 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

c) 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) KHSO4 KHCO3‾ = 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 E POUSO 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 ef iciência:

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

═══════════════


RREESSPPOOSSTTAASS DDOOSS EEXXEERRCCÍÍCCIIOOSS EE TTEESSTTEESS

As respostas cujos números tem asterisco, (por exemplo - *9) possuem

enunciados que necessitam de consulta à ERRATA.

1) 300 m 2) 150 Mhz 3) a 4) 49,5 x 10-13 ergs 5) 1,9 8 x 10-8 ergs 6) resolvido 7) resolvido 8) 40, 41, 42 9) 77, 78, 79 10) b 11) d 12) a 13) 1 cm 14) 6 x 1014 hertz 15) 1,98 x 10-12 ergs 16) a 17) resolvido 18) 134 19) 6α e 3β 20) resolvido 21) 13 22) 4 α e 3β 23) resolvido 24) resolvido 25) resolvido 26) c 27) 42 dias 28) 6,25 8 29) resolvido 30) 5.830 anos 31) resolvido 32) e 33) 91 h e 273 h 34) 90.000 e 12,6 anos 35) d 36) resolvido 37) c 38) b 39) d 40) resolvido 41) n 42) d 43) p 44) p 45) p 46) a 47) Y 48) a 49) c 50) d 51) e 52) d 53) alfa → +


beta → - gama → o 54) duas β

55) I) 66,6 horas II) 56) errado 57) b 58) menos os Eu e Ge (errado) 59) certo 60) d 61) e 62) b 63) b 64) b 65) c 66) c 67) d 68) c 69) a 70) a 71) b 72) a 73) c 74) b 75) II 76) a 77) d 78) a 79) b 80) e 81) d 82) a 83) a 84) c 85) c 86) a 87) b 88) b 89) certo 90) capaz de emitir partículas e radiações 91) idem ao 90 92) alfa e beta desviam-se em sentidos opostos. Gama não sofre desvio. 93) a 94) c 95) 1 e 3 96) d 97) b 98) d 99) d 100) e 101) b 102) b 103) c 104) e 105) d 106) d, e 107) e 108) a


109) e 110) b 111) resolvido 112) resolvido 113) resolvido 114) 2, 8, 3 115) 2, 8, 18, 18, 5 116) a 117) não 118) b 119) c 120) resolvido 121) D 122) resolvido 123) resolvido 124) resolvido 125) d 126) 9 127) resolvido 128) c 129) d 130) 4, 3, -2, +1/2 131) 6, 1, -1, +1/2 132) 5, 3, -2, -1/2 133) b 134) resolvido 135) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2 136) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10 4f14; 5s2, 5p6, 5d4, 6s2 137) d 138) e 139) b 140) b 141) c 142) a 143) c 144) d 145) b 146) e 147) c 148) a 149) b 150) d 151) c 152) a 153) d 154) b 155) b 156) d 157) c 158) c 159) b 160) a 161) e 162) d 163) a 164) d 165) a 166) c 167) c


168) b 169) II 170) I e III 171) a 172) a 173) e 174) c 175) e 176) d 177) 4, 0, 0, -1/2 4, 0, 0, +1/2 178) Sc+++ 179) ls2, 2s2, 2px2, 2py2, 2pz2 3s2, 3px1, 3py1, 3pz1 180) a 181) elétrons na camada interna 182) b 183) d 184) a 185) a 186) b 187) d 188) b 189) b 190) a 191) e 192) d 193) c 194) a 195) a 196) c 197) d 198) b 199) b 200) c 201) c 202) a 203) b 204) c (supondo eletrovalente) 205) X3+Y≡ 206) c 207) c 208) e 209) resolvido 210) resolvido 211) resolvido 212) resolvido 213) H - As - H H 214) H - Te H H 215) H - Ge - H H 216) H - I 217) resolvido 218) resolvido 219) resolvido


225) resolvido 226) resolvido 227) resolvido 228) resolvido 229) H - O - Cl 230) H - 0 - Cl → 0


260) resolvido 261) resolvido 262) 2α e 2n 263) 3α e 2П 264) 5α e 1n 265) 3σ 266) 4σ e 1n 267) 7 σ e 2n 268) 2 σ e 1n 269) 6σ 270) 3σ e 1n 271) 6σ 272) b 273) c 274) c 275) b 276) e 277) d 278) d 279) polar 280) apolar 281) apolar 282) apolar 283) apolar 284) polar 285) polar 286) apolar 287) a


288) a 289) c 290) b 291) d 292) c 293) d 294) d 295) b 296) c 297) d 298) b *299) d *300) b 301) e 302) c 303) c 304) a 305) d 306) c 307) b 308) b 309) e 310) b 311) b 312) tamanho e carga dos íons 313) diferença de eletronegatividade e estrutura angular 314) errado 315) c 316) b 317) c 318) b 319) e 320) d 321) errada, certa 322) b 323) errada, certa 324) d 325) b 326) c 327) d 328) b 329) e 330) a 331) c 332) d 333) b 334) d 335) certa, certa (não justifica) 336) d 337) a 338) b 339) c 340) e 341) a 342) e 343) b 344) 1, 2 e 3 345) c 346) a


347) c 348) e 349) d 350) b 351) b 352) b 353) c 354) d 355) a 356) e 357) e 358) c 359) d 360) c 361) d 362) a 363) certa, certa (justifica) 364) b 365) e 366) e 366-A) d 367) b 368) certa, certa (justifica) 369) b 370) a 371) c 372) a 373) certa, certa (justifica) 374) e 375) b 376) d 377) a 378) d 379) c 380) c 381) b 382) c 383) c 384) iônicos: Kl, HgCl, Ca(OH)2, K2S04 . Al2(SO4)3. 24H2O, (NH4)2SO4, CaO e K2 O 385) d 386) b 387) b 388) c 389) b 390) d 391) a 392) e 393) b 394) b 395) b 396) d 397) errada, errada 398) a 399) c 400) b 401) c 402) d 403) c


404) b 405) a 406) c 407) c 408) d 409) c 410) b 411) d 412) a 413) b 414) a 415) c 416) d 417) b 418) c 419) a 420) d 421) -3,0 422) 153,5 Kcal/mol 423) c 424) b 425) d 426) e 427) e 428) d 429) e 430) b 431) e 432) b 433) e 434) e 435) d 436) e 437) a 438) a 439) errada, certa 440) e 441) d 442) c 443) b 444) c 445) d 446) c 447) b 448) certa, certa (não justifica) 449) b 450) c 451) c 452) c 453) d 454) b 455) b 456) a 457) d 458) c 459) a 460) c 461) a 462) c


463) a 464) a 465) b 466) b 467) b 468) b 469) c 470) c 471) c 472) a 473) c 474) c 475) a 476) a 477) c 478) c 479) a 480) F‾ 481) a 482) c 483) b e c 484) d 485) a 486) e 487) a 488) c 489) d 490) b 491) b 492) b 493) b 494) e 495) a 496) d 497) c 498) c 499) a 500) a 501) a 502) b 503) a) Br b)CI c) Cl2 d) NaBr 504) c 505) resolvido 506) resolvido 507) resolvido 508) +3 e -2 509) +1 510) +2 511) +2 512) -2, -1, +1 513) b 514) resolvido 515) +5 516) +5 517) -3 518) +3 519) -3 520) resolvido 521) resolvido


522) resolvido 523) resolvido 524) resolvido 525) +5 526) +6 527) +2 528) +4 529) +5 530) +3 531) +2,5 (médio) 532) +8/3 (médio) 533) +3 534) resolvido 535) resolvido 536) resolvido 537) resolvido 538) resolvido 539) +6 540) +2 541) +7 542) +5 543) resolvido 544) +3 545) +5 546) +5 547) +4 548) +6 549) resolvido 550) resolvido 551) resolvido 552) -3 553) -3 554) +3 555) +3 556) b 557) d 558) c 559) b 560) c 561) 3, 5, 2 ▬ 3, 5 562) 3, 40, 4 ▬ 15, 6, 40 563) 2, 10, 8 ▬ 5, 1, 2, 8 564) 2, 1 ,10 ▬ 2, 7, 5 565) 3, 9 , 8 ▬ 2, 6, 9, 21 566) 3, 8 ▬ 3, 3, 2, 4 567) 2, 5 ▬ 2, 1, 2, 3 568) 1, 1, 2 ▬ 1, 1, 1, 3 569) 6, 3 ▬ 2, 4, 3, 2 570) 1, 2, 2 ▬ 2, 2, 1 571) 2, 3, 9 ▬ 2, 6, 9 572) 2, 64, 27▬ 2, 6, 54, 32 573) 6, 10, 24 ▬ 3, 6, 5, 20, 24 574) 2, 2, 6 ▬ 1,2 , 1, 4, 4 575) 3, 16 ▬ 3, 3, 8, 10 576) 1, 3, 4 ▬ 1, 1, 7, 3 577) 2, 3, 10 ▬ 2, 6, 8 578) 1, 20, 16 ▬ 5, 2, 28 579) 1, 14, 12 ▬ 3, 2, 20 580) 2, 5, 6 ▬ 2, 5, 3


581) 10, 1, 8 ▬ 2, 10, 4 582) 4, 1, 10 ▬ 4, 1, 3 583) 1, 4, 11 ▬ 4, 4, 1 584) 2, 3, 6 ▬ 3, 3, 2 585) 2,2,4 ▬ 2, 1, 2 586) 2, 1, 2 ▬ 2, 2, 1 587) resolvido 588) resolvido 589) 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 + 2H2O 598) b 599) d 600) d 601) c 602) a 603) a 604) d 605) b 606) b 607) d 608) e 609) e 610) c 611) d 612) d 613) b 614) c 615) b 616) b 617) d 618) d 619) c 620) c 621) a 622) a 623) c 624) c 625) d 626) b 627) d 628) d


629) a 630) b 631) certa, errada 632) a 633) a 634) d 635) c 636) d 637) a 638) b 639) b 640) a 641) a 642) e 643) d 644) d 645) e 646) b 647) d 648) d, c, b, a 649) certa, certa (não justifica) 650) certa, certa (justifica) 651) errada, errada 652) a 653) d 654) c 655) não 656) a 657) d 658) a 659) c 660) d 661) c 662) c 663) e 664) d 665) d 666) a 667) e 668) certa, certa (justifica) 669) d 670) d 671) a 672) c 673) c 674) c 675) errada, errada 676) certa, certa (justifica) 677) a 678) d 679) b 680) b 681) c 682) d 683) a 684) d 685) d 686) e 687) e


688) a 689) d 690) b 691) d 692) e 693) a 694) e 695) b 696) certa, certa (não justifica) 697) certa, certa (justifica) 698) a 699) c 700) c

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