SUBSTANCIAS DE COORDENAÇÃO - LIVRO

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CURSO DE PÓS-GRADUAÇÃO 
“LATO SENSU” (ESPECIALIZAÇÃO) A DISTÂNCIA 
 QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
Ruy Carvalho 
Walclée de Carvalho Melo 
Mário César Guerreiro 
 
 
 
 
 
Universidade Federal de Lavras - UFLA 
Fundação de Apoio ao Ensino, Pesquisa e Extensão - FAEPE 
Lavras - MG 
 
Parceria 
 Universidade Federal de Lavras - UFLA 
 Fundação de Apoio ao Ensino, Pesquisa e Extensão - FAEPE 
Reitor 
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Vice-Reitor 
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Diretor da Editora 
 Marco Antônio Rezende Alvarenga 
Pró-Reitor de Pós-Graduação 
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Pró-Reitor Adjunto de Pós-Graduação “Lato Sensu” 
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Coordenador do Curso 
Walcleé de Carvalho Melo 
Presidente do Conselho Deliberativo da FAEPE 
 Luis Antônio Lima 
Editoração 
 Centro de Editoração/FAEPE 
Impressão 
 Gráfica Universitária/UFLA 
 
Ficha Catalográfica preparada pela Divisão de Processos Técnicos 
da Biblioteca Central da UFLA 
 
 
Carvalho, Ruy 
 
Química inorgânica / Ruy Carvalho, Wlaclée de Carvalho Melo, Mário César 
Guereiro. UFLA/FAEPE, 2006. 
. 
145p. il Curso de pós-graduação "Lato Sensu" (Especialização) a Distância : 
Química. 
 
Bibliografia 
 
1. Química inorgânica. 2. Complexos. 3. Quelatos. 4. campo cristalino. I. Melo, 
W.C. II. Guereiro, M.C. III. Universidade Federal de Lavras. IV Fundação de Apoio 
ao Ensino, Pesquisa e Extensão. V. Título. 
 
CDD – 546 
 
Nenhuma parte desta publicação pode ser reproduzida, 
por qualquer meio, sem a prévia autorização da FAEPE. 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
PARTE I - QUÍMICA DESCRITIVA DOS ELEMENTOS 
1 ELEMENTOS DO BLOCO s ...................................................................................... 10 
INTRODUÇÃO............................................................................................................ 10 
1.1 GRUPO I – METAIS ALCALINOS...................................................................... 10 
1.1.1 Estrutura Eletrônica ............................................................................... 10 
1.1.2 Propriedades Gerais .............................................................................. 11 
1.1.3 Propriedades Químicas ......................................................................... 12 
1.1.4 Solubilidade e Hidratação ...................................................................... 12 
1.1.5 Extração dos Metais .............................................................................. 13 
1.2 GRUPO II – METAIS ALCALINOS TERROSOS................................................ 13 
1.2.1 Estrutura Eletrônica ............................................................................... 13 
1.2.2 Propriedades Gerais .............................................................................. 14 
1.2.3 Comportamento Anômalo do Berílio. ..................................................... 15 
1.2.4 Propriedades Químicas ......................................................................... 15 
1.2.5 Extração dos Metais .............................................................................. 17 
1.3 PROBLEMAS (GRUPO I)................................................................................... 18 
1.4 PROBLEMAS (GRUPO II).................................................................................. 20 
2 ELEMENTOS DO BLOCO p ...................................................................................... 22 
2.1 GRUPO III .......................................................................................................... 22 
2.1.1 Propriedades Gerais .............................................................................. 22 
2.1.2 Caráter Eletropositivo ............................................................................ 23 
2.1.3 Extração dos Elementos ........................................................................ 24 
2.1.4 Complexos............................................................................................. 24 
 
 
 
2.2 GRUPO IV.......................................................................................................... 24 
2.2.1 Propriedades Gerais .............................................................................. 25 
2.2.2 Caráter Metálico e Não-Metálico ........................................................... 25 
2.2.3 Diferenças Entre Carbono, Silício e os Outros Elementos..................... 25 
2.2.4 Efeito do par inerte................................................................................. 26 
2.3 GRUPO V........................................................................................................... 26 
2.3.1 Estrutura Eletrônica e Estados de Oxidação ......................................... 26 
2.3.2 Tipo de Ligação ..................................................................................... 27 
2.3.3 Caráter Metálico e Não-Metálico ........................................................... 27 
2.3.4 Diferenças entre N e os outros Elementos ............................................ 27 
2.3.5 Ocorrência e Extração ........................................................................... 28 
2.4 GRUPO VI .......................................................................................................... 28 
2.4.1 Estrutura Eletrônica e Estados de Oxidação ......................................... 29 
2.4.2 Caráter Metálico e Não-Metálico ........................................................... 30 
2.4.3 Diferença entre O e os outros Elementos .............................................. 30 
2.4.4 Usos dos Elementos .............................................................................. 30 
2.4.5 Ocorrência e Extração ........................................................................... 30 
2.4.6 Polimorfismo .......................................................................................... 31 
2.4.7 Propriedades Gerais dos Óxidos ........................................................... 31 
2.5 GRUPO VII – OS HALOGÊNIOS ....................................................................... 33 
2.5.1 Estrutura Eletrônica e Estados de Oxidação ......................................... 33 
2.5.2 Propriedades Gerais .............................................................................. 34 
2.5.3 Poder Oxidante...................................................................................... 34 
2.5.4 Reatividade dos Elementos ................................................................... 35 
2.5.5 Separação dos Elementos..................................................................... 36 
2.5.6 Óxidos Halogenados.............................................................................. 37 
2.5.7 Propriedades Básicas dos Halogênios .................................................. 41 
2.6 GRUPO 0 – OS GASES NOBRES..................................................................... 42 
2.6.1 Estrutura Eletrônica e Propriedades Gerais........................................... 42 
2.7 PROBLEMAS ..................................................................................................... 43 
2.7.1 Grupo III................................................................................................. 43 
2.7.2 Grupo IV ................................................................................................ 44 
2.7.3 Grupo V ................................................................................................. 45 
 
 
2.7.4 Grupo VI ................................................................................................ 46 
2.7.5 Grupo VII ............................................................................................... 47 
2.7.6 Gases nobres ........................................................................................ 48 
3 ELEMENTOS DO BLOCO d ......................................................................................50 
3.1 PROPRIEDADES GERAIS................................................................................. 50 
3.1.1 Densidade.............................................................................................. 51 
3.1.2 Pontos de Fusão e Ebulição .................................................................. 51 
3.1.3 Reatividade dos Metais.......................................................................... 51 
3.1.4 Cor ......................................................................................................... 51 
3.1.5 Propriedades Magnéticas ...................................................................... 51 
3.1.6 Propriedades Catalíticas........................................................................ 52 
3.1.7 Valência Variável ................................................................................... 52 
3.1.8 Capacidade para formar Complexos ..................................................... 54 
3.1.9 Não-Estequiometria ............................................................................... 54 
3.1.10 Abundância............................................................................................ 54 
3.2 GRUPO DO ESCÂNDIO .................................................................................... 55 
3.2.1 Introdução.............................................................................................. 55 
3.2.2 Ocorrência, separação, obtenção e usos ............................................. 55 
3.2.3 Estado de oxidação ............................................................................... 56 
3.2.4 Tamanho................................................................................................ 56 
3.2.5 Propriedades químicas .......................................................................... 57 
3.2.6 Complexos............................................................................................. 58 
3.3 GRUPO DO TITÂNIO......................................................................................... 59 
3.3.1 Ocorrência e abundância....................................................................... 60 
3.3.2 Obtenção e usos.................................................................................... 60 
3.3.3 Estados de oxidação.............................................................................. 62 
3.4 GRUPO DO VANÁDIO....................................................................................... 63 
3.4.1 Abundância, obtenção e usos................................................................ 63 
3.4.2 Estados de Oxidação............................................................................. 65 
3.5 GRUPO DO CROMO ......................................................................................... 66 
3.5.1 Abundância, obtenção e usos................................................................ 66 
 
 
 
3.6 GRUPO DO MANGANÊS................................................................................... 69 
3.6.1 Abundância, obtenção e usos................................................................ 70 
3.6.2 Estados de oxidação.............................................................................. 71 
3.7 GRUPO DO FERRO .......................................................................................... 73 
3.8 GRUPO DO COBALTO...................................................................................... 77 
3.9 GRUPO DO NÍQUEL.......................................................................................... 78 
3.10 GRUPO DO COBRE .......................................................................................... 81 
3.11 GRUPO DO ZINCO............................................................................................ 84 
3.12 PROBLEMAS (BLOCO D).................................................................................. 88 
4. ELEMENTOS DO BLOCO f ....................................................................................... 89 
4.1 LANTANÍDEOS .................................................................................................. 89 
4.1.1 Configuração eletrônica ......................................................................... 89 
4.1.2 Estados de Oxidação............................................................................. 90 
4.1.3 Abundância de Isótopos ........................................................................ 92 
4.1.4 Obenção e usos..................................................................................... 93 
4.1.5 Separação dos Lantanídeos .................................................................. 94 
4.1.6 Precipitação ........................................................................................... 95 
4.1.7 Reação Térmica .................................................................................... 95 
4.1.8 Cristalização Fracionada ....................................................................... 95 
4.1.9 Formação de complexos........................................................................ 95 
4.1.10 Extração com Solvente .......................................................................... 96 
4.1.11 Variação de Valência ............................................................................. 96 
4.1.12 Troca Iônica ........................................................................................... 97 
4.1.13 Propriedades químicas dos compostos com estado de 
oxidação (+3) ......................................................................................... 97 
4.1.14 Estados de Oxidação (+4) ................................................................... 100 
4.1.15 Estados De Oxidação (+2)................................................................... 101 
4.1.16 Solubilidade ......................................................................................... 102 
4.1.17 Cor e Espectros ................................................................................... 102 
4.1.18 Contração Lantanídica......................................................................... 104 
4.1.19 Complexos........................................................................................... 105 
 
 
 
PARTE - II - COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO........................................................ 107 
 
1 INTRODUÇÃO.......................................................................................................... 108 
1.1 CONCEITOS .................................................................................................... 109 
1.2 CLASSIFICAÇÃO DOS PRINCIPAIS LIGANTES. ........................................... 111 
1.3 GEOMETRIAS MAIS COMUNS DOS COMPLEXOS....................................... 112 
1.3.1 Número de coordenação 2 .................................................................. 112 
1.3.2 Número de coordenação 4 .................................................................. 112 
1.3.3 Número de coordenação 6 .................................................................. 113 
1.3.4 Quelatos .............................................................................................. 113 
1.4 NOMENCLATURA DE COMPLEXOS.............................................................. 114 
1.5 QUESTIONÁRIO E EXERCÍCIOS.................................................................... 117 
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS NOS COMPLEXOS............................................................ 119 
2.1 TEORIA DAS LIGAÇÕES DE VALÊNCIA (TLV). ............................................. 119 
2.2 TEORIA DO CAMPO CRISTALINO (TCC)....................................................... 124 
2.2.1 Fundamentos....................................................................................... 124 
2.2.2 Propriedades Magnéticas dos Complexos........................................... 127 
2.2.3 PropriedadesEspectrais dos Complexos. ........................................... 128 
2.3 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES...................................................... 128 
2.4 ESTABILIDADE RELATIVA ENTRE ALGUNS COMPLEXOS DE 
METAIS DE TRANSIÇÃO ................................................................................ 138 
2.4.1 Efeito quelato....................................................................................... 138 
2.4.2 Isomeria ............................................................................................... 141 
2.4.3 Doadores π .......................................................................................... 143 
2.4.4 Receptores π ....................................................................................... 143 
QUESTIONÁRIO E EXERCÍCIOS. ................................................................................. 143 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS................................................................................ 145 
 
 
 
 
 
 
 
 
PREFÁCIO 
 
A demanda por reciclagem por parte dos profissionais da química, notadamente 
professores do Ensino Médio e Superior da região de Lavras (MG), serviu de base para 
elaboração do presente texto. Despretensiosa a princípio, esta obra passou, numa 
segunda fase, a se constituir numa grande motivação para os seus autores. As causas 
foram (e ainda são) as mais diversas: o aumento da procura, antes regional, para 
nacional; o desafio de ensinar química à distância sem perder a qualidade, uma 
característica centenária da Universidade Federal de Lavras; abdicar de transmitir 
conceitos habitualmente sedimentados através da prática laboratorial de repente 
substituída por recursos de comunicação como o computador, a postagem e a telefonia; e 
a interação aluno-professor às vezes invertendo uma lógica tradicional, qual seja, ao invés 
de “ensinar”, muitas vezes o professor passou a “aprender” com a experiência bem 
vivenciada pelos pós graduandos e jamais experimentada no intramuros do campus 
universitário. 
Por tudo isso, e sempre dispostos a receber e a incorporar críticas e sugestões de 
enriquecimento deste texto, podemos afirmar sem medo de errar, que a pós graduação à 
distância em química não é, como os fenômenos físicos, apenas uma transformação 
material de caráter mais passageiro, mas algo mais profundo, que, como os fenômenos 
químicos perdura, modifica, se estabelece. 
 
 os autores. 
 
 
 
 
 
 
 
PARTE I 
 
 
 
 
 
QUÍMICA DESCRITIVA 
DOS ELEMENTOS 
 
 
 
 
1 
ELEMENTOS DO BLOCO s 
INTRODUÇÃO 
Os metais alcalinos formam um grupo homogêneo de elementos extremamente 
reativos. Suas propriedades químicas e físicas são facilmente interpretadas em termos de 
suas configurações eletrônicas, ns1. Compostos de Na e K são conhecidos, desde a 
antigüidade e são essenciais à vida. 
Os elementos do grupo II ou alcalino-terrosos exemplificam e continuam as 
tendências observadas para os metais alcalinos. 
1.1 GRUPO I – METAIS ALCALINOS 
TABELA 1: Símbolos e estruturas eletrônicas de alguns elementos do Grupo I. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica 
Lítio Li [He] 2s1 
Sódio Na [Ne] 3s1 
Potássio K [Ar} 4s1 
Rubídio Rb [Kr] 5s1 
Césio Cs [Xe] 6s1 
Frâncio Fr [Rn] 7s1 
 
1.1.1 Estrutura Eletrônica 
Todos os elementos do Grupo I possuem um elétron s em seu orbital esférico. Não 
considerando as camadas internas, as estruturas eletrônicas podem ser escritas: 2s1, 3s1, 
4s1, 5s1, 6s1 e 7s1. Devido às semelhanças nas estruturas eletrônicas desses elementos, 
Elementos do Bloco s 
 
11 
seria de se esperar muitas semelhanças no comportamento químico. Os elementos são 
tipicamente moles, altamente reativos, metais univalentes, que formam compostos iônicos 
incolores. 
1.1.2 Propriedades Gerais 
Os átomos são os maiores, em seus períodos correspondentes, na tabela periódica, 
e quando o elétron externo é removido para dar um íon positivo, a carga positiva nos 
núcleos se torna maior do que o número de elétrons, tanto que os elétrons são atraídos 
para os núcleos e o íon é menor do que o átomo correspondente. Mesmo assim, os íons 
são muito grandes e aumentam de tamanho do Li para o Fr, quando elétrons extras são 
adicionados. Devido ao grande tamanho, estes elementos possuem densidade baixa. 
Com o aumento do tamanho dos átomos, os elétrons ficam mais afastados dos núcleos e 
são menos fortemente atraídos, tanto que o potencial de ionização diminui. 
Estes elementos podem emitir elétrons, quando irradiados com luz – daí o uso do 
césio e do potássio em células fotoelétricas. Os elétrons podem também ser excitados a 
um nível de energia superior, por exemplo, no teste de chama. Quando os elétrons voltam 
para suas posições iniciais, emitem a energia extra obtida. Neste caso, a quantidade de 
energia é pequena; portanto, ela aparece como luz visível. Isto explica as colorações de 
chama característica produzidas por estes elementos. 
Os valores da eletronegatividade para os elementos deste grupo são muito 
pequenos. Assim, quando estes elementos reagem com outros elementos, para formar os 
compostos, é provável que se tenha uma grande diferença de eletronegatividade entre os 
dois átomos, formando-se, portanto, ligações iônicas. A química dos metais alcalinos é 
mais do que a dos seus íons. 
TABELA 2: Parâmetros atômicos de alguns elementos do Grupo I. 
Símbolo Raio 
Atômico 
Å 
Raio 
Iônico 
Å 
Densi-
dade 
g/cc 
Potencial 
Ionização 
eV 
Eletrone-
gatividade 
P.E. 
ºC 
Abundân-
cia crosta 
ppm 
Li 1,23 0,60 0,54 5,4 1,0 181 65 
Na 1,57 0,95 0,97 5,1 0,9 98 28300 
K 2,03 1,33 0,86 4,3 0,8 63 25900 
Rb 2,16 1,48 1,53 4,2 0,8 39 310 
Cs 2,35 1,69 1,87 3,9 0,7 29 7 
 
Os pontos de fusão e os pontos de ebulição são muitos baixos e diminuem com o 
aumento de dimensão. O ponto de fusão do lítio é bastante diferente dos outros 
elementos e, em geral, o primeiro elemento de cada grupo difere apreciavelmente do 
resto de grupo. 
 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
12 
O sódio e o potássio são o sexto e o sétimo elementos mais abundantes na crosta 
terrestre, mas o frâncio não ocorre apreciavelmente na natureza, pois é reativo e possui 
um período de meia-vida pequeno. 
Todos os íons metálicos possuem as configurações de gás inerte; assim, eles não 
possuem elétrons desemparelhados e são diamagnéticos e incolores. De fato, todos os 
compostos formados pelos metais do Gupo I são brancos, exceto aqueles cujos radicais 
ácidos são coloridos, por exemplo cromatos e permanganatos. 
1.1.3 Propriedades Químicas 
Quimicamente estes elementos são muito reativos e perdem o brilho rapidamente ao 
ar, formando o óxido (ou o nitreto no caso do lítio). Descendo o grupo desde o lítio até o 
césio, a reação com água aumenta em violência, liberando hidrogênio e formando 
hidróxidos que são as bases mais fortes conhecidas. O hidróxido de sódio é produzido em 
grande escala pela eletrólise da salmora (processo de Nelson ou Castner Kellner) ou do 
Na2CO3 com cal ou óxido férrico (processo de Gossages e Ferrite). Formam-se os óxidos, 
quando os metais são queimados ao ar; lítio forma o monóxido Li2O; o sódio forma o 
peróxido Na2O2 e os outros, superóxidos do tipo MO2. O monóxido é iônico 2 Li
+ e O-2; o 
peróxido contém o íon [-O-O-]-2 e os superóxidos contêm um terceiro elétron ligante, que 
o torna paramagnético e colorido. Os outros óxidos são preparados dissolvendo-se o 
metal em amônia líquida, que 
O O
...
-
 
 
reage desta forma com a quantidade adequada de oxigênio. Os óxidos típicos M2O são 
óxidos básicos fortes, que reagem com água, formando bases fortes. Estes hidróxidos 
alcalinos são as mais fortes bases conhecidas e, exceto o LiOH, são todos muito solúveis 
em água e são termicamente estáveis, o que ilustra a natureza eletropositiva forte dos 
metais. Os óxidos e superóxidos são agentes oxidantes e reagem com água e ácido,dando H2O2 e O2. Os metais reagem com hidrogênio, com menos facilidade do Li→Cs, 
formando hidretos iônicos ou salinos M+H-. Estes contêm o íon H- e o hidrogênio é 
libertado durante a eletrólise no ânodo. Os hidretos reagem com água, libertando 
hidrogênio, e o hidreto de lítio é uma útil fonte de hidrogênio, pois possui um baixo peso 
molecular e libera mais hidrogênio do que o que contém. 
 
LiH + H2O → LiOH + H2 
 
1.1.4 Solubilidade e Hidratação 
Todos os sais são solúveis em água e, embora o lítio, o menor íon, devesse 
conduzir a eletricidade melhor do que os outros íons maiores, os resultados das medidas 
Elementos do Bloco s 
 
13 
da condutividade em solução aquosa resultam na seguinte ordem Cs+ > Rn+ > K+ > Na+ > 
Li+ . Isto, porque os íons estão hidratados em solução. O Li+ é facilmente hidratado, 
portanto se move lentamente, e o Cs+, o menos hidratado, move-se mais rapidamente. A 
diminuição de hidratação Li → Cs é também demonstrada nos sais cristalinos, pois 
praticamente todos os sais de lítio são hidratados; muitos sais de sódio, poucos sais de 
potássio e nenhum sal de rubídio ou de césio são hidratados. Como todos os sais simples 
são solúveis em água, estes metais são precipitados em análise química como sais 
menos comuns, como o cobaltinitrito de potássio K3[Co(NO2)6], perclorato de potássio 
KClO4 ou acetato de uranilo e sódio Na[UO2(Ac)3]. 
1.1.5 Extração dos Metais 
Os metais deste grupo são, dos agentes redutores químicos conhecidos, os mais 
fortes e não são preparados pela redução de óxidos. Como os metais são tão 
eletropositivos que reagem com a água, não teria sucesso a tentativa de substituir um 
elemento da solução por outro mais acima na série eletroquímica. A eletrólise de soluções 
aquosas para se obter o metal também não dá resultado, a menos que seja utilizado um 
cátodo de mercúrio, isto quando for possível a formação de amálgamas, mas é difícil a 
recuperação do metal puro da amálgama. Todos os metais são isolados por eletrólise, 
geralmente do haleto fundido, com adição de impurezas para abaixar o ponto de fusão. 
Assim, o sódio é obtido pelo processo Dows (eletrólise do NaCl com adição de CaCl2) ou 
pelo processo Castner, que utiliza hidróxido de sódio fundido. 
1.2 GRUPO II – METAIS ALCALINOS TERROSOS 
TABELA 3: Símbolos e estruturas eletrônicas de alguns elementos do Grupo II. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica 
Berílio Be [He] 2s2 
Magnésio Mg [Ne] 3s2 
Cálcio Ca [Ar} 4s2 
Estrôncio Sr [Kr] 5s2 
Bário Ba [Xe] 6s2 
Rádio Ra [Rn] 7s2 
 
1.2.1 Estrutura Eletrônica 
Todos os elementos do Grupo II possuem dois elétrons s em seu orbital mais 
externo: não considerando os orbitais internos completos, suas estruturas eletrônicas 
podem ser escritas 2s2, 3s2, 4s2, 5s2, 6s2 e 7s2. Sendo tipicamente divalentes, formam 
uma série bem graduada de metais altamente reativos, geralmente formando compostos 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
14 
iônicos incolores e menos básicos do que os do Grupo I. O berílio apresenta diferenças 
consideráveis do resto do grupo e relações diagonais análogas com o alumínio do Grupo 
III. 
1.2.2 Propriedades Gerais 
O berílio não é muito conhecido, parcialmente porque não é muito abundante e 
parcialmente porque é difícil de ser extraído. O magnésio e o cálcio são muito abundantes 
e estão entre os sete elementos mais comuns da crosta terrestre. O estrôncio e o bário 
são muito menos abundantes, mas são bem conhecidos, pois ocorrem como minerais 
concentrados e são facilmente extraídos, enquanto que o rádio é extremamente escasso 
e sua radioatividade é mais importante do que sua química. 
Os átomos são grandes, mas são menores do que os dos átomos dos elementos 
correspondentes do Grupo I, pois a carga extra no núcleo atrai os elétrons orbitais. 
Analogamente, os íons são grandes, mas são menores do que os do Grupo I, 
especialmente porque a remoção de dois elétrons orbitais aumenta ainda mais a carga 
nuclear efetiva. Assim, estes elementos são mais densos e mais duros do que os metais 
do Grupo I e são mais eletronegativos (Tabela 4). 
TABELA 4: Caracteristicas físico-químicas dos elementos do Grupo II. 
Símbolo 
Raio 
Atômico 
Å 
Raio 
Iônico 
M+2 (Å) 
Densida-
de 
g/cc 
Potencial 
Ionização 
10 (eV) 
Potencial 
Ionização 
20 (eV) 
Eletrone- 
gatividade 
Abundân- 
cia crosta 
ppm 
Be 0,89 0,31 1,8 9,3 18,2 1,5 6 
Mg 1,36 0,65 1,7 7,6 15,0 1,2 20900 
Ca 1,74 0,99 1,6 6,1 11,9 1,0 36300 
Sr 1,91 1,13 2,6 5,7 11,0 1,0 300 
Ba 1,98 1,35 3,5 5,2 10,0 0,9 250 
Ra --- 1,50 5,0 5,3 10,1 --- 1,3 x 10-6 
 
Os compostos são sempre divalentes e iônicos. Como os átomos são menores do 
que os do Grupo I, os elétrons são mais fortemente atraídos pelo núcleo, tanto que a 
energia necessária para remover o primeiro elétron (primeiro potencial de ionização) é 
maior do que a do Grupo I. Uma vez removido um elétron, a relação entre as cargas 
nucleares e os elétrons orbitais aumenta, tanto que os elétrons restantes são mais 
fortemente atraídos e a energia necessária para remover um segundo elétron é, 
aproximadamente, o dobro da requerida pelo primeiro. A energia extra para a remoção do 
segundo elétron é compensada pela energia de retículo nos cristais ou pela energia de 
solvatação em solução. Os compostos são mais facilmente hidratados do que os do 
Grupo I, por exemplo, MgCl2.6H2O, CaCl2.6H2O, BaCl2.2H2O. A solubilidade da maioria 
dos sais diminui com o aumento do peso atômico, embora esta tendência seja invertida 
Elementos do Bloco s 
 
15 
para os fluoretos e hidróxidos. Como os íons divalentes possuem uma estrutura de gás 
inerte, sem elétrons desemparelhados, seus compostos são diamagnéticos e incolores, a 
menos que o radical ácido seja colorido. 
1.2.3 Comportamento Anômalo do Berílio 
O berílio difere do resto do grupo, em parte porque é extremamente pequeno e, em 
parte, devido à sua comparativamente alta eletronegatividade. Assim, quando o berílio 
reage com outro átomo, a diferença em eletronegatividade é raramente grande e o berílio 
é predominantemente covalente em seus compostos. Seus sais são muito hidrolisáveis. 
Além disso, os sais de berílio nunca possuem mais do que quatro moléculas de água de 
cristalização, provavelmente porque existem somente quatro orbitais disponíveis na 
segunda camada de elétrons, enquanto que o magnésio pode ter um número de 
coordenação seis pelo uso de alguns dos orbitais 3d tão bem como o 3s e o 3p. 
1.2.4 Propriedades Químicas 
Os metais são menos eletropositivos do que os do Grupo I, mas ainda regem com a 
água, formando hidrogênio e hidróxidos metálicos. O berílio não é típico e existem 
algumas dúvidas se reage com vapor d’água, formando o óxido BeO, ou se não consegue 
reagir totalmente. O magnésio decompõe a água quente e os outros metais regem com 
água fria. O hidróxido de berílio (Be(OH)2) é anfótero; os outros aumentam em força 
básica na ordem Mg para o Ba. As soluções de hidróxido de cálcio e hidróxido de bário 
são usadas como água de cal e de barita para detectar o dióxido de carbono. O excesso 
de CO2 produz bicarbonatos solúveis, eliminando a turbidez. 
 
Ca+2 + CO2 CaCO3 + H2O Ca+2(HCO3)2
-CO2
excesso de
solúvelprecipitado branco
insolúvel 
 
Estes bicarbonatos são somente estáveis em solução e sua decomposição em 
carbonatos é a razão da formação de estalactite e de estalamagnite. 
Todos os elementos deste grupo queimam em oxigênio dando óxidos iônicos MO 
(Tabela 5). Assim, todos os óxidos possuem uma estrutura tipo cloreto de sódio, exceto o 
berílio, que possui um arranjo do tipo sulfeto de zinco (wurtzita). 
A deficiência na previsão da relação de raios para o SrO e BaO mostra que a 
relação de raios não é o único fator envolvido. À medida que os átomos se tornam 
maiores, o potencial de ionização diminui e os elementos se tornam mais básicos. Assim, 
o óxido de berílio é insolúvel em água, mas dissolve-se em ácido, dando sais e em álcalis, 
dando beritatos, que deixados em repouso precipitamo hidróxido. Portanto é anfótero. O 
óxido de magnésio reage com água dando o hidróxido de magnésio Mg(OH)2, que é 
fracamente básico. O óxido de cálcio reage muito facilmente com água e o hidróxido de 
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16 
cálcio (Ca(OH)2) é uma base moderadamente forte, enquanto que os hidróxidos de 
estrôncio e de bário são bases mais fortes. Os óxidos são geralmente preparados pela 
decomposição térmica de carbonatos, nitratos ou hidróxidos. O aumento da força básica é 
ilustrada pela temperatura na qual os compostos se decompõem; BeCO3 < 100ºC, MgCO3 
< 540ºC, CaCO3 < 900ºC, SrCO3 < 1290ºC, BaCO3 < 1360ºC. O óxido de cálcio é 
preparado em grande escala, aquecendo-se o CaCO3 em fornos de cal, e é utilizado na 
preparação de Na2CO3, NaOH, CaC2, em pó de branquear, vidro e cimento. A facilidade 
com que os peróxidos se formam aumenta com o tamanho dos átomos. O peróxido de 
bário, BaO2, se forma na passagem de ar sobre o BaO à 500ºC. Em altas pressões e 
temperaturas pode-se formar o peróxido de estrôncio. O peróxido de cálcio não se forma 
deste modo, mas pode ser obtido com hidrato, aquecendo-se o hidróxido de cálcio com 
peróxido de hidrogênio e depois desidratando o produto. O peróxido de magnésio tem 
sido obtido utilizando-se peróxido de hidrogênio, mas não é conhecido o peróxido de 
berílio. Os peróxidos são sólidos iônicos brancos, formados por íons [O-O]-2 e podem ser 
considerados como sais do muito fraco ácido peróxido de hidrogênio. Quando tratados 
com ácido, forma-se o peróxido de hidrogênio. 
TABELA 5: Óxidos de elementos do Grupo II. 
 
Óxido 
Relação de raios 
M+2/O-2 
Número de 
coordenação 
previsto 
Número de 
coordenação 
encontrado 
BeO 0,22 4 4 
MgO 0,44 6 6 
CaO 0,56 6 6 
SrO 0,81 8 6 
BaO 0,96 8 6 
 
Todos os elementos, com exceção do berílio, formam hidretos, MH2, por combinação 
direta, tendo sido obtido o hidreto de berílio impuro pela redução do cloreto de berílio pelo 
hidreteo de alumínio e lítio Li[AlH4]. Todos eles são agentes redutores, que reagem com 
água e liberam hidrogênio, mas o hidreto de berílio e o de magnésio são, provavelmente, 
polímeros covalentes (estrutura em ponte), enquanto que o hidreto de cálcio, estrôncio e 
bário são iônicos (salinos). 
Todos os metais combinam-se diretamente com os halogênios numa temperatura 
apropriada, formando haletos MX2. Estes também podem ser formados pela ação do 
ácido halogenídrico sobre o metal, ou sobre o carbonato. Os haletos de berílio são 
covalentes, higroscópicos e fumegam ao ar devido à hidrólise. Os fluoretos MF2 são 
quase todos insolúveis. Os outros haletos metálicos são iônicos e facilmente solúveis em 
água. A solubilidade diminui um pouco com o aumento do número atômico, exceto entre 
os fluoretos. Os haletos são higroscópicos e formam hidratos. O CaCl2 é um agente 
Elementos do Bloco s 
 
17 
secante bem conhecido e o MgCl2 anidro é importante na extração eletrolítica do 
magnésio. 
Em contrate com os elementos do Grupo I, os elementos alcalinos terrosos queimam 
em atmosfera de nitrogênio, formando os nitretos M3N. O composto do berílio é bastante 
volátil; os outros não o são. Todos eles são sólidos cristalinos incolores que se 
decompõem pelo aquecimento e reagem com a água, libertando amônia, e formam o 
óxido metálico ou o hidróxido. 
Os carbetos iônicos MC2 formam-se quando aquecemos os metais Mg – Ba ou seus 
óxidos com o carbono. Todos eles possuem a estrutura do tipo do cloreto de sódio com o 
M+2 substituindo o Na+ e o CC-2 substituindo o Cl-. O carbeto de cálcio é o mais 
conhecido: reage com a água, libertando acetileno, e é também chamado de acetileto. 
 
CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2 
 
 
O berílio forma o Be2C com o C e BeC2 com o acetileno. O primeiro é um metileno 
que libera metano com água. O MgC2 por aquecimento forma o Mg2C3 que é um alileto, 
pois com água liberta alileno (metilacetileno). 
Todos os metais libertam hidrogênio dos ácidos, embora o berílio reaja lentamente. 
O hidróxido de sódio também libera hidrogênio, quando tratado com berílio, mas não afeta 
os outros metais. Este fato ilustra o aumento nas propriedades básicas do anfótero para o 
básico, descendo pelo grupo. 
A maioria dos sais é solúvel. Os sulfatos de cálcio, estrôncio e de bário são 
insolúveis. Este é um fator útil na análise qualitativa. 
1.2.5 Extração dos Metais 
Os metais deste grupo, não são facilmente obtidos por redução química, pois são 
agentes redutores fortes e formam carbetos. São fortemente eletropositivos e desta forma 
as soluções aquosas não podem ser empregadas na substituição de um metal por outro, 
ou por eletrólise, devido à reação do metal com a água. Na eletrólise, pode ser utilizado 
um cátodo de mercúrio, mas é difícil a recuperação do metal do amálgama. Todos os 
metais podem ser obtidos na eletrólise do cloreto fundido, com adição de cloreto para 
abaixar o ponto de fusão, embora o estôncio e o bário tendam a formar uma suspensão 
coloidal. O berílio é, muitas vezes, extraído na forma de complexo, tetrafluorberilato de 
sódio, Na2[BeF4], que é transformado no hidróxido e depois no óxido. O mais antigo 
processo de extração do berílio do silicato não reativo, mineral berílio, envolve tratamento 
térmico ou fusão com álcali, seguido por tratamento com ácido sulfúrico, resultando 
BeSO4 solúvel. O berílio muito puro e o óxido de berílio têm sido utilizados em reatores 
nucleares, sendo o acetato básico obtido por destilação sob pressão reduzida e depois 
decomposto por aquecimento. O berílio é também usado em ligas. O magnésio é um 
metal estrutural importante. Forma muitas ligas e também os reagentes de Grignard, 
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18 
como o C2H5MgBr. Foi inicialmente preparado, aquecendo-se o óxido de magnésio e 
carbono a 2000°C e resfriando rapidamente o gás para evitar um estado de equilíbrio: 
 
MgO + C ↔ Mg + CO 
 
Atualmente, é preparado comercialmente pelo processo Pidgeon por redução do 
óxido de magnésio com ferrossilício e aqlumínio. O estrôncio e o bário são obtidos a partir 
de seus óxidos pela redução com alumínio (aluminotermia). 
 
1.3 PROBLEMAS (GRUPO I) 
1. Por que os elementos do Grupo I são: 
a) monovalentes; 
b) essencialmente iônicos; 
c) agentes redutores fortes; 
d) agentes complexantes fracos; 
e) por que eles apresentam menores valores para a primeira energia de ionização nos 
respectivos períodos? 
 
2. Por que os metais do Grupo I são moles, têm baixo ponto de fusão e baixa densidade? 
 
3. O lítio é o menor íon do Grupo I. Seria de esperar para ele a maior mobilidade iônica e, 
portanto, soluções de sais de césio. Explique porque isso não ocorre. 
 
4. Por que motivo o lítio tem maior tendência de formar compostos covalentes que os 
demais elementos do Grupo I? 
 
5. O raio atômico do lítio é de 1,23 Å. Removendo-se o elétron mais externo, o raio do Li+ 
passa a ser 0,76 Å. Supondo que a diferença de raios se relaciona ao espaço ocupado 
pelo elétron 2s, calcule a porcentagem do volume do átomo de lítio que é ocupado 
pelo único elétron de valência. Essa suposição é razoável? (volume da esfera 4/3 πr3). 
 
6. Por que, e de que maneira o lítio se assemelha ao magnésio? 
 
7. Quais os produtos formados quando cada um dos metais do Grupo I é queimado em 
oxigênio? O que resulta da reação desses produtos com água? Utilize a teoria dos 
orbitais moleculares para descrever a estrutura dos óxidos formados pelo sódio e pelo 
potássio. 
 
8. Explique as diferentes reatividades dos metais do Grupo I com água. 
 
9. As energias de ionização dos elementos do Grupo I sugerem que o césio deve ser o 
mais reativo, mas os potenciais de eletrodo padrão sugerem que o lítio é o mais 
reativo. Explique esta observação, aparentemente antagônica. 
Elementos do Bloco s 
 
19 
10. Descreva um método de obtenção de hidreto de lítio. Represente com equações 
químicas duas propriedades importantes deste composto. O hidreto de lítio pode ser 
representado isoeletronicamentecomo Li+ e H-. Qual desses dois íons é maior? 
Explique. 
 
11. Represente através de equações as reações entre sódio e: 
a) H2O, 
b) H2, 
c) Grafite, 
d) N2, 
e) O2, 
f) Cl2, 
g) Pb e 
h) NH3. 
 
12. Os elementos do Grupo I formam geralmente compostos muito solúveis. Apresente e 
denomine compostos insolúveis ou pouco solúveis. Como esses elementos podem ser 
detectados e identificados através de análises qualitativas? 
 
13. Descreva a cor e a natureza das soluções dos metais do Grupo I em amônia líquida. 
Dê uma equação que mostre como essas soluções sofrem processos de 
decomposição. 
 
14. Qual dos seguintes métodos poderia ser utilizado para extinguir fogo provocado pelos 
metais lítio, sódio e potássio, quando reagem com as seguintes substâncias? 
a) água, 
b) nitrogênio, 
c) dióxido de carbono, 
 
Explique porque alguns desses métodos são inadequados para essa finalidade, e 
escreva as equações que representam cada um dos processos envolvidos. 
 
15. Os quatro métodos gerais de obtenção de metais são: decomposição térmica, 
deslocamento de um elemento por outro, redução química e redução eletrolítica. 
Como podem ser obtidos os metais do Grupo I, e por que os demais métodos não são 
adequados? 
 
16. 0,347 g de um metal (A) foram dissolvidos em HNO3 diluído. Essa solução apresentou 
uma coloração vermelha numa chama não luminosa de um bico de Bunsen, e por 
evaporação formou 0,747 g do óxido do metal (B). (A) também reage com nitrogênio, 
formando um composto (C), e com hidrogênio, formando (D). A reação de 0,1590 g de 
(D) com água libera um gás (E) e um composto pouco solúvel (F), que apresentou 
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20 
sensibilidade a uma reação fortemente básica e consumiu 200 mL de HCl 0,1000 M 
para sua determinação. Identifique as substâncias de (A) até (F) e explique os 
processos químicos envolvidos. 
1.4 PROBLEMAS (GRUPO II) 
1. Por que os elementos do Grupo II são menores do que seus correspondentes 
presentes no Grupo I? 
 
2. Por que motivo os compostos de Be são mais covalentes do que os compostos dos 
demais elementos do Grupo II? 
 
3. Por que os metais do Grupo II são mais duros, e por que apresentam pontos de fusão 
mais elevados que os metais do Grupo I? 
 
4. Qual a estrutura do BeCl2 no estado gasoso? E no estado sólido? Por que o BeCl2 é 
ácido quando dissolvido em H2O? 
 
5. Descrever as diferenças entre as estruturas do BeH2 e do CaH2. 
 
6. Por que os haletos e os hidretos do Be sofrem polimerização? 
 
7. Que precauções são necessárias durante o manuseio de compostos de Be? 
 
8. Quais são os números de coordenação mais comuns para os íons Be2+ e Mg2+? Qual 
o motivo desta diferença? 
 
9. Compare o grau de hidratação dos haletos do Grupo I e II. Por quê os sais de berílio 
raramente contêm mais que quatro moléculas de água de cristalização? 
 
10. Apresente as equações que representam as reações entre o Ca e: a) H2O, b) H2, c) C, 
d) N2, e) O2, f) Cl2 e g) NH3. 
 
11. Compare as reações dos metais do Grupo I e do Grupo II com água. Como a força 
básica dos hidróxidos do Grupo II varia dentro do Grupo? Essa tendência é típica do 
restante da tabela periódica? 
 
12. A “dureza” da água pode ser “temporária” ou “permanente”. a) Quais as causas de 
cada uma destas condições como a dureza pode ser eliminada em cada um dos 
casos? 
 
13. Os íons dos metais alcalinos-terrosos formam complexos? Os elementos do Grupo II 
formam complexos com mais ou menos facilidade que os do Grupo I? Qual o motivo 
Elementos do Bloco s 
 
21 
da diferença? Qual dos íons metálicos do Grupo II forma complexos com maior 
facilidade? Quais são os melhores agentes complexantes? Cite um complexo de um 
elemento do Grupo II que tenha importância biológica. 
 
14. Esquematize a preparação, propriedades, estrutura e usos do acetato básico de 
berílio. 
 
15. Em que condições os íons dos metais do Grupo II formam complexos estáveis com 
EDTA? Como a quantidade de íons Mg2+ e Ca2+ presentes numa amostra de água 
pode ser determinada por reação com EDTA?. Os complexos de EDTA são mais ou 
menos estáveis que aqueles da maioria dos outros íons metálicos? Por que a titulação 
é efetuada em pH elevado? Qual o indicador usado? 
 
16. Um elemento (A) reage moderadamente quando tratado com água, liberando um gás 
inodoro e incolor (B), e uma solução (C). O lítio reage com (B) formando um produto 
sólido (D), que com água mostra efervescência formando uma solução fortemente 
básica (F). Borbulhando gás carbônico através da solução (C), observa-se a formação 
inicial de um precipitado branco (G), que forma uma solução (H), juntamente com 
moléculas de CO2. O Precipitado (G) apresenta efervescência quando tratado com 
HCl concentrado, e dá uma coloração vermelha intensa na chama do bico de Bunsen. 
Quando (G) é aquecido com C a 1.000 °C dá um composto sólido (J) de certa 
importância comercial. Identifique as substâncias de (A) a (J) e escreva a equação 
balanceada para cada uma das reações. 
 
 
 
 
2 
ELEMENTOS DO BLOCO p 
2.1 GRUPO III 
TABELA 6: Símbolos e estruturas eletrônicas de elementos do Grupo III. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica Estado de 
Oxidação 
Boro B [He] 2s22p1 3 
Alumínio Al [Ne] 3s23p1 (1) 3 
Gálio Ga [Ar} 3d104s24p1 1 3 
Índio In [Kr] 4d105s25p1 1 3 
Tálio Tl [Xe] 4f145d106s26p1 1 3 
 
2.1.1 Propriedades Gerais 
O boro é um não-metal, mas os outros elementos deste grupo (Tabela 7) 
são positivamente metais reativos. O alumínio é o terceiro elemento mais abundante 
da crosta terrestre e é o metal mais abundante, mas os outros elementos são muito 
menos comuns. 
Todos os elementos apresentam um estado de oxidação igual a +3. A pequena 
dimensão dos íons, suas altas cargas e o valor elevado da soma dos três primeiros 
potenciais de ionização sugerem que os elementos são muito covalentes. O boro é 
sempre covalente e muitos compostos simples como AlCl3 e GaCl3 são covalentes 
quando anidros. Entretanto, em solução, a grande quantidade de energia de hidratação 
envolvida compensa o elevado potencial de ionização e todos os íons metálicos existem 
no estado hidratado. 
 
Elementos do Bloco p 
 
23 
TABELA 7: Parâmetros atômicos de elementos do Grupo III. 
 
Símbolo 
Raio 
Iônico 
M+3 (Å) 
Soma dos três primeiros 
 potenciais Ionização 
M →→→→ M+3 (eV) 
Eletronega-
tividade 
Abundância 
crosta 
ppm 
B 0,20 70,1 2,0 3 
Al 0,52 53,0 1,5 81300 
Ga 0,60 57,0 1,6 15 
In 0,81 52,5 1,7 0,1 
Tl 0,95 56,1 1,8 ~2 
 
Ao contrário dos elementos do bloco s, alguns dos elementos deste grupo 
apresentam estados de valência menores, além da valência do grupo. Os elementos mais 
pesados apresentam um aumento da tendência para formar compostos univalentes e, de 
fato, os compostos univalentes do tálio (talioso) são os mais estáveis. A monovalência é 
explicada pelos elétrons s emparelhados da última camada, que não participam de 
ligações, pois a energia para os desemparelhar é muito grande. Este fato ocorre, 
particularmente, entre os elementos pesados do bloco p e é chamado de efeito do par 
inerte. O gálio é aparentemente divalente em uns poucos compostos, como o GaCl2, mas 
cuja estrutura mostra ser Ga+[GaCl4]
-, que contém Ga(+1) e Ga(+3). 
O boro amorfo finamente dividido é geralmente impuro e queima ao ar formando o 
óxido e o nitreto e, em atmosfera de halogênios, formando os trialetos. Reduz os ácidos 
nítrico e sulfúrico e liberta hidrogênio com o hidróxido de sódio. O boro cristalino puro, em 
contraste, não é reativo, exceto em temperaturas muito elevadas ou por aquecimento com 
reagentes, como o ácido sulfúrico concentrado ou peróxido de sódio. 
Os metais Al, Ga, In e Tl são branco-prateados. O alumínio é estável ao ar, devido 
ao desenvolvimento de um filme de óxido que protege o metal de ataques posteriores. 
Quando o óxido que recobre o metal é removido e não confere proteção ao metal, por 
exemplo, por amalgamação com mercúrio, o metal é rapidamente oxidadoe decompõe a 
água fria. O gálio e o índio são estáveis ao ar e não são atacados pela água, exceto na 
presença de oxigênio livre. O tálio é um pouco mais reativo e sofre oxidação superficial ao 
ar. 
 
2.1.2 Caráter Eletropositivo 
A natureza eletropositiva dos elementos aumenta do boro para o alumínio e depois 
diminui do alumínio para o tálio. O aumento em eletropositividade do B para o Al é a 
tendência geral associada com o aumento de dimensão. Entretanto, B e Al seguem 
imediatamente após os elementos do bloco s, enquanto que o Ga, In e Tl seguem após o 
bloco d. Estes elétrons d extras não protegem a carga nuclear muito efetivamente, tanto 
que os elétrons orbitais são mais firmemente atraídos pelo núcleo e os metais são menos 
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24 
eletropositivos. Este fato é ilustrado pelo aumento de potencial de ionização entre o Al e 
Ga, quando seria de se esperar que o átomo maior tivesse um valor menor. 
2.1.3 Extração dos Elementos 
O boro é obtido pela redução do B2O3 com magnésio ou sódio, ou utlizando-se um 
filamento de tungstênio na redução do BCl3 pelo hidrogênio. O boro muito puro é obtido 
pelo método de Van Arkel (pirólise do BH3) e é utilizado para aumentar a facilidade de 
têmpera dos aços (profundidade até a qual os aços são temperados),. O ácido bórico e o 
boro possuem grande emprego. O alumínio é obtido do minério bauxita (Al2O3). Adiciona-
se hidróxido de sódio ao minério, formando-se aluminato de sódio que se dissolve no 
hidróxido de sódio, separando-se, desta forma, o Al do óxido de ferro. O hidróxido de 
alumínio é reprecipitado pelo CO2 e calcinado a Al2O3, fundido com criotila Na3AlF6 e 
eletrolisado. O alumínio é produzido em grande escala e é muito utilizado em ligas, 
pinturas, fogos de artifícios e utensílios de cozinha. O gálio, o índio e o tálio ocorrem 
somente em quantidades pequenas e são, geralmente, obtidos na eletrólise de soluções 
aquosas de seus sais. 
A grande diferença entre o boro (não-metal, sempre covalente, ácido, alto ponto de 
fusão) e o alumínio era de se prever, pois o Al+3 é 2,5 vezes maior do que o B+3. 
2.1.4 Complexos 
Os elementos do Grupo III formam complexos mais facilmente do que os elementos 
do bloco s, devido às suas dimensões menores e ao aumento de carga. Além do hidreto 
tetraédrico e do haleto complexo Li[AlH4] e H[BF4], já mencionados, são conhecidos 
muitos complexos octaédricos como o [GaCl6]
-3, [InCl6]
-3 e [TlCl6]
-3. Os complexos 
octaédricos mais importantes são os que contêm grupos quelatos, por exemplo, 
acetilacetona, oxalatos e 8-hidroxiquinoleína. O último complexo é comumente utilizado 
na determinação gravimétrica do alumínio. 
2.2 GRUPO IV 
TABELA 8: Símbolos e estruturas eletrônicas de elementos do Grupo IV. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica Estado de 
Oxidação 
Carbono C [He] 2s22p2 (2) 4 
Silício Si [Ne] 3s23p2 (2) 4 
Germânio Ge [Ar] 3d104s24p2 2 4 
Estanho Sn [Kr] 4d105s25p2 2 4 
Chumbo Pb [Xe] 4f145d106s26p2 2 4 
 
Elementos do Bloco p 
 
25 
2.2.1 Propriedades Gerais 
Todos os elementos são tetravalentes. Os potenciais de ionização são muito 
elevados e a existência de íons +4 é improvável. Os valores da eletronegatividade não 
diminuem de forma completamente regular no grupo (C = 2,5, Si = 1,8, Ge = 1,8, Sn = 1,8 
e Pb = 1,8), possivelmente, devido ao preenchimento dos orbitais d e, por último, dos 
orbitais f. Os valores de eletronegatividade são baixos e os íons –4 normalmente não 
existem, embora o carbono forme íons C2
-2 nos carbetos salinos com metais 
eletropositivos, como no Ca+2C-2. Todos os elementos mostram uma covalência de 
quatro, o que necessita de uma promoção de elétrons do estado fundamental para um 
estado excitado e da hibridação sp3 dos orbitais resulta uma estrutura tetraédrica. 
 
Estrutura eletrônica do átomo de Carbono – 
Estado normal 
1s 2s 2p
 
 (dois elétrons desemparelhados que 
podem formar duas ligações covalentes) 
Átomos de Carbono – estado excitado 2p2s1s
 
 (quatro elétrons desemparelhados que 
formam quatro ligações e da hibridação sp3 
resulta numa estrutura tetraédrica) 
 
 
2.2.2 Caráter Metálico e Não-Metálico 
A passagem de não-metal a metal, devido ao aumento de número atômico, está 
bem ilustrada no Grupo IV, onde o carbono e o silício são não-metais, o germânio possui 
algumas propriedades metálicas e o estanho e o chumbo são metais. 
2.2.3 Diferenças Entre Carbono, Silício e os Outros Elementos 
Em geral, o primeiro elemento de um grupo difere do resto do grupo, devido à sua 
menor dimensão, alta eletronegatividade e a não disponibilidade dos orbitais d. O carbono 
difere dos outros elementos em suas limitações pelo número de coordenação quatro (pois 
não existem orbitais d na segunda camada), em sua capacidade única de formar ligações 
múltiplas, como C=C, C≅C, C=O, C=S e C≅N e em sua facilidade de formar cadeias 
(catenação). A tendência para catenação está relacionada com a força da ligação 
(Tabela 9). 
 
 
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26 
TABELA 9: Energias de ligações entre elementos do Grupo IV. 
Ligação Energia de ligação 
Kcal/mol 
Observações 
C-C 83 Forma muitas cadeias 
Si-Si 53 Forma poucas cadeias 
Ge-Ge 40 Tendência muito pequena para 
formar cadeias 
 
O carbono e o silício possuem somente elétrons s e p, mas os outros elementos 
seguem um série completa de transição com dez elétrons d. Assim, é de se esperar 
algumas diferenças e o carbono e o silício diferem um do outro e do restante do grupo, 
enquanto que o germânio, estanho e chumbo formam uma série separada. 
2.2.4 Efeito do par inerte 
O efeito do par inerte intensifica-se nos elementos mais pesados do grupo. Existe 
uma diminuição na estabilidade do estado de oxidação +4 e um aumento de estabilidade 
do estado +2, quando descemos pelo grupo. Assim, Ge(+2) é um forte agente redutor e 
Ge(+4) é estável. 
O Sn(+2) existe como íons simples, mas é redutor enérgico e Sn(+4) é covalente. O 
Pb(+2) é iônico, estável e mais comum do que o Pb(+4) que é oxidante. As menores 
valências são mais iônicas, pois os raios do M+2 são maiores do que M+4 e, de acordo 
com as regras de Fajans, o íon menor possui maior tendência para a covalência. 
2.3 GRUPO V 
TABELA 10: Símbolos e estruturas eletrônicas dos elementos do Grupo V. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica Estado de 
Oxidação 
Nitrogênio N [He] 2s22p3 1, 2, 3, 4, 5 
Fósforo P [Ne] 3s23p3 3, (4), 5 
Arsênio As [Ar} 3d104s24p3 3, 5 
Antimônio Sb [Kr] 4d105s25p3 3, 5 
Bismuto Bi [Xe] 4f145d106s26p3 3, 5 
 
2.3.1 Estrutura Eletrônica e Estados de Oxidação 
Todos os elementos deste grupo possuem cinco elétrons em sua camada eletrônica 
mais externa. Apresentam um estado de oxidação máximo de cinco em relação ao 
Elementos do Bloco p 
 
27 
oxigênio, quando utilizam todos os cinco elétrons externos na formação de ligações. A 
tendência de par de elétrons s permanecer inerte (efeito do par inerte) aumenta com o 
aumento do peso atômico. Assim, somente os elétrons p são utilizados na ligação, 
resultando a trivalência. Valências iguais a 3 e 5 são mostradas com os halogênios e com 
o enxofre e os hidretos são trivalentes. No caso do nitrogênio, existe um intervalo muito 
amplo de estados de oxidação, de +1 no N2O até +5 no HNO3 e no N2O5. 
2.3.2 Tipo de Ligação 
Potenciais de ionização elevados impedem a formação de íons altamente 
carregados. Exceto com o F, a diferença em eletronegatividade não é suficiente para 
permitir uma ligação iônica, embora em alguns casos o Sb e o Bi percam elétrons e 
formem o íon M+3; estes íons, entretanto, na água , são rapidamente hidrolisados a SbO+ 
e BiO+. A tendência para ganhar três elétrons e dar M+3 ocorre somente como o N. Na 
maioria dos casos, as ligações são covalentes e esta tendência aumenta com o aumento 
do número de oxidação. 
2.3.3 Caráter Metálico e Não-Metálico 
Dentro do grupo existe um aumento do caráter eletropositivo (metálico). O N e o P 
sãonão metais, o As e o Sn são metalóides que apresentam muitas propriedades 
metálicas e o Bi é um metal verdadeiro. Portanto, os óxidos do N e do P são fortemente 
ácidos, enquanto que o As e o Sb são anfóteros e o Bi é fortemente básico. 
2.3.4 Diferenças entre N e os outros Elementos 
Como no grupo anterior, o primeiro elemento difere dos restantes. Assim, o 
nitrogênio é gasoso e diatômico. Isto envolve nitrogênio triplamente ligado, que neste 
caso, é muito estável. Os outros elementos são sólidos e possuem formas alotrópicas, 
incluindo formas tetraatômicas, como o P4 e o As4, e arranjos mais complicados, como o 
fósforo vermelho e o negro (Figura 1). 
 
 
FIGURA 1: Arranjo dos átomos nos planos ondulados encontrados no fósforo 
preto cristalino. 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
28 
Exceto o NF3, os haletos do nitrogênio são instáveis e, muitas vezes, explodem, 
embora os haletos dos outros elementos sejam estáveis. Muitos óxidos e íons 
oxigenados, como o N2O3, N2O5, NO2
+, NO3
-, são monoméricos, embora os trióxidos e 
pentóxidos dos outros elementos sejam dímeros. Como a segunda camada de elétrons 
está limitada a um octeto, o N não pode formar complexos por recepção de pares de 
elétrons. Os elementos seguintes possuem orbitais d vazios adequados e podem formar 
complexos, aumentando, desta forma, seu número de coordenação máximo para seis. 
Além disto, o N forma óxidos (N2O, NO e N2O4) que não possuem correspondentes nos 
outros elementos. 
2.3.5 Ocorrência e Extração 
O nitrogênio compreende 78% da atmosfera terrestre; é importante constituinte 
essencial das proteínas e é, também, utilizado em fertilizantes e explosivos. É obtido 
comercialmente pela destilação fracionada do ar líquido, mas, quando obtido desta forma, 
contém traços de oxigênio. O nitrogênio obtido pela remoção de outros componentes do 
ar contém traços dos gases inertes. No laboratório é obtido pelo aquecimento do nitrito de 
amônio ou pela oxidação da amônia pelo hipoclorito. 
 
NH4Cl + NaNO2 → NaCl + NH4NO2 → N2 + 2H2O 
 
4NH3 + 3Ca(OCl)2 → 3CaCl2 + 6H2O + 2N2 
 
O nitrogênio muito puro é obtido pelo aquecimento cuidadoso do nitreto de sódio, 
NaN3. 
O fósforo é o décimo elemento mais abundante da crosta terrestre e é importante no 
metabolismo biológico, pois ocorre nos ácidos nucléicos, em ossos, como Ca3(PO4)2, e 
em fertilizantes;possui também uma série de outros usos. É obtido pela redução do 
fosfato de cálcio num forno elétrico. O arsênio, o antimônio e o bismuto não são muito 
abundantes, mas são bastante conhecidos, pois são obtidos como subprodutos 
metalúrgicos, e são facilmente extraídos por redução de seus óxidos pelo carbono. 
2.4 GRUPO VI 
TABELA 11: Símbolos e estruturas eletrônicas dos elementos do Grupo VI. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica Estado de Oxidação 
Oxigênio O [He] 2s22p4 2 
Enxofre S [Ne] 3s23p4 2, 4, 6 
Selênio Se [Ar} 3d104s24p4 2, 4, 6 
Telúrio Te [Kr] 4d105s25p4 2, 4, 6 
Polônio Por [Xe] 4f145d106s26p4 2, 4, 6 
 
Elementos do Bloco p 
 
29 
2.4.1 Estrutura Eletrônica e Estados de Oxidação 
Todos os elementos possuem a estrutura eletrônica s2p4 e tendem a alcançar uma 
configuração de gás inerte, ganhando ou compartilhando dois elétrons. A 
eletronegatividade do oxigênio sugere que a maioria dos óxidos metálicos são iônicos e 
contêm o íon O-2, dando, assim, um estado de oxidação –2. Até mesmo com os 
elementos mais eletropositivos, o S, Se e Te formam poucos compostos que são mais do 
que 50% iônicos, pois são menos prováveis os íons S-2, Se-2 e Te-2 (Tabela 12). 
TABELA 12: Eletronegatividade dos elementos do Grupo VI. 
Símbolo Eletronegatividade 
O 3,5 
S 2,5 
Se 2,4 
Te 2,1 
 
Os elementos também formam compostos contendo ligações (covalentes) de dois 
pares de elétrons, tais como, H2O, Cl2O, H2S, SCl2. Nas moléculas onde o átomo 
calcogênio é o menos eletronegativo, ele apresenta um estado de oxidação +2. 
O oxigênio nunca é mais do que divalente, pois a segunda camada está limitada a 
oito elétrons e requer muita energia para excitar um elétron para a camada superior. 
Entretanto, os elementos S, Se, Te e Po possuem orbitais d disponíveis para ligações e 
podem formar quatro a seis ligações por desemparelhamento de elétrons. 
Os compostos do S, Se e Te com oxigênio são tipicamente tetravalentes, mas o flúor 
conduz ao estado de máxima oxidação +6. Os estados de oxidação maiores tornam-se 
menos estáveis ao descermos pelo grupo. O estado +4 apresenta propriedades oxidantes 
e redutoras, mas no estado +6 os compostos são somente oxidantes. Estes compostos 
são tipicamente voláteis, pois são covalentes. 
 
 
Estado normal 
s p d
 
 
Estado excitado 
dps
 
 
Estado mais excitado 
s p d
 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
30 
2.4.2 Caráter Metálico e Não-Metálico 
Os quatro primeiros elementos possuem caráter não-metálico e são coletivamente 
chamados de calcogênios ou elementos formadores de minérios, pois muitos minérios 
metálicos são óxidos ou sulfetos. O caráter não-metálico é mais forte no O e S, mais fraco 
no Se e Te, enquanto que o Po, que é radioativo e tem vida curta, é marcantemente 
metálico. 
2.4.3 Diferença entre O e os outros Elementos 
O oxigênio difere dos outros elementos do grupo por ser mais eletronegativo e, 
portanto, mais iônico em seus compostos. A ligação hidrogênio é muito importante nos 
compostos do oxigênio, mas, só recentemente, foi provada a existência de fracas ligações 
hidrogênio envolvendo o S. Outras diferenças, tais como a ausência de estados de 
oxidação maiores e a limitação ao número de oxidação em quatro, são conseqüências da 
limitação da segunda camada de oito elétrons, enquanto que os outros elementos podem 
ter número de coordenação seis, utilizando os orbitais d. 
2.4.4 Usos dos Elementos 
Praticamente todos os elementos, exceto os gases inertes, reagem com o oxigênio, 
sendo as reações, em geral, fortemente exotérmicas. O oxigênio é essencial na 
respiração e, portanto, para a vida. O S, Se e Te são moderadamente reativos e queimam 
ao ar formando dióxidos. Combinam-se com muitos metais e não-metais, mas não são 
atacados pelos ácidos, exceto aqueles que são agentes oxidantes. Este fato está de 
acordo com seu caráter não-metálico. O polônio se dissolve em H2SO4, HF, HCl e HNO3, 
o que é uma nova evidência do aumento do caráter metálico. O enxofre e o selênio 
podem desidrogenar os hidrocarbonetos saturados. O enxofre reage com as olefinas e 
forma ligações cruzadas que são importantes na vulcanização da borracha. O enxofre é 
também utilizado em grandes quantidades na fabricação de H2SO4 e outros usos incluem 
os fungicidas e a pólvora. 
2.4.5 Ocorrência e Extração 
O oxigênio, o mais abundante de todos os elementos, ocorre na forma livre e 
constitui 20,9% em volume da atmosfera. Como minério, constitui cerca de 46,6% da 
crosta terrestre e, como água, constitui 89% dos oceanos. O enxofre, que ocorre nos 
sulfetos e sulfatos e naturalmente como um elemento, constitui 0,05% da crosta terrestre. 
Os outros elementos são muitos raros. 
O oxigênio é produzido ou por eletrólise da água, contendo traços de ácido sulfúrico, 
ou pela destilação fracionada do ar líquido. É preparado no laboratório pela decomposição 
térmica de agentes oxidantes, tais como, o KClO4 (com MnO2 como catalisador), KMnO4, 
PbO2, HgO, H2O2 ou nitratos. 
 
Elementos do Bloco p 
 
31 
Depósitos de enxofre são encontrados em Sicily e Louisiana, USA. O enxofre 
elementar é obtido como subproduto do gás de carvão e o dióxido de enxofre é obtido 
como subproduto na extração de metais dos minerais sulfetos. 
O selênio e o telúrio ocorrem em mistura com os minerais sulfetos e são obtidos, na 
forma concentrada, a partir da lama anódica do eletrorrefino do cobre e das cinzas 
produzidas na ustulação do FeS2. 
2.4.6 Polimorfismo 
Todos os elementos ocorrem em mais de uma forma alotrópica: isto é, eles são 
polimórficos. O oxigênio ocorre em duas formas não-metálicas, O2e ozona, O3. O enxofre 
possui duas formas cristalinas comuns, α ou rômbico, que é estável à temperatura 
ambiente, e β ou monoclínico, que é estável acima de 95,5ºC. Uma terceira modificação, 
conhecida como enxofre Engel, é instável e é obtida vertendo-se solução de Na2S2O3 em 
HCl e extraindo com tolueno. O enxofre plástico ou amorfo é obtido vertendo-se enxofre 
líquido em água. Todas essas formas são não-metálicas. O selênio ocorre em forma não-
metálica vermelha e em forma metálica cinza; e no caso do telúrio, a forma metálica é 
mais estável do que a não-metálica. O polônio ocorre nas formas metálicas α e β. 
Portanto existe um aumento no caráter metálico dentro do grupo. 
2.4.7 Propriedades Gerais dos Óxidos 
Os óxidos podem ser classificados de acordo com a estrutura geométrica em: 
 
1. Óxidos Normais. Nestes, o número de oxidação de M pode ser deduzido da 
fórmula empírica MxOy, admitindo-se que o oxigênio é divalente e que tem número 
de oxidação –2. Estes óxidos, por exemplo, H2O, MgO e Al2O3, possuem somente 
ligações M-O 
2. Peróxidos. Estes óxidos contêm mais oxigênio do que seria de se esperar, a partir 
do número de oxidação de M. Possuem ligações O-O além das ligações M-O, por 
exemplo, H2O2, (H-O-O-H) e BaO2. Os superóxidos também contêm mais oxigênio 
do que o esperado. 
3. Subóxidos. Nestes, a fórmula contém menos oxigênio do que seria de se esperar 
do número de oxidação de M. Temos ligações M-M, além das ligações M-O, por 
exemplo, O=C=C=C=O. 
 
Sem levar em conta a estrutura, óxidos podem ser classificados de forma diferente, 
dependendo de suas propriedades ácido/base. Os óxidos são, geralmente, classificados 
como ácido, básico, anfótero ou neutro, dependendo da natureza dos produtos formados 
quando reagem com a água. Assim, os óxidos metálicos são, geralmente básicos e os 
óxidos de não-metais, usualmente, são ácidos. 
 
Na2O + H2O → 2NaOH 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
32 
 
SO3 + H2O → H2SO4 
 
Mais importante do que a reação de um óxido com a água são suas inter-relações e 
as reações com outros óxidos. Ordenando os óxidos em série, desde o mais básico até o 
mais ácido, quanto mais afastados estiverem dois óxidos nesta série, mais estável será o 
composto formado quando eles reagirem entre si. Este fato pode ser verificado em base 
quantitativa, considerando-se a variação da energia livre normal. 
 
Energia livre normal Na2O(s) + 
-90 
H2O(l) → 
-56 
2NaOH(s) 
2(-90) 
∆G = -34gcal/mol 
Energia livre normal CaO(s) + 
-144 
H2O(l) → 
-56 
Ca(OH)2(s) 
-214 
∆G = -14gcal/mol 
Energia livre normal Al2O3(s) + 
-376 
H2O(l) → 
-56 
2Al2(OH)3(s) 
2(-272) 
∆G = 0 
 
Pelos valores de ∆G, o Na2O é o mais básico e o Al2O3, o menos básico. 
Considerando os valores da energia livre dos hidróxidos, temos que o NaOH, 
quimicamente, é mais reativo e o Al(OH)3 é o mais estável. Este fato também é verdadeiro 
para as seguintes reações: 
 
Energia livre normal CaO(s) + 
-144 
CO2(l) → 
-94 
CaCO3(s) 
-270 
∆G = -32 
kgcal/mol 
Energia livre normal CaO(s) + 
-144 
N2O5(g) → 
+32 
Ca(NO)3(s) 
-177 
∆G = -65 
kgcal/mol 
Energia livre normal CaO(s) + 
-144 
SO3(g) → 
-88 
CaSO4(s) 
-315 
∆G = -83 
kgcal/mol 
 
Pelos valores de ∆G, temos que o SO3 é o óxido mais fortemente ácido, N2O5 é o 
seguinte em força e o CO2 é o mais fraco. Considerando os valores da energia dos sais 
formados, Ca(NO3)2 é o menos estável e o mais reativo, enquanto que o CaSO4 é o mais 
estável e o menos reativo. 
A ordem de força ácida dos ácidos pode ser obtida como segue: 
 
K2O, CaO, MgO, CuO, H2O, SiO2, CO2, N2O, SO3 
 
←mais básico mais ácido → 
 
 
 
É possível prever os produtos de uma reação. Quando o CaO é adicionado à 
mistura de H2O e SO3 (H2SO4) forma-se o CaO.SO3 (CaSO4) mais estável, isto é: 
 
H2SO4 + CaO → CaSO4 + H2O 
Elementos do Bloco p 
 
33 
mas 
 
CuSO4 + CaO → não reagem 
 
Embora os dados termodinâmicos e a força de acidez estejam, evidentemente, 
relacionados e seja possível prever os produtos de uma reação, não é possível prever a 
velocidade de uma reação. 
Assim, a reação: 
 
CaO + SiO2 → CaSiO3 
 
é extremamente lenta na temperatura ambiente, ainda que seja mais rápida num 
autoforno. 
Muito da química inorgânica consiste em memorizar quais compostos reagem entre 
si e comparar as diferentes solubilidades dos hidróxidos, silicatos, carbonatos, nitratos, 
sulfatos, etc. O uso de uma série dada acima, minimiza este trabalho de memória. 
2.5 GRUPO VII – OS HALOGÊNIOS 
TABELA 13: Símbolos e estruturas eletrônicas dos elementos do Grupo VII. 
Elemento Símbolo Estrutura Eletrônica Estado de Oxidação 
Flúor F [He] 2s22p5 -1 
Cloro Cl [Ne] 3s23p5 -1, +1,+3, +4, +5, +6, 
+7 
Bromo Br [Ar} 3d104s24p5 -1, +1,+3, +4, +5, +6 
Iodo I [Kr] 4d105s25p5 -1, +1,+3, +5, +6, +7 
Astato At [Xe] 4f145d106s26p5 --- 
 
2.5.1 Estrutura Eletrônica e Estados de Oxidação 
Os halogênios apresentam muitas semelhanças de grupo. Todos os elementos 
possuem sete elétrons em sua camada mais externa e ganham um elétron, formando 
uma ligação iônica (dando X - ) ou formando uma ligação covalente, de forma a completar 
seu octeto. O flúor é sempre univalente. Como é o elemento mais eletronegativo, sempre 
apresenta número de oxidação –1. Para os outros elementos são possíveis os números 
de oxidação de +1, +3, +5 e +7. Os estados de valência superiores são atingidos pelo uso 
dos orbitais d e são encontrados nos inter-halogênios e nos óxidos halogenados. Os 
estados de oxidação +4 e +6 ocorrem nos óxidos e nos oxiácidos. 
 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
34 
2.5.2 Propriedades Gerais 
Os pontos de fusão e de ebulição dos elementos aumenta com o aumento do 
número atômico. O flúor e o cloro são gasosos, o bromo é líquido e o iodo é sólido. 
Todos os elementos formam moléculas diatômicas. A energia de ligação na 
molécula do flúor é muito baixa, cerca de 38 kcal/mol. Este fato é devido à repulsão entre 
os elétrons não ligantes. No Cl2, Br2 e no I2 existe a possibilidade de ligação múltipla 
envolvendo os orbitais d. Isto explica o aumento da energia de ligação do Cl2, Br2 e do I2. 
Os potenciais de ionização dos halogênios são todos muito elevados, o que indica 
que existe pequena tendência de perder elétrons. O valor para o F- é mais elevado, pois 
os elétrons são fortemente atraídos num átomo pequeno e o potencial do I é o menor, 
pois o I possui átomo grande (Tabela 14). As moléculas dos halogênios são coloridas, 
devido à absorção de luz visível, que resulta na excitação de elétrons externos para níveis 
de energia superiores. As energias de excitação seguem a mesma tendência dos 
potenciais de ionização, isto é, a excitação do átomo pequeno de F requer uma grande 
quantidade de energia e a excitação de um átomo grande de I requer menos energia. O F 
absorve luz violeta (alta energia) e aparece, portanto, amarelo, enquanto que o I absorve 
luz amarela (baixa energia) e aparece violeta. 
2.5.3 Poder Oxidante 
A eletroafinidade, ou tendência dos átomos de ganhar elétrons, atinge um máximo 
para o cloro. A oxidação pode ser considerada como a remoção de elétrons, tanto que um 
agente oxidante ganha elétrons. Portanto, os halogênios atuam como agentes oxidantes, 
isto é, seu potencial de oxidação depende de diversos termos energéticos e é melhor 
representado por um ciclo tipo Haber-Born. 
 
 
1/2 X2 (sólido) (líquido)X21/2 (gás)X21/2 X (gás)
(gás)X
--X (hidratado)
1/2 c. de fusão 1/2 c. de evaporação 1/2 calor de dissociação
calor de hidratação
eletroafinidadepotencial de oxidação
 
 
 
Para o flúor e cloro, que são gasosos à temperatura ambiente, são omitidos os 
calores de fusão e evaporação e seus potenciais de oxidação dependem somente da 
soma do calor de dissociação, eletroafinidade e calor de hidratação. (Os calores de fusão, 
evaporação e dissociação são positivos, pois a energia deve ser fornecida, e o fator 23,06 
transforma eV em kcal). Desta forma, apesar da eletroafinidade docloro ser a mais 
elevada (Tabela 14), o F- é o agente oxidante mais forte, devido ao seu baixo calor de 
dissociação e alto calor de hidratação. O F é um agente oxidante, o gás cloro pode 
substituir o Br- das soluções e este fato é utilizado na preparação de bromo. Em geral, 
Elementos do Bloco p 
 
35 
qualquer halogênio de menor número atômico oxidará os íons-haletos de maior número 
atômico. 
TABELA 14: Propriedades físico-químicas de moléculas diatômicas de halogênios. 
 ½ calor de 
fusão 
½ calor de 
sublimação 
½ calor de 
dissociação 
Eletro- 
afinidade 
Calor de 
hidratação 
Total 
Kcal 
F2 --- --- +38/2 -3,62 x 
23,06 
- 122 - 186,5 
Cl2 --- --- +58/2 -3,79 x 
23,06 
- 89 - 147,4 
Br2 --- +7,4/2 +46/2 -3,56 x 
23,06 
- 81 - 136,4 
I2 +3, 6/2 10,4/2 +36/2 -3,28 x 
23,06 
- 72 - 122,6 
 
A diminuição do poder oxidante ao descermos pelo Grupo VIII é ilustrada pela 
reação dos halogênios com a água. O flúor é um agente oxidante tão forte, que a água é 
oxidada a oxigênio. A grande variação negativa da energia livre indica uma reação 
exotérmica e espontânea. 
 
F2 + H2O → 2H
+ + 2F- + ½ O2 ∆G = -190 kgcal/mol 
 
 
A oxidação da água pelo cloro é termodinamicamente possível, mas como a energia 
de ativação é elevada, esta reação não ocorre. De fato, ocorre outra reação: 
 
Cl2 + H2O → HCl + HOCl 
 
 
O iodo é um agente oxidante muito fraco e a variação de energia livre indica que 
devemos fornecer energia para que ocorra a oxidação da água. 
 
I2 + H2O Ö 2H
+ + 2I- + ½ O2 ∆G = +25 kgcal/mol 
 
 
De fato, ocorre a reação inversa e o oxigênio pode oxidar os íons-iodetos a iodo. 
 
2.5.4 Reatividade dos Elementos 
Todos os halogênios reagem com os metais e também com muitos não-metais. O 
flúor é o mais reativo e a reatividade diminui com o aumento do número atômico. O flúor e 
o cloro, frequentemente, oxidam os elementos mais do que o bromo e o iodo, desta forma 
ressaltando as valências superiores, por exemplo, PBr3, PCl5, S2Br2, SCl2 e SF6. 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
36 
A grande reatividade do flúor é devida à pequena energia de ligação F-F, ao poder 
oxidante extremamente elevado, ao pequeno tamanho dos átomos ou dos íons e alta 
eletronegatividade. A pequena dimensão dos íons origina um alto número de 
coordenação e, portanto, numa energia reticular elevada do cristal. Da alta 
eletronegatividade resulta a formação de ligações muito fortes com a maioria dos outros 
elementos. 
2.5.5 Separação dos Elementos 
A principal fonte do flúor é o mineral fluorita, CaF2. Este é tratado com ácido sulfúrico 
concentrado e destila-se a seguir, obtendo-se uma solução aquosa e HF anidro. O flúor 
é, então, obtido, eletrolisando-se uma mistura de KHF2 e HF a 100°C. A água deve ser 
rigorosamente eliminada, pois senão será oxidada pelo flúor a oxigênio. O hidrogênio 
formado no cátodo é impedido por um diafragma de se misturar com o flúor libertado no 
ânodo, pois estes dois elementos reagem entre si violentamente. Devido à reatividade do 
flúor, a aparelhagem foi originalmente construída de platina. Esta mostrou-se 
desnecessária, pois o cobre ou o metal Monel (liga Cu/Ni) são protegidos de ataques 
futuros por uma película de fluoreto, que se forma após um pequeno tempo. Os cátodos 
são de aço, os ânodos de carbono e é utilizado teflon para a isolação elétrica. Os ânodos 
de grafita foram originalmente utilizados, mas são atacados pelo flúor, formando o 
composto lamelar CF. Este composto força a separação das camadas de grafita, 
aumentando a resistência elétrica, resultando ser necessário um aumento de corrente, 
produzindo-se mais calor e, eventualmente, uma explosão. Para prevenir esta ocorrência, 
é utilizado como ânodo o coque impregnado de cobre. A produção de flúor tornou-se 
importante, quando foi descoberto que os isótopos de urânio podiam ser separados pela 
difusão gasosa do UF6. Devido à ligação F-F ser muito fraca e o átomo de flúor ser um 
agente oxidante altamente exotérmico, o flúor pode ser utilizado como combustível de 
foguete. 
O cloro é produzido pela eletrólise de soluções aquosas de cloretos ou cloretos 
fundidos. É um subproduto da fabricação do NaOH e do sódio metálico. 
 
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + 2H2 
 
2NaCl → 2Na + Cl2 
 
O cloro é utilizado em grande escala como alvejante e, como destrói as bactérias, é 
utilizado para purificar a água. Entre seus muitos empregos industriais, temos a 
manufatura do policloreto de vinila. 
Inicialmente, o bromo era obtido pela eletrólise de seus sais, mas é agora obtido da 
água do mar. Quando o cloro é passado pela água do mar, oxida os íons-brometos 
presentes a bromo. 
 
Elementos do Bloco p 
 
37 
Cl2 + 2Br
- → 2Cl- + Br2 
 
O bromo é absorvido em solução de Na2CO3, dando uma mistura de NaBr e 
NaBrO3, que, quando acidificada e destilada, dá origem ao bromo. 
 
HBrO3 + 5HBr → 3Br2 + 3H2O 
 
O iodo é obtido do Salitre do Chile, que é, principalmente, KNO3, mas contém traços 
de iodato de potássio e periodato de potássio. O iodato concentrado é reduzido a iodo 
pelo NaHSO3. 
 
2IO3
- + 5HSO3
- → 3HSO4
- + 2 SO4
-2 + H2O + I2 
 
Não se encontra ocorrência de astato, que é obtido sinteticamente, bombardeando-
se o bismuto com partículas α de alta energia, 
 
Bi At
209
83
211
85
α,2n
 
 
A química do 211At somente é estudada pelo método traçante, pois ele se decompõe 
por captura de elétron orbital e por emissão α e possui um período de meia-vida de 7 ½ 
horas. Parece se assemelhar muito de perto ao iodo. 
 
2.5.6 Óxidos Halogenados 
Numerosos compostos têm sido relacionados, embora muitos deles sejam instáveis 
e apresentados entre colchetes. As ligações são largamente covalentes devido às 
semelhanças de eletronegatividade (F = 4,0; Cl = 3,0; Br = 2,8; I = 2,5; O = 3,5). O flúor é 
mais eletronegativo que o oxigênio; portanto, os compostos de F e O são fluoretos de 
oxigênio em vez de óxidos de flúor (Tabela 15). O iodo forma o I2O4 e o I4O9, que são 
iônicos e salinos. Destes compostos, os mais importantes são o ClO2, I2O5 e o OF2. 
TABELA 15: Óxidos de elementos do Grupo VII. 
Fluoretos Óxidos 
Número de -1 OF2 +1 Cl2O +1 Br2O 
Oxidação - 1 
O2F2 
+2 (ClO) 
- 2 (OF) +4 ClO2 +4 BrO2 +5 I2O5 
(O2F3) +6 Cl2O6 +6 BrO3 
 +7 Cl2O7 +7 (Br2O7) 
 +8 (ClO4) 
EDITORA – UFLA/FAEPE – Química Inorgânica 
 
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O OF2 é um gás incolor e tem sido utilizado como combustível de foguetes. Reage 
energicamente com os metais, S, P e halogênios, formando fluoretos e óxidos. É obtido 
passando-se F2 em solução diluída de NaOH. 
 
2F2 + 2 NaOH → 2NaF + H2O + OF2 
 
O OF2 dissolve-se em água, dando uma solução neutra, e com o NaOH, dando íons 
fluoreto e oxigênio. Não é um anidrido de ácido. O Cl2O é um gás e o BrO é líquido, sendo 
preparados aquecendo-se precipitados recentes de óxido de mercúrio com o gás 
halogênio. 
 
2Cl2 + 2HgO 300°C HgCl2.HgO + Cl2O 
 
Os dois são coloridos e explodem na presença de agentes redutores ou por 
aquecimento. O Cl2O dissolve-se em água, formando o ácido hipocloroso, HOCl. Com o 
NaOH, o Cl2O e o Br2O formam hipocloritos e hipobromitos. Estes óxidos são, portanto, 
ácidos. Os óxidos podem, a seguir, oxidar estes produtos. 
 
 
NaOBr → NaBrO3 
 
hipobromito bromato 
 
As estruturas dos três óxidos estão relacionadas com um tetraedro com duas 
posições ocupadas por pares isolados de elétrons. 
 
 
Estrutura eletrônica do átomo de 
oxigênio – estado normal 
2p2s
 
 Dois elétrons desemparelhados que formam ligações 
com dois átomos de halogênio – hibridização sp3 – 
tetraedro com dois pares isolados de elétrons. 
O
F F105o
o111
O
Cl Cl ?
O
Br Br
 
 
Os ângulos de ligação estão distorcidos devido aos pares de elétrons isolados. No 
OF2, os elétrons ligantes estão mais perto do F devido à sua maior eletronegatividade. 
Portanto, a repulsão entre os pares isolados é maior do que entre os pares ligantes; 
assim, o ângulo de ligação é menor do que 109°28’. No Cl2O, os elétrons ligantes