Atomística

ATOMÍSTICA Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga

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Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga

A T O M ÍS T IC A

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 Atomística: teoria e exercícios |por| Ricardo Feltre
374a
|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 -541.24
74-0086

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).


ÍN D IC E
▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

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


ONDAS A
ELETROMAGNÉTICAS

________________________
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 ?



B DESCARGAS ELÉTRICAS

NOS GASES À ALTA PRESSÃO

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 DESCARGAS ELÉTRICAS

N O S G A S E S A B A IX A P R E S S Ã O

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 DESCARGAS ELÉTRICAS
NO ALTO VÁCUO

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 RAIOS ANÓDICOS

ampola de Goldstein
Em 1886, Goldstein fez experiências de descargas em ampolas contendo gás
numa pressão de 0,1 mm Hg aproximadamente. Utilizando cátodo perfurado,
observou que no prolongamento dos orifícios do cátodo formavam-se "focos"
luminosos. Sugeriu então que nessas descargas houvesse formação de 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 ESPECTRÓGRAFO

DE MASSA
Uma das mais importantes aplicações dos raios anódicos é no espectrógrafo
de massa. Este aparelho permite determinar a massa do átomo.
Um dos primeiros espectrógrafos de massa utilizado foi o espectrógrafo
de "ASTON".

Na ampola onde se encontram o ânodo "A" e o cátodo "B" formam se os íons
positivos, ou seja , os raios anódicos do gás. Como O cátodo "B" tem uma fenda
vertical, muitos íons passam e alguns conseguem atravessar as fendas "C" "D". Entre
"C" e "D^' existe um fortíssimo campo elétrico que acelera bastante as partículas
positivas nesse trecho. Em "E" existe um fortíssimo campo magnético capaz de curvar
a trajetória dos raios positivos, fazendo-os colidir com "F", onde existe um filme
fotográfico.
Conhecendo-se os valores dos campos elétricos e magnéticos, pode-se
determinar a massa do íon.


Se na ampola foi colocado gás de um elemento químico e, se no filme "F", são
obtidas duas ou mais 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 ISÓTOPOS

ISÓBAROS-ISÓTONOS
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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H RAIOS "X"

Em 1895, o físico Wilhelm Konrad Roentgen anunciava a descoberta de raios
misteriosos capazes de atravessar diversos materiais que são opacos à luz.
Roentgen estava fazendo experiências com uma ampola de "Crookes" em
plena descarga. Observou que alguns materiais, como uma placa coberta por sulfeto
de zinco, tornava-se fluorescente quando colocada nas proximidades da 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


ATOMÍSTICA
capítulo 2


radiatividade – 2

A DESCOBERTA

DA RADIATIVIDADE
A descoberta dos "raios X" causou um verdadeiro sensacionalismo no meio
cientifico. Alguns meses após a sua descoberta, os "raios-X" já eram empregados em
clinicas médicas.

Lembremos que esses raios surgem na região esverdeada da ampola de
Crookes,ou seja, de onde seda a fluorescência no vidro pela colisão dos raios
catódicos.
0 fenômeno da fluorescência despertou no cientista Becquerel a desconfiança
de que haveria uma correlação entre os "raios-X" e a fluorescência das substâncias.
Em outras palavras, Becquerel achou que as substâncias, quando fluorescentes,
emitem "raios-X".
Ele se utilizou então de diversas substâncias fluorescentes ao ultra-violeta,
expondo-as a luz solar. (A luz solar contém uma dose de radiações ultra-violeta)
Estas amostras eram colocadas sobre chapas fotográficas envolvidas por
papel negro. Então, a chapa fotográfica estava protegida dos raios da luz solar. Se a
fluorescência na amostra emitisse "raios-X" , então, estes atravessariam o papel negro
e iriam impressionar o filme.
Após diversas tentativas, Becquerel observou que o sulfato duplo de potássio
e uranila K2U02(S04))2 era a única substância fluorescente que conseguira
impressionar o filme. Parecia que as previ


soes do cientista estavam confirmadas.
Na ocasião em que Becquerel realizava experiências, ele teve que interrompê-
las em face dos dias chuvosos e nublados que se seguiram.
Ele guardou numa gaveta o sal de urânio sobre uma chapa fotográfica. Como
não havia incidência de ultra-violeta no sal, este não poderia emitir "raios-X".
Alguns dias depois, ao revelar por acaso aquele filme da gaveta, com surpresa
notou impressões muito mais intensas que nas suas experiências. Estava provado que
não era a fluorescência a causa das emissões estranhas análogas aos "raios-X".
Logo,foi evidenciado que o K2U02(S04))2 tinha a propriedade de, espontaneamente,
produzir emissões que atravessavam o papel negro e vinham decompor o sal de prata
do filme fotográfico.
Assim, em 1896,Becquerel declarava que o sulfato duplo de potássio e uranila
emitia estranhos raios que, inicialmente, foram denominados de "raios de
Becquerel".

A nova descoberta causou profundo interesse ao casal de cientistas Marie
Sklodowska Curie - Pierre Curie,que trabalhavam no laboratório de Becquerel.
Eles acabaram descobrindo que a propriedade de emitir aqueles raios era
comum a todos os elementos que possuíam urânio, evidenciando assim que o
"elemento urânio era o responsável pelas misteriosas emissões".
Para o fenômeno foi sugerido o nome de radiatividade" ou "radioatividade" que
quer dizer: atividade de emitir raios (do latim - radius).
Constatou-se logo que a radiatividade tem muita semelhança com os "raios-
X" descobertos por Roentgen, sendo, por exemplo, capazes de ionizar gases ou ainda,
capazes de ser retidos por espessas camadas de chumbo.
48


radiatividade - 2
Isto é comprovado utilizando-se um eletroscópio elementar de folhas de
ouro.

Quando se encosta um bastão carregado (digamos positivamente) , as
lâminas de ouro se repelem. Se existe no interior do vidro um material radiativo, este
ioniza o gás e, rápida mente, descarrega o eletroscópio. fazendo com que as folhas de
ouro se reaproximem.
Constata-se ainda que, quanto maior o teor de urânio na amostra, mais
rapidamente se descarrega o eletroscópio.
Este aparelho, embora muito simples, foi utilizado pelo casal Curie durante
suas experiências.
Para extrair o urânio., compravam minérios de diversas procedências.
Um deles, apechblenda da cidade de Joachimsthal (hoje na Tchecoslováquia),
apresentava-se muito mais radiativo que ou trás amostras.
Examinando o minério com cuidado, foi observado que uma das 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.
════════════════

B NATUREZA DAS

EMISSÕES
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.

C LEIS DA

RADIATIVIDADE
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
β0
escrever: -1 . 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 UX
V 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 UX
V 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 CINÉTICA

DAS EMISSÕES
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 FAMÍLIAS RADIATIVAS

OU SÉRIES RADIATIVAS

Em primeiro lugar, vamos interpretar o significado da palavra "família" entre
os seres humanos.
Às pessoas são da mesma família quando, as existências desses indivíduos
estão interligadas.
Se na natureza realmente o ser humano partiu de "Adão e Eva", todos os
humanos pertencem a uma 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 92U
235

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.
92U
238-------------------------------------------- Pb
92U235 ------------------------------------ ----- Pb
90Th
232---------------------------------------- -- 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 8β
b) 10 α e 5β d) 8 α e 6β

76


radiatividade - 2

F REAÇÕES DE

TRANSMUTAÇÃO

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 FISSÃO NUCLEAR

Em 1932, o físico italiano Enrico Fermi
observou que, quando os átomos são bombardeados
por nêutrons (então descobertos por Chadwick),
resultam átomos de núcleos radiativos.

Em 1934, o mesmo cientista bombardeou o
urânio (Z=92) com nêutrons, obtendo átomos
radiativos. Ele imaginou que fossem átomos com
número atômico maior que 92, ou seja, um elemento
"transurânico" . Não conseguiu, no entanto, es clarecer
o fenômeno de um modo completo.

Otto Hahn e Strassmann repetiram o
bombardeamento do urânio com nêutrons em 19
38 e constataram a presença de átomos de bário
como produtos da experiência.


No mesmo ano, Lise Meitner e Frisck conseguem, então, interpretar a
referida experiência.
O átomo de urânio-235, recebendo um "tiro" de nêutron, divide-se,
produzindo dois novos 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 FUSÃO NUCLEAR

O sol é uma fonte energética que continuamente irradia energia. Mas, a
energia não é criada! De onde o sol consegue tanta energia?

A explicação plausível é que, no sol, 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.
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I ELEMENTOS

ARTIFICIAIS

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:
6C
14-------►_
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.

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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 + 2n
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
H1
(65) Na reação nuclear 2He4 + X ─── 1 + 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:
3Li + 1H1 = 2 ..... é:
7

a) iH1 d) _1e0
b) on1 e) 1D2
c) 2He
4

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:
92E
238--------- 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

90A
232--------- B + 2ª4

B ------------- C + β
levam a um elemento C com as seguintes características:
a) 87C
229 d) 91 C 227
b) 89C
228 e) 88C231

c) 90c
230

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


ATOMÍSTICA

c a p ítu lo 3


estrutura do átomo-3

A O ÁTOMO

DE DALTON

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 O MODELO DE

RUTHERFORD-BOHR
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

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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 A EVOLUÇÃO

DA TEORIA DE
RUTHERFORD-BOHR
A teoria de Rutherford-Bohr foi muito bem sucedida, quando aplicada ao
átomo com apenas 1 elétron (Hidrogênio, deutério e hélio ionizado). Quando se tratava
de espectros de átomos mais complexos, com diversos elétrons, surgiram dificuldades
em adaptar a teoria, e houve necessidade de adaptar novas grandezas quânticas.
Num sistema com diversos elétrons ocorrem interações entre esses elétrons e
o espectro, ao invés de ser"espectro de linhas" aparece na forma de "espectro de raias".
Estas "raias" são diversas linhas umas muito próximas das outras.



O exame mais minucioso é
denominado "espectro fino".
Se cada raia está associada a 5
linhas, isto significa que ocorreram 5 saltos
muito semelhantes.
Esta experiência força a aceitar que
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:

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D PRINCÍPIO DE

EXCLUSÃO DE PAULI
Após examinar cuidadosamente os espectros de diversos átomos,
Wolfgang Pauli enunciou o conhecido princípio da exclusão.

Num átomo nunca existem 2 elétrons com seus 4
números quânticos iguais.

Para você entender melhor, imagine um sistema telefônico que utiliza 4
números. Será preciso discar 4 números para determinar um aparelho. No elétron
precisamos de 4 números quânticos para determiná-lo.
Por outro lado, neste sistema telefônico não existem 2 aparelhos com os 4
números iguais, limitando-se o número de aparelhos que o sistema comporta.
O principio da exclusão de Pauli limita também o número de elétrons que
cada camada pode admitir.
Por exemplo: Na camada L (n = 2) teremos os valores de ℓ = 0 e 1 pois, o
máximo é (n - 1) . Ainda mℓ tem suas limitações desde -ℓ a + ℓ.
Teremos então estes elétrons:

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 A MECÂNICA

ONDULATÓRIA

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 NÍVEIS

SUBNÍVEIS
E ORBITAIS
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).

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G REPRESENTAÇÃO

GRÁFICA E
REGRA DE HUND
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 MEMORIZAÇÃO

ATRAVÉS DO
ESTUDO COMPARATIVO
Dissemos que o átomo poderia ser comparado com um prédio de
apartamentos. Se você encontrou dificuldade em memorizar o esquema da estrutura
atômica, veja se consegue associá-lo com a seguinte idéia:
Vamos supor que elétrons são "pensionistas" que moram nos 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:

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I HIBRIDAÇÃO

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 (‫ ﯕ‬lê-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 número ângulos entre os
na de orbitais híbridos
camada exemplos tipos de orbitais
externa hibridação híbridos
2 Berílio sp (linear) dois 180°
3 Boro sp2(trigonal) três 120°
4 Carbono, sp3 (tetraé- quatro 109°28'
Silício, drica)
Germãnio

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 ea
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) sp3
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)

═══════════════


ATOMÍSTICA

Capítulo 4


L IG A Ç Õ E S
Q U ÍM IC A S

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 LIGAÇÃO

ELETROVALENTE

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 LIGAÇÃO

COVALENTE

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 (‫ )ﯕ‬e tem
como índices os orbitais atômicos de
origem. No caso da molécula de
hidrogênio, temos o orbital molecular
‫ﯕ‬s-s-
Pode-se medir a distância
internuclear e, no caso da molécula de
H2 xtemos 2,4 Ǻ. A metade dessa
distância, ou seja l,2 Ǻ é denominada
ralocovalente.
Embora haja completa
deformação dos orbitais atômicos após
uma ligação, numa representação
segundo átomo = bolinha costuma-se
indicar que houve apenas ligeira interpenetração dos átomos,como indica a figura aõ
lado.
A equação do fenômeno é:

H(g) + H(g)------ H2(g)

(g) - gasoso


Vejamos a 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 ‫( ﯕ‬sigma)
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 ‫ ﯕ‬s-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

═════════════════════
_______________________
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 . . . 2s 2 , 2 p 3 .

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 lig aç õ e s " s-Sp3". Reparem que na repres ent a çã o
ge o mét r ic a, a li ga ç ã o coordenada confunde-se com a covalente normal.

É por este motivo que muitos autores admitem que, na molécula de "NH3", o
N já está hi br i dizado .

Ser i a uma hibridação do t i p o " s p 3 " com 1 or b it al completo, como in di c a
a figura (a nt e s de ef et uar l ig aç õ e s). 0 angulo teórico s er i a de 1090 28',
enquanto que na r eal i d a de e de 106°.

Analogamente, este raciocínio é também aplicável a molécula de água. O
o xi gê ni o t er i a s of r i d o uma hibridação do tipo "sp3", com 2 or bit ai s c om p let o s e
2 or b it a is que efetuariam as lig a ç õe s com os átomos de hi dr og êni o.

N est a d if er e nt e interpretação de hibridação para os ca s o s da amônea e
água, teremos respectivamente os nomes: hibridação de pirámide trigonal e de
configuração em "V".
Para f a ci lit ar as v is u a liz aç õ e s e s pa ci ai s, eis as moléculas de CH4,""NH3"
"H20", admitidas hi br i d aç õ e s "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 =1Ǻ
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: 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 póIo negativo e uma distância de
1 Ǻ?
q (1 elétron) = 4,8 x 10-10 unidades eletrostáticas
ℓ = lǺ
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
_______________________________
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 ESTRUTURAS

DAS MOLÉCULAS

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 PARAMAGNETISMO

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 RESSONÂNCIA

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 LIGAÇÃO

METÁLICA

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
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Suponhamos uma junção p-n em polarização inversa. O dispositivo está
intercalado num circuito, mas não há passagem de corrente elétrica.

Lembremos que a luz visível é
constituída de 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 CRISTAIS

METÁLICOS

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.)

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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)
══════════════


ATOMÍSTICA

capítulo 5


classificação periódica dos elementos -5

A HISTÓRICO

______________________

A) HISTÓRICO
_______________________

À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos, observaram-
se semelhanças entre as propriedades 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 A MODERNA

CLASSIFICAÇÃO
PERIÓDICA
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 AS ESTRUTURAS

ELETRÔNICAS
DOS ELEMENTOS
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 PROPRIEDADES

PERIÓDICAS
E APERIÓDICAS
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 POTENCIAL

DE IONIZAÇÃO

__________________________________________________________

1) DEFINIÇÃO DE ELÉTRON-VOLT (eV)
__________________________________________________________

Sejam 2 pontos de espaço
onde a diferença de potencial é de 1
volt. Vamos supor que um elétron
encontra-se no ponto de potencial
menor. Para transportá-lo ao ponto de
maior potencial é necessário fornecer
ao elétron a energia de 1 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 ELETRONEGATIVIDADE

____________
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:

Ao + • 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 PROPRIEDADES

QUÍMICAS

Os elementos da mesma coluna apresentam propriedades químicas
semelhantes de acordo com a construção da Tabela Periódica".

___________________________________________

1) NATUREZA DAS LIGAÇÕES
____________________________________________

Poderemos observar na Tabela os metais, semi-metais e os não metais em
áreas bem nítidas.


Observação:
O hidrogênio deve ser colocado no grupo dos não metais.
a) Quando encontramos esses elementos sob forma de substâncias simples
temos:
metais ------ átomos unidos por ligação metálica
não metais ------ átomos unidos por ligação covalente constituindo
moléculas

b) Quando um metal combina-se com 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 2 3, 0 unidades de ma s s a atômica

Mg++ 12 2 4, 2 unidades de ma s s a atômica
Al3+ 13 2 7, 0 unidades de m as s a 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 p a ss a a atrair mais os elétrons restantes

b) O núcleo do átomo ionizado p as s a a ter diâmetro menor

c) Esse elétron esta sempre colocado em nível quântico mais interno

d) O átomo ionizado pa s sa a t er diâmetro maior

e) Todas as r es p ost a s estão c er t a s

(ITA-66)

(466) Analisando a tabela da classificação periódica dos elementos,
da e sq u er d a para a direita e de cima para baixo, verificar-se-á que:
a) O raio atômico cr es c e num mesmo período

b) A eletronegatividade cresce num mesmo período

c) O raio atômico decresce numa mesma família

d) A eletronegatividade cr es c e numa mesma família

e) O numero de oxidação permanece constante num mesmo período

(ITA-66)

(467) As let r as a, b, c, d, e estão,respectivamente , relacionadas
com os números:

a) alcalinos (1) Na, K, Cs

b) al ca lin o terrosos (2) F, Br, I

c) halogênios (3) Mg, Ba, Ra

d) t er r a s 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 e s c olh i da s. 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)

═════════════════


ATOMÍSTICA
capítulo 6


A CONCEITOS DE

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

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:

OXIDAR-SE é p er der e l é t r o n s ou aum ent ar o número de
oxidação
REDUZIR-SE 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 OXIDANTES

E REDUTORES

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 NÚMERO DE

OXIDAÇÃO (Nox)

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 d iv i di do 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) Fe 3 O 4 (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 c al c ul ar S no SO4 = .

2x4 = 8 menos . . . 2 ----- +6
O carga

Calcular os Nox as si n al a d os:

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 AJUSTAMENTO

DE COEFICIENTES
PELO MÉTODO DE
Ó X ID O R E D U Ç Ã O
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+ H 2O

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 MONTAGEM

DE EQUAÇÕES
D E Ó X ID O – R E D U Ç Ã O
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] H 2O + 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 H 2O

Vejamos outro exemplo:

K2Cr2O7 + NaBr + H2SO4

OBS : O H2SO4 somente atua como oxidante quando concentrado e a
quente e se não e xi st ir 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)


(6 0 7 ) 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 in di c a da:
Cl2 + OH‾ Cl‾ + 1 C1O3‾ + H2O

sendo mantido o co e f ici ent e 1 para íon C103 ‾, qual será a soma
de todos os c oef ic ie nt e s 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 c oef ic ie nt e
1 (um) para o íon IO3 , qual s er á a soma de todos os c o ef i ci ent e s
para a equação balanceada:

Cr ( O H ) 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 el et r ont e s d) Cede oxigênio
b) C a pt a 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. Dest a maneira:

a) Z captou elét r o ns de X d) X e Z trocam elétrons
b) X ca pt o u elétrons de Z e) X e Z captam elétrons
c) X e Z cedem elétrons
MED GB-68

(631) Di z- s e 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

(6 3 3 )Adicionando-se um excesso de S O 2 ga s o s o a uma sol u çã o de
permanganto de p ot á ss i o (v iol et a), est a é descorada porque:
a) O íon MnO4‾, se transforma em Mn+2 incolor
b) O permanganto de p o t ás si o pa s sa a manganato
c) O SO2 se combina com o permanganato dando um composto in
color
d) O permanganto de p ot ás si o se oxidou
e) Nenhuma das r e s p ost as

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

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facilitar o acesso ao conhecimento a quem não pode pagar e também proporcionar aos Deficientes
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ATOMÍSTICA
capítulo 7


conceitos modernos de ácidos e bases-7

A CONCEITOS DE

LOWRY-BRONSTED

No livro 1,descrevemos as funções ÁCIDO e BASE dando-lhes conceitos
clássicos, ou seja, os conceitos de Arrhenius (1884).

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬
ÁCIDOS - substâncias que em solução aquosa libertam cations H+
BASES - substâncias que em solução aquosa libertam ânions OH‾
▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Quando foram observadas determinadas reações em soluções não aquosas,
os químicos sentiram a necessidade de ampliar os conceitos clássicos. Surgiram,
então, novos conceitos baseados nas estruturas moleculares e eletrônicas das
substâncias.

___________________

DEFINIÇÕES
___________________

Observando que todos os ácidos de Arrhenius continham hidrogênios
ionizáveis, J.N. Bronsted e T.M. Lowry propuseram, independentemente,que:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬
ÁCIDO - é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder-
PRÓTONS
BASE - é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de receber
PRÓTONS
▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬


EXEMPLOS:

Sua equação é:

Sua equação é:

H2O + NH3 OH‾ + NH +
(H+)

Pelos exemplos acima, vê-se que não podemos mais afirmar que determinada
substância (no caso a água) é 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 TEORIA

DE LEWIS

Mantendo os conceitos de ácidos e bases segundo Lowry e Bronsted,
G.N.Lewis apresentou uma nova ampliação desses conceitos, baseando-se em
estruturas eletrônicas.
Segundo Lewis:
▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬
BASE é a espécie química (íon ou molécula) que possui um ou mais pares de
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:

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Á ci d o - é a es pé ci e qu ím ic a ca p a z de ef et u ar a liga ç ã o
coordenada.
Base - é a es pé c ie química ca p az de oferecer o par
el et r ôni c o para a l i g a ç ã o co or d en a d a.
▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬

Na reação:

O HC1 é:

a) Ácido de Bronsted porque cede H+
b) Ácido de Lewis porque cede H+ que efetua ligação coordenada

0 NH3 é:
a) Base de Bronsted porque recebe H+
b) Base de Lewis porque forma ligação coordenada com H+

EXERCÍCIOS

Sejam as reações:
1) H+ + ----------H2O H3O+



2) H2O + NH3 NH4+ + OH‾

3)

4) Mg + + + 6H2O [Mg.(OH2)6]+ +

(637) São reações de ácido-base de Bronsted
a) 1 e 2 d) somente 1
b) 1, 2 e 3 e) nenhuma das respostas anteriores
c) 3 e 4

(638) São reações de ácido-base de Lewis
a) 3 e 4 d) 1 e 2
b) 1, 2, 3 e 4 e) nenhuma das reações
c) somente 3

══════════════════

C FORÇAS DE
ÁCIDOS E BASES
____________________
DEFINIÇÕES
E COMPARAÇÕES
_____________________________

Um ácido pode ter maior ou menor facilidade em ceder prótons. Quanto mais
facilmente libertar prótons, dizemos que o ácido é mais forte.
Sejam os ácidos HC1 e HBr

HC1 ↔ H+ + Cl‾

HBr ↔ H+ + Br‾


O tamanho das setas indica o grau de deslocamento da reação. Vemos que
as reações inversas têm baixas intensidades.
Pode-se definir K, (constante de dissociação) do ácido.

Onde os "colchetes" indicam as concentrações dos íons ou moléculas em
moles/litro.
Evidentemente, quanto maior for o valor de K mais dissociado estará o ácido
e diremos que o 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 f or t e 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‾ 3H O
2

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 lu or í dr i c o 6,7 x 10‾4
ac ét i c o 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 (O H) 2 ;
e) C6H5.OH HaOH P(OH)3 .

(665) Em solução aquosa todos são ba s es

(6 6 6 ) Em solução aquosa todos são á ci d o s

(6 6 7 ) Em solução aquosa temos um ác i d o e duas ba se s

CESCEM-69

(6 6 8 ) 0 ácido tric l or oa c ét ico e mais f or t e 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

(6 6 9 ) Para a nitração d o s compostos aromáticos usa-se uma mistura
de ácido s u lf úr i c o e ác i d o nít r ic o concentrado. Quando se misturam os dois
ácidos ocorre a seguinte reação:

2H2S04 + HN03 NO2+ + H2O+ + 2 HSO4-

N est a reação, o ácido nítrico funciona como:

a) oxidante d) ba s e
b) redutor e) de si dr at a nt e
c) ácido

CESCEM-69

(6 7 0 ) De acordo com a conceituação de ácidos e de b as e s, segundo
BRONSTED e LOWRY, o anion HCO3‾

a) sempre age como ácido
b) sempre age como b a s e
c) nunca é ácido nem base
d) pode agir como áci d o ou como b a se
e) só pode agir como base ao reagir com cátions

CESCEM-70

(671) De acordo com a t e or ia de Bronsted o íon amônio é:

a) um á ci d o
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 KCH COOH
3 = 1,8 x 10-5
e) KHSO4 KHCO
3‾ = 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) ác i d o 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 ind ic a, corretamente,a ordem
decr e s ce nt e da ac i de z 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

(6 9 2 ) Qual dos compostos abaixo p o ss u i maior acidez?

POUSO ALEGRE-69

(6 9 3 ) 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 di s s oc ia çã o 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 di zer que o ácido e a base mais forte de cada par são:

a) 1º. ácido e 2a. base
b) 2º. ácido e 2a. ba s e
c) 2º. ácido e 1a. ba s e
d) 1º. ácido e 1.a. ba se
e) os dados são insuficientes para responder

MARÍLIA-68

(699) No fim de uma experiência é necessário lavar a aparelhagem
dos r est o s de anilina. Pode-se usar com maior ef i ci ên ci a:

a) água
b) solução diluída de s o d a
c) água acidulada com ácido clorídrico
d) nenhuma das alternativas convém
e) não é p o ss ív el remover os r est o s de anilina

MARÍLIA-69

(7 0 0 ) A diminuição das propriedades básicas das aminas t er c iárias e
devido com maior pr o b a bil i da d e:

a) ao aumento da densidade eletrônica em volta do átomo de nitrogênio
como conseqüência do efeito indutivo dos radicais al q uil a que repelem elétrons

b) à diminuição da d en si d a de eletrônica em volta do átomo de nitrogênio
como conseqüência do e f eit o indutivo dos radicais alquila que atraem elétrons

c) a um ef eit o e st ér i c o que aumenta com o tamanho dos r a d ic ai s
al q uil a ligados ao nitrogênio

d) às aminas terciárias que possuem maior ba si ci d a de d o que as
primárias e secundárias

e) nenhuma das alternativas anteriores
MARÍLIA-69

═══════════════


RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS E TESTES
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
369) b
370) a
371) c
372) a
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
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
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
669) d
670) d
671) a
672) c
673) c
674) c
675) errada, errada
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
698) a
699) c
700) c

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