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PROPRIEDADES PERIÓDICAS Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Profa. Dra. ANA MARIA PIRES Bibliografia: -L. Jones and P. Atkins – Chemistry Molecules, Matter and Change 4.0 – Instructor’s Resource CD-ROM, W. H. Freeman and Company, New York, 2000. - T.L. Brown, H.E. Lemay Jr. and B.E. Bursten – Química, A Ciência Central, 9a Edição, Pearson, 2005. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. -H. Bruce Mahan – Química: um curso universitário. -John B. Russel – Química Geral – McGraw Hill. -F. Albert Cotton - Química Objetiva. -Izrael Mordka Rozenberg – Química Geral, 2002. •Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos. •A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843. O O desenvolvimentodesenvolvimento dada tabelatabela periódicaperiódica Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 1735 e 1843. •Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos? O O desenvolvimentodesenvolvimento dada tabelatabela periódicaperiódica • Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas. • Na primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenaram os elementos em ordem crescente de massa atômica. • Faltaram alguns elementos nesse esquema! Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev. Dmitri Mendeleev (1869) Em 1869 Mendeleev (Rússia) e Lothar Meyer (Alemanha) publicaram esquemas de classificação quase idênticos para os elementos conhecidos até então. Mendeleev propôs uma tabela baseada nas relações entre as massas atômicas e as propriedades físicas e químicas dos elementos. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A VIII A 1 1 2 1 H H He 1.008 1.008 4.0026 3 4 5 6 7 8 9 10 2 Li Be B C N O F Ne 6.939 9.0122 10.811 12.011 14.007 15.999 18.998 20.183 11 12 13 14 15 16 17 18 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 22.99 24.312 26.982 28.086 30.974 32.064 35.453 39.948 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 39.102 40.08 44.956 47.89 50.942 51.996 54.938 55.847 58.932 58.71 63.54 65.37 69.72 72.59 74.922 78.96 79.909 83.8 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 A Tabela Periódica Moderna Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 85.468 87.62 88.906 91.224 92.906 95.94 * 98 101.07 102.91 106.42 107.9 112.41 114.82 118.71 121.75 127.61 126.9 131.29 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 6 Cs Ba **La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 132.91 137.33 138.91 178.49 180.95 183.85 186.21 190.2 192.22 195.08 196.97 200.29 204.38 207.2 208.98 * 209 * 210 * 222 87 88 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112 114 116 118 7 Fr Ra ***Ac Rf Ha Sg Ns Hs Mt Uun Uuu Unb Uuq Uuh Uuo * 223 226.03 227.03 * 261 * 262 * 263 * 262 * 265 * 268 * 269 * 272 * 277 *285 *289 *293 Based on symbols used by ACS S.M.Condren 1999 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 * Designates that **Lanthanum Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu all isotopes are Series 140.12 140.91 144.24 * 145 150.36 151.96 157.25 158.93 162.51 164.93 167.26 168.93 173.04 174.97 radioactive 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 *** Actinium Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Series 232.04 231.04 238.03 237.05 * 244 * 243 * 247 * 247 * 251 * 252 * 257 * 258 * 259 * 260 O desenvolvimento O desenvolvimento da tabela periódicada tabela periódica •A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Carga nuclear efetiva Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. •A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva •Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear. •A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui. •Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. Carga nuclear efetivaCarga nuclear efetiva •Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números de nós diferentes. •Considere: He: 1s2, Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Ne: 1s2 2s22p6 Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6. •A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron a uma determinada distância. He: 1s2, Ne: 1s2 2s22p6 Mg: 1s2 2s22p6 3s2 Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6. Mg (Z=12) Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons •Considere uma molécula diatômica simples. •A distância entre os dois núcleos é denominada distância de Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. é denominada distância de ligação. •Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo. Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons •Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta. •Considere os orbitais s. •Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando n aumenta. •A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de relevos. •Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica igual. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. TamanhoTamanho dos dos átomosátomos e dos e dos íonsíons Tendências periódicas nos raios atômicos •Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente. •O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. •Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam- se menores. Existem dois fatores agindo: •Número quântico principal, n, e •a carga nuclear efetiva, Zef. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos •À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Conseqüentemente, o raio atômico aumenta. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Conseqüentemente, o raio atômico aumenta. •Ao longo de um período na tabela periódica, o número deelétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons Tendências nos tamanhos dos íons •O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. •O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. •Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem. •Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Tamanho dos átomos Tamanho dos átomos e dos íonse dos íons Tendências dos tamanhos dos íons •Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica. •Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. •Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores : O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ Energia de ionizaçãoEnergia de ionização •A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Na(g) → Na+(g) + e-. •A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. remover um elétron de um íon gasoso: Na+(g) → Na2+(g) + e-. •Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. Variações nas energias de ionização sucessivas • Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Energia de ionizaçãoEnergia de ionização Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Energia de ionizaçãoEnergia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização •A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. •Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. •À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. •Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período. •Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. •São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p. Energia de ionizaçãoEnergia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização •Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização. Energia de ionizaçãoEnergia de ionização Configurações eletrônicas de íons •Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s2 2s1) ⇒ Li+ (1s2) Fe ([Ar]3d6 4s2) ⇒ Fe3+ ([Ar]3d5) Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s2 2s2 2p5) ⇒ F− (1s2 2s2 2p6) Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas •A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. •A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para formar um íon gasoso: Cl(g) + e-→ Cl-(g) Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: Ar(g) + e-→Ar-(g) Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas •Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa. •O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente maior do que a energia do orbital 3p. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. orbital 3p. Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6. Afinidades eletrônicasAfinidades eletrônicas Metais, nãoMetais, não--metais metais e metalóidese metalóides Metais Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. MetaisMetais, , nãonão--metaismetais e e metalóidesmetalóides Metais •O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais: (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa). •O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. •O caráter metálico diminui ao longo do período. •Os metais têm energias de ionização baixas. •A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. Metais, nãoMetais, não--metais metais e metalóidese metalóides Metais •Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. •Todos metais do grupo 1A formam íons M+. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Todos metais do grupo 1A formam íons M+. •Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. •A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. Metais Metais, nãoMetais, não--metais metais e metalóidese metalóides Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Metais, nãoMetais, não--metais metais e metalóidese metalóides Metais •A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: Óxido metálico + água→ hidróxido metálico Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) Não-metais Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Não-metais •Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. •Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal → sal 2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) Metais, nãoMetais, não--metais metais e metalóidese metalóides Não-metais •A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: óxido não-metálicos + água → ácido P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq) Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Metalóides •Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. •Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. •Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores. Elementos do Grupo 14 Si Ti Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. C (grafite) Ge Pb Elementos do Grupo 16 Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. O2 S8 Se Te Note a tendênciade não metal para metalóide. B Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. B Si Tem relação diagonal, são ambos sólidos brilhantes com alto ponto de fusão, além de similaridades químicas. Sc Ti V Cr Mn Elementos de Metais de Transição Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Fe Co Ni Cu Zn TendênciasTendências de de grupogrupo parapara osos metaismetais ativosativos Grupo 1A: os metais alcalinos •Todos os metais alcalinos são macios. •A química é dominada pela perda de seu único elétron s: M →M+ + e- •A reatividade aumenta ao descermos no grupo. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •A reatividade aumenta ao descermos no grupo. •Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio: 2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g) Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os metais ativosmetais ativos Grupo 1A: os metais alcalinos •Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2: 4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s) (óxido) 2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido) Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido) K(s) + O2(g) → KO2(s) (superóxido) •Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura. •O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado fundamental. Grupo 1A: os metais alcalinos TendênciasTendências de de grupogrupo parapara osos metaismetais ativosativos Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Li Na K Rb Grupo 1A: os metais alcalinos Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os metais ativosmetais ativos Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos TendênciasTendências de de grupogrupo parapara osos metaismetais ativosativos Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os metais ativosmetais ativos Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos •Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos. •A química é dominada pela perda de dois elétrons s: Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •A química é dominada pela perda de dois elétrons s: M →→→→M2+ + 2e-. Mg(s) + Cl2(g) →→→→MgCl2(s) 2Mg(s) + O2(g) →→→→ 2MgO(s) •O Be (1s2 2s2) não reage com água. •O Mg (1s2 2s2 3s2 ) reagirá apenas com o vapor de água. •Do Ca (1s2 2s2 3s2 4s2 ) em diante: Ca(s) + 2H2O(l) →→→→ Ca(OH)2(aq) + H2(g) Tendências de grupo para Tendências de grupo para alguns nãoalguns não-- metaismetais Hidrogênio •O hidrogênio é um elemento singular. •Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2. •Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H�-, como perder seu elétron para formar H+: 2Na(s) + H2(g) →→→→ 2NaH(s) 2H2(g) + O2(g) →→→→ 2H2O(g) •O H+ é um próton. •A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq). Grupo 6A: o grupo do oxigênio Tendências de grupo para alguns Tendências de grupo para alguns nãonão-- metaismetais Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Tendências de grupo para Tendências de grupo para alguns nãoalguns não-- metaismetais Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio •Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal). •Há duas formas importantes de oxigênio: O e ozônio (O ). O Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio: 3O2(g) →→→→ 2O3(g) ∆∆∆∆H = 284,6 kJ . •O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico. Descarga elétrica Tendências de grupo para alguns nãoTendências de grupo para alguns não-- metaismetais Grupo 6A: o grupo do oxigênio •O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás nobre. •Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H2O) e 1- (por exemplo, H2O2). Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •O enxofre é outro importante membro desse grupo. •A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo. •O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos). Grupo 7A: os halogênios Tendências de grupo para alguns nãoTendências de grupo para alguns não-- metaismetais Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Tendências de grupo para Tendências de grupo para alguns nãoalguns não-- metaismetais Grupo 7A: os halogênios •A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion: X2 + 2e-→→→→ 2X-. •O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 2F2(g) + 2H2O(l) →→→→ 4HF(aq) + O2(g) ∆∆∆∆H = -758,9 kJ. •Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2). Tendências de grupo para Tendências de grupo para alguns nãoalguns não-- metaismetais Grupo 7A: os halogênios •O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl): 2NaCl(aq) + 2H2O(l) →→→→ 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g). Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de piscina: Cl2(g) + H2O(l) →→→→ HCl(aq) + HOCl(aq). •Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF. Grupo 8A: os gases nobres TendênciasTendências de de grupogrupo parapara algunsalguns nãonão-- metaismetais Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. Tendências de grupo para Tendências de grupo para alguns nãoalguns não-- metaismetais Grupo 8A: os gases nobres •Todos esses são não-metais e monoatômicos. •Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente preenchidos. Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. •Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6. •Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF.
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