Química dos não-metais

QUÍMICA
A Ciência Central
9
9ª Edição

Capítulo 22
Química dos não-metais
não-

David P. White

© 2005 by Pearson Education Capítulo 22

Conceitos gerais:
tendencias periódicas e
reações químicas
• Dividimos a tabela periódica em metais, não-metais e metalóides.
• O caráter metálico aumenta para baixo em um grupo e ao longo do
át táli t b i l d
período.
• O elemento mais metálico está localizado no lado inferior esquerdo
da tabela periódica.
• Os metalóides ficam em uma diagonal do B para o At.
At
• Com exceção do H, os não-metais são encontrados no lado
supe o direito da be pe ód c .
superior d e o d tabela periódica.


Conceitos gerais:
reações químicas


Conceitos gerais:
reações químicas
• A eletronegatividade é importante quando determinamos se um
elemento é um metal: quanto menor a eletronegatividade mais alto
eletronegatividade,
é o caráter metálico.
• Os compostos formados entre não metais tendem a ser
não-metais
moleculares.
• Ao descermos na tabela periódica as ligações variam.
p g ç
• Do terceiro período para a frente existem orbitais d disponíveis que
podem participar de ligações.


Conceitos gerais:
reações químicas
• O primeiro membro de um grupo pode formar ligações π mais
facilmente do que os membros subseqüentes.
subseqüentes
• O Si é bem maior do que o C e o orbital 3p é bem maior do que o
orbital 2p, logo, a superposição entre orbitais 3p para formar uma
ligação π3p é significativamente pior do que para uma ligação π2p.
• Já que a ligação π Si-Si é bem mais fraca do que a ligação π C-C, o
q g ç q g ç ,
Si tende a formar ligações σ.
• Exemplo: o CO2 é um gás, o SiO2 é uma rede sólida.


Conceitos gerais:
reações químicas

Reações químicas
• Neste capítulo, focaremos nas reações envolvendo O2 (oxidação ou
combustão) e H2O (especialmente transferência de prótons).
• A reações d combustão normalmente formam H2O (
As õ de b ã l f (com
compostos contendo H), CO ou CO2 (compostos contendo C), e N2
ou NO (com compostos contendo N). N)


Conceitos gerais:
reações químicas

Reações químicas
• Á
Água, nitrogênio e CO2 são termodinamicamente estáveis, com
grandes energias de ligação para as ligações H-O, N≡N, e C=O.


Hidrogênio
g

Isótopos do hidrogênio
• Existem três isótopos para o hidrogênio: Prótio 11H, deutério 21H, e
trítio 31H
H.
• O deutério (D) é cerca de 0,0156 % da abundância natural do H.
• O trítio (T) é radioativo com uma meia-vida de 12,3 anos.
meia vida 12 3 anos
• O deutério e o trítio são substituídos por H em compostos para
fornecer um marcador molecular. Esses compostos são marcados,
molecular marcados
por exemplo D2O.


Hidrogênio
g

Isótopos do hidrogênio
• Deuteração (substituição de H por D) resulta em variações
cinéticas nas reações (efeito isótopo cinético).
cinético)

Propriedades de hidrogênio
• O hidrogênio é único.
• O hid ê i tem uma configuração eletrônica 1s1, l
hidrogênio fi ã l ô i 1 logo, ele é
l
colocado acima do Li na tabela periódica.
• E t t t o H é significativamente menos reativo do que os
Entretanto, i ifi ti t ti d
metais alcalinos.


Hidrogênio
g

Propriedades do hidrogênio
• O hidrogênio pode ganhar um elétron para formar H-, o qual tem a
configuração eletrônica do He. Conseqüentemente, o H poderia ser
He Conseqüentemente
colocado acima dos halogênios.
• Entretanto, a afinidade eletrônica do H é mais baixa do que
qualquer halogênio.
• O hidrogênio elementar é um gás incolor e inodoro na temperatura
g g p
ambiente.


Hidrogênio
g

Propriedades do hidrogênio
• Já que o H2 é apolar e tem apenas dois elétrons, as forças
intermoleculares são fracas (ponto de ebulição -253 C, ponto de
253°C
fusão -259°C).
• A entalpia de ligação H H é alta (436 kJ/mol). Logo, as reações
H-H kJ/mol)
com hidrogênio são lentas e é necessário um catalisador.
• Quando o hidrogênio reage com o ar, ocorre uma explosão
Q g g , p
(Hindenburg explodiu em 1937):
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = -571,7 kJ


Hidrogênio
g

Preparação do hidrogênio
• No laboratório, o hidrogênio geralmente é preparado pela redução
de um ácido.
ácido
• O Zn é adicionado à uma solução ácida e forma-se bolhas de
hidrogênio.
hidrogênio
• Hidrogênio borbulha para fora da solução e é coletado em um
frasco.
• O frasco de coleta geralmente é preenchido com água, então o
volume de hidrogênio coletado é o volume de água deslocado.


Hidrogênio
g


Hidrogênio
g

Preparação do hidrogênio
• Em grandes quantidades, o hidrogênio pode ser preparado pela
redução do metano na presença de vapor à 1100 C:
1100°C:
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g)
CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)

Utilização
Utili ação do hidrogênio
• O hidrogênio é usado para a produção de amônia e para hidrogenar
óleos vegetais para a fabricação de margarina e gordura.
ól t i f bi ã d i d


Hidrogênio
g

Utilização do hidrogênio
• O hidrogênio é usado para a fabricação de metanol:
CO( ) + 2H2( ) → CH3OH( )
CO(g) (g) OH(g)
Compostos binários de hidrogênio
• Três tipos de compostos binários de hidrogênio são formados:
– híbridos iônicos (por exemplo, LiH, preparado a partir de
metais e H)
t i H);
– híbridos metálicos (por exemplo, TiH2, preparado a partir de
metais de transição e H) e
– híbridos moleculares (por exemplo, CH4, preparado a partir de
não metais
não-metais e metalóides e H)
H).

Grupo 8A: gases nobres
p g

• Os gases nobres são muito pouco reativos.
• Todos os elementos têm altas energias de ionização.
ionização
• O He é o gás nobre mais importante, uma vez que o hélio líquido é
usado como um líquido refrigerante.
refrigerante

Compostos de gás nobre
• Os gases nobres mais pesados reagem mais facilmente que os mais
leves.
leves
• Os compostos mais comuns de gases nobres são os fluoretos de
xenônio.
xenônio

Grupo 8A: gases nobres
p g

Compostos de gás nobre
• Os fluoretos de xenônio têm o Xe nos estados de oxidação +2 a +8.
• N presença d á
Na de água, os fl
fluoretos de xenônio formam oxifluoretos:
t d ô i f ifl t
XeF6(s) + H2O(l) → XeOF4(l) + 2HF
X F6( ) + 3H2O(l) → X O3( ) + 6HF
XeF (s) XeO (aq)
• O único outro composto de gás nobre conhecido é o KrF2, que se
decompõe à -10°C.
10°C
• Os fluoretos de xenônio são mais estáveis do que os óxidos e do
que os oxifluoretos
oxifluoretos.


Grupo 7A: halogênios
p g

• Configurações eletrônicas mais externas: ns2np6.
• T d os halogênios têm grandes afinidades eletrônicas.
Todos h l ê i tê d fi id d l tô i
• O estado de oxidação mais comum é -1, mas os estados de
oxidação +1, +3, +5 e +7 são possíveis.
+1 +3 possíveis
• Os halogênios são bons agentes de oxidação.
• Todos os isótopos do At são radioativos.
p


p g
Propriedades e preparação dos halogênios
p p p ç g


p g
p p p ç g
• As propriedades dos halogênios variam regularmente com o seu
número atômico.
• Cada halogênio é o elemento mais eletronegativo em seu período.
• A entalpia de ligação do F2 é baixa.
p g ç
• Conseqüentemente, o flúor é muito reativo.
• O potencial de redução do flúor é muito alto.
p ç


p g

• A água é oxidada mais facilmente do que o flúor, logo o F2 não
pode ser preparado por eletrólise de uma solução de sal.
• O Cl2 é produzido por eletrólise do NaCl(aq) ou do NaCl(aq).

Utilização dos halogênios
• Os CFCs são usados como refrigerantes.
• Os fluorocarbonos são usados como lubrificantes e plásticos
(teflon).
• O cloro é usado em plásticos (PVC), no dicloroetano e em outros
reagentes químicos orgânicos, na indústria têxtil e de papel.
orgânicos papel


p g

Utilização dos halogênios
• O NaOCl é o ingrediente ativo dos alvejantes.
• O N B é usado em f t
NaBr d fotografia.
fi

Os h l t d hid
O haletos de hidrogênio
ê i
• O HF tem um alto ponto de ebulição em virtude das fortes ligações
de
d H no lí id
líquido.
• A facilidade de oxidação aumenta F- > Cl- > Br- > I-.
• Os haletos de hidrogênio podem ser formados pela hidrólise de
haletos moleculares:
S B 4( ) + 3H2O(l) → H2S O3( ) + 4HB ( )
SeBr (s) SeO (aq) 4HBr(aq).

p g

Os haletos de hidrogênio
• O HF reage com silicatos (e deve ser armazenado em recipientes
de plástico):
SiO2(s) + 6HF(aq) → H2SiF6(aq) + 2H2O(l)
• O NaI e o NaBr podem ser oxidados pela adição de ácido sulfúrico.
sulfúrico
• Após a adição do ácido, o I2 violeta e o Br2 amarelo podem ser
claramente vistos.
vistos
• A maioria dos haletos de hidrogênio são preparados pelo tratameto
do sal co ácido sulfúrico:
s com c do su ú co:


p g

Os haletos de hidrogênio
CaF2(s) + H2SO4(l) → 2HF(g) + CaSO4(s)
N Cl( ) + H2SO4(l) → HCl( ) + N HSO4( )
NaCl(s) HCl(g) NaHSO (s)
• Essas reações não podem ser usadas para o preparo de HBr ou HI.

Compostos Inter-halogênios
• Moléculas diatômicas contendo dois halogênios diferentes são
chamadas de compostos inter-halogênios.
• Os compostos inter-halogênios têm o halogênio mais
eletronegativo no estado de oxidação -1 e o outro no estado de
oxidação +1.


p g

Compostos i t h l ê i
C t inter-halogênios
• Existem também compostos inter-halogênios poliatômicos.
• A maioria dos inter-halogênios poliatômicos tem Cl, Br, ou I como
inter halogênios Cl Br
o átomo central circundado por 3, 5 ou 7 átomos de F.
• Quanto maior é o halogênio, mais compostos inter-halogênios ele
Q g , p g
pode formar (por exemplo, ClF5 e BrF7 não são conhecidos).
• O composto ICl3 é único. Nenhum outro halogênio é grande o
suficiente para acomodar 3 átomos de Cl.
Cl


p g

Oxiácidos e oxiânions
• O flúor forma apenas um oxiácido: HFO. O oxigênio está no
estado de oxidação zero.
• A força do ácido aumenta à medida que o estado de oxidação do
halogênio
h l ê i aumenta.
• Todos são agentes de oxidação fortes.
• Todos são i á i e se decompõem facilmente.
d instáveis d f il
• Os oxiânions são mais estáveis do que os oxiácidos.


p g

Oxiácidos e oxiânions


p g

Oxiácidos
O iá id e oxiânions
iâ i
• Os sais de hipoclorito são usados em alvejantes e desinfetantes.
• Os percloratos são particularmente instáveis na presença de
material orgânico.
• O perclorato de amônio é um potente oxidante.
l t d ô i t t id t
• Na presença de alumínio em pó, o NH4ClO3 é usado para o
lançamento de ônibus espaciais.
espaciais
• Cada lançamento utiliza 700 toneladas de clorato de amônio.


p g

Oxiácidos
O iá id e oxiânions
iâ i
• Os ácidos periódico (HIO4) e paraperiódico (H5IO6) têm o iodo no
estado de oxidação +7.
t d d id ã +7
• O ácido periódico é um ácido forte, o ácido paraperiódico é um
ácido fraco (Ka1 = 2,8 × 10-2, Ka2 = 4,9 × 10-9)
28 2 49 9).

• O grande átomo de iodo permite 6 átomos de oxigênio à sua volta.
• Os halogênios menores não conseguem formar esse tipo de
composto.


Oxigênio
g

Propriedades do oxigênio
• O oxigênio tem dois alótropos: O2 e O3.
• O O2 é um gás incolor e inodoro na temperatura ambiente.
á i l i d t t bi t
• A configuração eletrônica é [He]2s22p4, o que significa que o
estado de oxidação dominante é -2.
2
• A ligação O=O é forte (entalpia de ligação 495 kJ/mol).

Preparação do oxigênio
• Comercialmente: obtido por destilação fracionária do ar. (o ponto
de ebulição normal do O2 é -183°C e do N2 é -196°C.)


Oxigênio
g

Preparação d oxigênio
P ã do i ê i
• A preparação do oxigênio no laboratório é a decomposição
catalítica do KClO3 na presença d M O2:
t líti d de MnO
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g).
• O oxigênio atmosférico é reabastecido pela fotossíntese (processo
i ê i t fé i b t id l f t í t (
nas plantas onde CO2 é convertido em O2 na presença da luz solar).


Oxigênio
g

Usos d oxigênio
U do i ê i
• Amplamente utilizado como um agente oxidante (Por exemplo, na
indústria d
i dú t i de aço para a remoção de impurezas.)
ã d i )
• O oxigênio é usado na medicina.
• El é usado com acetileno, C2H2 para a solda de oxiacetileno:
Ele d til ld d i til
2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(g)

Ozônio
• Gás venenoso, azul claro.


Oxigênio
g

Ozônio
O ô i
• O ozônio se decompõe para formar oxigênio:
O3(g) → O2(g) + O(g), ΔH° = 107 kJ.
• O ozônio é um agente oxidante mais forte do que o oxigênio:
O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l), E° = 2,07 V
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l), E° = 1,23 V.
• O ozônio pode ser preparado pela passagem de uma corrente
elétrica através do O2 seco:
3O2(g) → 2O3(g)


Oxigênio
g


Oxigênio
g

Óxidos
• O oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo.
• Óxidos: composto com oxigênio no estado de oxidação -2.
2
• Óxidos de não-metais: covalentes.
• Óxidos metálicos: iônicos.
iônicos
• Óxidos básicos: óxidos que reagem com água para formar bases.
• Exemplo: BaO em água o qual p
p g q produz Ba(OH)2.
( )
BaO(s) + H2O(l) → Ba(OH)2(aq)


Oxigênio
g

Peróxidos e superóxidos
• Peróxidos: têm uma ligação O-O e O no estado de oxidação -1.
– O peróxido d hidrogênio é instável e se decompõe em água e
ó id de hid ê i i tá l d õ á
oxigênio:
2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) ΔH = -196,0 kJ
(g), 196 0 kJ.
– O oxigênio produzido matará bactérias.
– Os peróxidos são importantes na bioquímica: ele é produzido
quando o O2 é metabolizado.


Oxigênio
g

Peróxidos e superóxidos
• Superóxidos: têm uma ligação O-) e O em um estado de oxidação -
½ (o íon superóxido é O2-)).
– Normalmente se formam com metais ativos (KO2, RbO2 e
CsO2) ).
• O desproporcionamento ocorre quando um elemento é
simultaneamente oxidado e reduzido:
2H+(aq) + H2O2(aq) + 2e- → 2H2O(l), E° = 1,78 V
O2(g) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O2(aq), E° = 0,68 V
e
• Desproporcionamento: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g), E° =
1,10 V.

Outros elementos do grupo
6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,
Características gerais dos elementos do grupo 6a
C t í ti i d l t d 6
• Configuração eletrônica externa: ns2np4.
• Estado de oxidação dominante: -2 (ns2np6).
• Outros estados de oxidação observados: até +6 (por exemplo, SF6,
SeF TeF ).
S F6, T F6)
• Há uma variação regular nas propriedades com o aumento do
número atômico.
atômico


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,
Características gerais dos elementos do grupo 6a
C t í ti i d l t d 6


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,
Ocorrências e preparação de S Se e Te
S,
• Processo de Frasch: recuperação de depósitos subterrâneos de S.
• A água superaquecida é forçada para dentro do depósito para
fundir o S.
• O ar comprimido é então injetado dentro do depósito de enxofre, o
p j p ,
que força o S(l) para a superfície.
• Ocorrência de S: vastamente como minerais de sulfato e sulfeto.
• Ocorrência de Se e Te: minerais raros (Cu2Se, PbSe, Ag2Se, Cu2Te,
PbTe, Ag2Te, e Au2Te) e constituintes secundários em minerais de
sulfeto.
sulfeto


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,
Propriedades e usos de enxofre, selênio e telúrio
enxofre
• O enxofre é amarelo, sem sabor e quase inodoro.
• O enxofre é insolúvel em água.
f i lú l á
• O enxofre existe como alótropos (anéis rômbicos de S8, enxofre
plástico).
plástico)
• O enxofre usado na fabricação de ácido sulfúrico e na vulcanização
da borracha.
borracha
• Tanto o Se como o Te formam cadeias helicoidais de átomos nos
c s s.
cristais.


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,
Propriedades e usos de enxofre, selênio e telúrio
enxofre
• Existe algum compartilhamento de pares de elétrons entre as
cadeias.
• O Se é usado em células fotoelétricas, fotocopiadoras e medidores
de luz porque ele conduz eletricidade na presença de luz.

Óxidos, oxiácidos e oxiânions de enxofre
• O ácido sulfúrico é um poderoso agente de desidratação, ácido
forte e oxidante moderado.


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,

Ó
• O ácido sulfúrico remove a H2O do açúcar, deixando uma massa
preta de C. Produz-se vapor porque a reação é muito exotérmica.
t d C P d ã it té i
• O SO2 é produzido pela reação entre ácido e um sal de sulfito:
2H+(aq) + SO32-(aq) → SO2(g) + H2O(l)
2

ou quando o S sofre combustão no ar.
• O SO2 é tóxico para fungos e é usado para esterilizar frutas secas.
secas
• O SO2 em água produz ácido sulfuroso, H2SO3.


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,

Ó
• O Na2SO3 e o NaHSO3 são usados como preservantes.
• Quando o enxofre queima no ar, são formados tanto SO2 (produto
principal) quanto SO3.
• A oxidação do SO2 a SO3 necessita de um catalisador
(normalmente V2O5 ou Pt).
• O SO3 é usado para produzir H2SO4:
d d i
SO3(g) + H2SO4(l) → H2S2O7(l) [ácido polissulfúrico]
H2S2O7(l) + H2O(l) → 2H2SO4(l)


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,

• O ácido sulfúrico comercial é 98 % de H2SO4.
• Apenas o primeiro próton é removido do H2SO
estequiometricamente:
H2SO4(aq) → HSO4-(aq) + H(aq)
• Conseqüentemente, sais de sulfato (SO42-) e de bissulfato (HSO4-)
são importantes (“ácido seco” na limpeza de piscinas e banheiros).


6A: S Se Te e Po
S, Se, Te,
• O íon sulfato é o SO42- e o íon tiossulfato é o S2O32- (tio = um
átomo de O substituído por S):
8SO3-(aq) + S8(s) → 8S2O32 (aq)
2-

• O hipossulfito (usado em fotografia) é o Na2S2O3.5H2O.
– O filme fotográfico é uma mistura de cristais de AgBr em
gelatina.
– A exposição à luz faz com que o AgBr se decomponha em
prata.
– Quando o filme é suavemente reduzido (revelado) apenas os
íons Ag+ próximos à prata formam uma imagem de p
g p p g prata p
preta
metálica.
• O filme é tratado com hipossulfito para remover o AgBr não
exposto.
exposto

Nitrogênio
g

Propriedades do nitrogênio
P i d d d it ê i
• Gás incolor, inodoro e sem gosto constituído de moléculas de N2.
• Não reativo por causa da forte ligação tripla.
• Exceção: a queima de Mg ou Li ao ar (78 % nitrogênio):
3Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)
6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s)
• O N3- é uma base de Lewis forte (forma NH3 em água):
Mg3N2(s) + 6H2O(l) → 2NH3(aq) + 3Mg(OH)3(s)


Nitrogênio
g
Propriedades do nitrogênio
p g
• Diversos estados de oxidação
comuns (de -3 a +5). Mais comum
+5, 0 e -3 (configuração eletrônica
[He]2s22p3).


Nitrogênio
g

Preparação e utilização d nitrogênio
P ã tili ã do it ê i
• O N2 é produzido pela destilação fracionária do ar.
• O nitrogênio é usado como um gás inerte para excluir oxigênio de
alimentos acondicionados, fabricação de reagentes químicos,
fabricação de metais e produção de aparelhos eletrônicos.
eletrônicos
• O nitrogênio é fixado pela formação de NH3 (processo de Haber).
• O NH3 é convertido em outros químicos úteis (NO, NO2, nitritos e
(NO
nitratos).


Nitrogênio
g

Preparação e utilização d nitrogênio
P ã tili ã do it ê i


Nitrogênio
g

Compostos de nitrogênio com hidrogênio
• A amônia é um dos compostos de nitrogênio mais importantes.
• A amônia é um gás tóxico incolor com um aroma pungente.
pungente
• No laboratório, a amônia é produzida pela reação entre o NaOH e
um sal de amônio:
NH4Cl(aq) + NH3(aq) → NH3(g) + H2O(l) + NaCl(aq)
• A amônia é preparada comercialmente pelo processo de Haber.
Haber


Nitrogênio
g

Compostos d nitrogênio com hidrogênio
C t de it ê i hid ê i
• A hidrazina, N2H4, contém uma ligação simples N-N.
• A hidrazina (venenosa) é preparada pela reação entre a amônia e o
hipoclorito:
2NH3( ) + OCl-( ) →N2H4( ) + Cl-( ) + H2O(l)
(aq) (aq) N (aq) (aq)
• O NH2Cl venenoso é um intermediário na reação (ele borbulha
para fora da solução quando amônia caseira e alvejante são
misturados).


Nitrogênio
g

Compostos d nitrogênio com hidrogênio
C t de it ê i hid ê i


Nitrogênio
g
Compostos de nitrogênio com hidrogênio
p g g
• A hidrazina pura é um líquido oleoso que explode quando
aquecido:
N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2H2O(g) ΔH° = -534 kJ

Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
• Três óxidos comuns: N2O (gás hilariante, usado como um
anestésico), NO ( á tóxico e incolor, pode ser preparado através
té i ) (gás tó i i l d d t é
da redução do HNO3 pelo Cu) e NO2 (gás amarelado, constituinte
p
principal da névoa, e venenoso).
p )


Nitrogênio
g

Óxidos
Ó id e oxiácidos do nitrogênio
iá id d it ê i
• Preparação:
NH4NO3( ) → NO2( ) + 2H2O( )
(s) (g) O(g)
3Cu(g) + 2NO3-(aq) + 8H+(aq) → 3Cu2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
4NH3(g) +5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g) (processo de Ostwald)
4HNO3(aq) → 4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l) (na presença de luz)

• O processo de Ostwald é a rota comercial para o NO:
4NH3(g) +5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g) (processo de Ostwald)


Nitrogênio
g
Óxidos e oxiácidos do
nitrogênio
it ê i
• Ela ocorre em 3 etapas:
– oxidação da NH3 pelo oxigênio
para formar NO (normalmente é
usado um catalisador Pt)
d t li d Pt);
– oxidação do NO pelo oxigênio
para formar NO2 (o NO que não
reagiu é reciclado);
– NO2 é dissolvido em água para
formar ácido nítrico.


Nitrogênio
g

Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
Ó
• O nitrogênio desproporciona-se na produção de ácido nítrico:
3NO2(g) + H2O(l) → 2H+(aq) + 2NO3-(aq) + NO(g)
• O NO é um neurotransmissor muito importante (faz com que os
músculos que recobram os vasos sanguíneos relaxem).
• Ácidos comuns: HNO3 (nítrico) e HNO2 (nitroso).
• O ácido nítrico é um ácido forte.


Nitrogênio
g

Óxidos
Ó id e oxiácidos do nitrogênio
iá id d it ê i
• O ácido nítrico concentrado oxidará a maior parte dos metais:
NO3-(aq) + 2H+(aq) + e- → NO2(g) + H2O(l), E° = 0,79 V
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO2(g) + 2H2O(l), E° = 0,96V
• O ácido nítrico é usado para a fabricação de fertilizantes
(NH4NO3), remédios, plásticos e explosivos.
• O á id nitroso (fraco, Ka = 4 5 × 10-4) não é estável e
ácido i (f 4,5 4 ã á l
desproporciona-se em NO e HNO3.


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,
Características gerais dos elementos do grupo 5A
C t í ti i d l t d
• Configuração eletrônica do orbital mais externo ns2np3.
• Estado de oxidação mais comum -3. Outros estados de oxidação
comuns -1, +1, +3 e +5.
• A variação nas propriedades atômicas é muito impressionante.
i ã i d d tô i it i i t
• As entalpias de ligação X-X não são confiáveis.


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,
Características gerais dos elementos do grupo 5A


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,
Ocorrência, isolamento e propriedades do fósforo
• Existem dois alótropos do fósforo: vermelho e branco.
• O fósforo branco é altamente reativo (reage espontaneamente com
oxigênio ao ar).
• Conseqüentemente, o fósforo branco é armazenado na água.
• Se o fósforo branco é aquecido à 400°C na ausência de ar, ele se
converte em fósforo vermelho.
• O fósforo vermelho é o alótropo mais estável e normalmente não é
armazenado sob água.


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,

Haletos de fósforo
• O fósforo forma uma variedade de tri- e pentahaletos.
• O mais importante: PCl3 usado em sabão, detergente, plástico e na
produção de inseticida.
• Preparação de haletos de fósforo:
2P(s) + 3Cl2(g) → 2PCl3(l)
• Na presença de cloro em excesso:
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,
Haletos d fó f
H l t de fósforo
• Exceção: uma vez que o F2 é um oxidante forte, obtemos
2P(s) + 5F2(g) → 2PCl5(g)
• Na presença de água a hidrólise ocorre facilmente:
PF3(g) + 3H2O(l) → H3PO4(aq) + 3HF(aq)
PCl5(l) + 4H2O(l) → H3PO4(aq) + 5HCl(aq)

Compostos oxi de fósforo
• Os compostos de fósforo contendo oxigênio são extremamente
importantes.


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,

• O óxido de fósforo(III), P4O6 é preparado através da reação de
fósforo branco com ar.
• O óxido de fósforo(V), P4O10 é preparado através da reação de
fósforo com excesso de oxigênio.
fó f d i ê i
• O óxido de fósforo(V), P4O10 é também preparado através da
oxidação do P4O6.
• No caso de ambos os óxidos de fósforo, os átomos de P ainda
adotam a estrutra tetraédrica. (Isto é, os átomos de P se encontram
tetraédrica é
nos vértices de um tetraedro.)


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,

• O óxido de fósforo(III), P4O6 produz ácido fosforoso, H3PO3 em
água.
• O H3PO3 é um ácido diprótico fraco (o H ligado ao P não é ácido).
• O óxido de fósforo(V), P4O10 produz ácido fosfórico, H3PO4.
• O P4O10 é usado como um agente de secagem por causa de sua
afinidade com a água.
fi id d á
• O ácido fosfórico é um dos ingredientes da Coca-Cola.


5A: P As Sb e Bi
P, As, Sb,

• Os ácidos fosfórico e fosforoso sofrem reações de condensação.
• O ácido fosfórico e seus sais são usados em detergentes (como
Na5P3O10) e fertilizantes (de rochas fosfáticas extraídas de minas).
• Os compostos de fósforo são importantes em sistemas biológicos
como o trifosfato de adenosina (ATP) que armazena energia nas
células.
células


Carbono

Formas elementares do carbono
• O carbono constitui aproximadamente 0,027 % da crosta terrestre.
• É o principal constituinte da matéria viva.
i i l tit i t d té i i
• O estudo dos compostos de carbono é chamado de química
orgânica.
orgânica
• Existem três formas cristalinas do carbono:
– grafita (macia e preta)
preta),
– diamante (claro, duro e forma uma rede covalente) e
– b k i t f l
buckminsterfulereno (f (forma molecular d carbono, C60, as
l l do b
moléculas são parecidas com bolas de futebol).


Carbono

Formas elementares do carbono
• Formas Microcristalinas e amorfas do C:
– Carbono preto (CH4(g) + O2(g) → C(s) + 2H2O(g)): usado
como um pigmento em tintas pretas e pneus de automóveis;
– Carvão vegetal (formado pelo aquecimento da madeira na
ausência de ar): carvão ativado é usado para a remoção de
odores e impurezas do ar e da água e
água,
– Coque (formado pelo aquecimento de carvão na ausência de ar):
usado como um agente de redução.
redução


Carbono

Óxidos de carbono
• O carbono forma CO e CO2.
• CO é muito tóxico (se liga irreversivelmente ao Fe na
hemoglobina, provocando parada respiratória).
• O CO também tem um par solitário no C, o que não é normal.
• O CO é uma boa base de Lewis (por exemplo, o Ni(CO)4 forma-se
facilmente quando o Ni é aquecido em CO).
f il d i id CO)
• O CO pode ser usado como um combustível (por exemplo, 2CO(g)
+ O2( ) → 2CO2( ) ΔH = -566 kJ).
(g) (g), 566 kJ)


Carbono

Óxidos de carbono
• O CO é um bom agente redutor (por exemplo, Fe3O4(s) + 4CO(g)
→ 3Fe(s) + 4CO2(g)).
• O CO2 é produzido quando compostos orgânicos são queimados
em oxigênio:
i ê i
C(s) + O2(g) → CO2(g)
C 4( ) + 2O2( ) → CO2( ) + 2 2O(l)
CH (g) (g) (g) 2H
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
• O CO2 é produzido pelo tratamento de carbonatos com ácido.


Carbono

Óxidos de carbono
• A fermentação do açúcar para produzir álcool também produz CO2:
C6H12O6(aq) → 2C2H5OH(aq) + 2CO2(g)
• Sob pressão atmosférica, o CO2 condensa-se para formar CO2(s)
ou gelo seco.
• O CO2 é usado como gelo seco (refrigeração), carbonação de
bebidas, d (
b bid soda (Na2CO3.10H2O) e bi b
10 bicarbonato d sódio
de ódi
(NaHCO3.10H2O).


Carbono

Ácido
Á id carbônico e carbonatos
bô i b t
• Quando o CO2 se dissolve em água (moderadamente solúvel),
forma-se á id carbônico:
f ácido bô i
CO2(aq) + H2O(l) H2CO3(aq)
• O á id carbônico é responsável por fornecer às bebidas
ácido bô i á l f à b bid
carbonadas um acentuado gosto ácido.
• A neutralização parcial do H2CO3 produz hidrogeno carbonatos
(bicarbonatos), e a neutralização completa produz carbonatos.
• Muitos minerais contêm CO32-.


Carbono

Ácido carbônico e carbonatos
• A temperaturas elevadas o CaCO3 decompõe-se:
CaCO3(s) → CaO(s) + 2CO2(g)
• Essa reação é a fonte comercial de cal, CaO.
• O CaO reage com água e com o CO2 para formar o CaCO3, que
liga a areia na argamassa:
CaO(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(aq) → CaCO3(s) + H2O(l)


Carbono

Carbetos
• Os carbetos são compostos binários entre C e metais, metalóides e
determinados não-metais.
• Três tipos de carbetos:
– iônico (formado por metais ativos, por exemplo, CaC2),
– intersticial (formado por metais de transição, por exemplo,
carbeto d tungstênio) e
b de ê i )
– covalente (formado por B e Si, por exemplo, SiC).


Carbono

Outros compostos inorgânicos de carbono
• A química inorgânica é o estudo dos compostos dos elementos
diferentes de C.
• Dois compostos inorgânicos de carbono interessantes são HCN e
CS2.
• O HCN (cianeto de hidrogênio) é um gás extremamente tóxico.
tóxico
• O HCN é produzido pela reação de um sal, por exemplo, NaCN,
com ácido.
• Os cianetos são usados na fabricação de plásticos como o náilon e
o Orlon.


Carbono
Outros compostos inorgânicos de carbono
p g
• O CS2 é um importante solvente para ceras e graxas.
• O vapor de CS2 é muito tóxico.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Tendências gerais dos elementos do grupo 4A
• Configuração eletrôncia externa: ns2np2.
• As eletronegatividades são baixas.
baixas
• Os carbetos (C4-) são raros.
• O estado de oxidação dominante para Ge, Sn e Pb é +2.
Ge +2
• O carbono tem um número e coordenação 4, os outros membros
têm números de coordenação mais altos.
altos
• As ligações C-C são muito fortes, logo, o C tende a formar longas
cadeias.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Tendências
T dê i gerais dos elementos do grupo 4A
i d l t d
• Uma vez que a ligação Si-O é mais forte do que a ligação Si-Si, o
Si tende a formar óxidos (silicatos).
t d f ó id ( ili t )


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn

Ocorrência e preparação do silício
• Bolachas de Si são cortadas de cristais cilíndricos de Si.
• O silício tem muitos usos importantes na indústria eletrônica.
• O Si é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre.
• O Si elementar é preparado pela redução do SiO2:
SiO2(l) + 2C(s) → Si(l) + 2CO(g)
• O Si é um semicondutor e, deste modo, deve ser extremamente
puro.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Ocorrência e preparação d silício
O ê i ã do ilí i
• Para purificar, converta o Si impuro em SiCl4 (com Cl2), destile e
então reduza o SiCl4 em Si puro:
tã d
SiCl4(g) + 2H2(g) → Si(s) + 4HCl(g)
• O Si é então adicionalmente purificado pela refinação de zona.
tã di i l t ifi d l fi ã d
• A refinação de zona é usada para produzir Si ultrapuro.
• O cristal de silício é colocado dentro de um tubo com uma
i l d ilí i l d d d b
atmosfera inerte.
• U espiral de aquecimento é lentamente movida para baixo em
Uma i ld i t l t t id b i
Si.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Ocorrência e preparação
p p ç
do silício
• À medida que a espiral derrete o Si,
Si
quaisquer impurezas se dissolvem e
descem pela espiral de
p p
aquecimento.
• No fundo do cristal, a porção de Si
contendo todas as impurezas é
arrancada e descartada.
• O cristal restante é ultrapuro.
i l l


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn

Silicatos
• 90 % da crosta terrestre é constituída de compostos de Si e O.
• Os silicatos são compostos onde o Si tem quatro átomos de O
circundados em um arranjo tetraédrico.
• O estado de oxidação do Si é +4.
• Outros minerais, como o zircônio, ZrO4, têm uma estrutura similar.
• O tetraedro de silicato são unidades básicas para estruturas mais
complicadas.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Silicatos
• Se dois SiO42- se ligam, um átomo de O
é compartilhado.
• Esta estrutura é o íon disilicato, Si2O76-.
• Para se determinar a carga no íon,
g ,
precisamos olhar os estados de oxidação
(+4 para o Si e -2 para o O): {[2×(+4)]
+[7×(-20]} = -6.
[7 ( 20]} 6


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn

Silicatos
• Tanto a torteveita (Sc2Si2O7) como a hardistonita (Ca2Zn(Si2O7))
contêm íons disilicato.
• Muitos tetraedros de silicato podem se ligar para formar chapas,
cadeias ou estruturas em 3D.
d i 3D
• Considere uma estrutura com dois vértices ligados a dois outros
tetraedros:
– uma cadeia simples de fios de silicato pode se formar com uma
unidade de Si2O64- que se repete.
repete
– Exemplo: enstatito (MgSiO3).


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Silicatos
Sili t
• Considere uma estrutura com dois vértices ligados a outros três
tetraedros:
t t d
– resulta em uma chapa bidimensional.
– resulta em talco mineral (talco, Mg3(Si2O5)2(OH)2)
lt t l i l (t l M ).
– os asbestos formam cadeias ou chapas de silicatos.
– as chapas em asbestos são formadas em rolos.
h b ã f d l
– os rolos tornam os asbestos fibrosos.
– as fibras podem ser tecidas em pano (roupas à prova de fogo).
• O silicato tridimensional forma o quartzo.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn
Silicatos


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn

Vidro
• Vidros são o resultado que se obtém quando silicatos são aquecidos
(as li õ Si O ã
( ligações Si-O são quebradas) e depois resfriados rapidamente
b d ) d i fi d id
(as ligações Si-O são formadas outra vez antes que os átomos
sejam capazes de se organizarem em um arranjo ordenado).
j p g j )
• São usados aditivos para reduzir o ponto de fusão do SiO2.
• O vidro em janelas e garrafas é chamado vidro de soda-cal (CaO e
Na
N 2O são usados como aditivos).
ã d di i )
• O CaO e o Na2O formam calcário (CaCO3) e cinza de soda
(Na2CO3) quando aquecidos.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn

Vidro
• As propriedades dos vidros são alteradas por aditivos:
– CoO produz vidro de cobalto azul,
– K2O produz um vidro mais resistente do que Na2O,
– PbO produz vidro de cristal de chumbo (alto índice de refração)
e
– B2O3 é usado para fazer Pyrex e Kimax.


4A: Si Ge Sn, e Pb
Si, Ge, Sn

Silicones
• Os silicones consistem em cadeias de ligações O-Si-O com Si-R
(R = grupo orgânico tal como CH3), preenchendo a valência de Si.
• Os silicones podem ser materiais parecidos com óleo ou borracha,
dependendo do comprimento da cadeia e do grau de ligação em
cruz.
• O silicones são usados em lubrificantes, ceras de polimento de
Os ili d l b ifi d li d
carros, lacradores, calafetagem e para a fabricação de tecidos à
prova d água.
d’água


Boro

• Boranos: compostos de boro e hidrogênio.
• O BH3 reage com ele mesmo para formar diborano, B2H6.
• Hidrogênio aparece para formar duas ligações.
• O diborano é muito reativo:
B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g), ΔH = -2030 kJ.
• Alguns boranos são reativos (B5H9) enquanto outros são estáveis
ao ar à temperatura ambiente (B10H14).
• O B2O3 é o único óxido de boro importante.


Fim do Capítulo 22
Fi d C ít l
Química dos não-metais
Q não-


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