2_Quimica_Inorganica_I

Prévia do material em texto

Química Inorgânica I 
 
Ramal 5113 (Dequi) 
 
MPP =+
2
21
 
 
• Hidrogênio 
• Oxigênio 
• Nitrogênio 
• Enxofre 
• Fósforo 
• Halogênio 
 
Referências: 
• Quagliano 
• J. Lee 
• Babor 
 
HidrogênioHidrogênioHidrogênioHidrogênio 
 
Conhecido desde o século XVI; 
1766: Henry Cavendish preparou o gás por vários métodos; 
1783: Lavoisier deu o nome de hidrogênio 
 
Ocorrência 
 
Na atmosfera, em quantidades mínimas. Segundo estimativas, o universo é 
constituído de 92% de hidrogênio e 76% de gás nobre. 
 
Estrutura Eletrônica 
 
Possui estrutura mais simples que qualquer outro elemento, sendo constituído 
por um núcleo contendo um próton e 1 elétron circundante. 
Os átomos de hidrogênio podem alcançar estabilidade de três maneiras: 
 
1. Por ligação covalente (geralmente com não-metais); 
2. Perdendo 1e- para formar H+; 
3. Adquirindo 1e- e formando 1e-. Sólidos cristalinos como o LiH contém o H-. 
Esta formação se dá com metais altamente eletropositivos. 
 
OOOObservaçãobservaçãobservaçãobservação:::: um próton é extremamente pequeno (1,5.10-5Å), comparado com o 
hidrogênio (0,714Å). Por ser muito pequeno, tem poder polarizante, deformando a 
nuvem eletrônica de outros átomos. Os prótons estão sempre associados a outros 
átomos e moléculas. Prótons livres não existem em condições normais. 
 
Posição na Tabela Periódica 
 
É o primeiro elemento da tabela e apresenta características únicas. No 1º 
período existem apenas dois elementos, o hidrogênio e o hélio. O hidrogênio é muito 
- ocorrência 
- propriedades 
- obtenção 
- aplicação 
- compostos relacionados 
reativo, e o hélio, inerte. Em relação aos metais alcalinos, tem semelhança por 
possuir 1e- na camada de valência, mas diferem quanto à ligação, mas não é comum 
o H-. 
 
Métodos de Obtenção do Hidrogênio 
 
A partir da água: 
Por eletrólise; 
• O H2 pode ser deslocado da água pela ação de metais fortemente 
eletropositivos; 
• Pela reação de hidretos de metais fortemente eletropositivos. 
 
Métodos de Laboratório 
 
1º: Metais tratados com ácidos fortes 
 
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 (não é muito puro) 
 
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 
 
Observação:Observação:Observação:Observação: não se empregam metais alcalinos ou alcalinos terrosos porque a 
reação seria muito violenta. 
 
 
 
2º: Hidretos metálicos com H2O 
 
LiH + H2O → LiOH + H2 
 
CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2 
 
3º: Eletrólise (custo alto, mas melhor qualidade) 
 
Método Industrial 
 
1º: Decomposição de vapor d’água por meio de ferro aquecido 
 
4H2O + 3Fe → Fe3O4 + 4H2 
 
2º: Por destilação seca da hulha 
 
� 
Hulha: carvão com 80% de carbono (mineral) 
 
 
 
 
3º: Vapor d’água reduzido com carvão (coque) 
 
H2O + C CO + H2 
 
 
 
- é difícil a separação do CO e H2 
 
O gás d’água é utilizado como combustível 
 
CO + H2 2H2 + CO2 
 
 
Então faz-se a liquefação, seguida da destilação do H2 e CO2. 
 
4º: Nas refinarias de petróleo o hidrogênio resulta em grande quantidade como sub-
produto da síntese da amônia (Processo Bosch) 
 
CH4 + H2O → CO + 3H2 
 hoje são utilizados os gases residuais de refinarias 
 
 
Propriedades Químicas 
 
1º: Combina-se com não-metais 
 
2H2 + O2 2H2O 
 
 
3H2 + N2 2NH3 
 
 
H2 + X2 2HX (halogeneto de hidrogênio) 
 
2º: Combina-se com metais ativos (muito eletropositivos) produzindo hidretos 
metálicos 
 
2Na + H2 → 2NaH 
1000°C 
gás d’água 
H2Ov 
 
450°C 
cat. 
faísca elétrica 
 
ou chama 
cat. (Fe) 
 
pressão, � 
 
Ca + H2 → CaH2 
 
Os hidretos metálicos são transportadores de hidrogênio. 
 
Esquema: 
 
H2 → CaH2 → Ca(OH)2 + H2 
 
Aplicações: 
 
1º: Corte e solda de metais 
 
O hidrogênio é empregado em maçaricos. Um dos maçaricos é o oxídrico, que 
está fundamentado na combustão do hidrogênio com oxigênio puro, fornecendo uma 
chama de 2700°C. 
 
2H2 + O2 → 2H2O + energia 
 
Outro tipo de maçarico está fundamentado na queima do hidrogênio com flúor, 
o qual atinge 4500°C. 
 
H2 + F2 → 2HF + energia 
 
Na construção de foguetes (mísseis), os maçaricos chegam a 10000°C. 
 
2º: Hidrogenação de óleos 
 
Óleos são tratados com hidrogênio na presença de um catalisador (níquel), na 
fabricação de “margarinas”. 
 
3º: Como agente redutor na metalurgia 
 
WO3 + 3H2 → W + 3H2O 
 
4º: Gasolina sintética 
 
C + H2 gasolina sintética 
 
 
- somente em situações específicas 
 
5º: Síntese da amônia 
 
6º: Hidrogênio líquido 
 
Combustível para foguetes. 
 
Ca H2O 
cat. 
 
pressão, � 
� 
OxigênioOxigênioOxigênioOxigênio 
 
Data de 1771 a sua descoberta. 
Principais ocorrências: 
 
1. 21% em volume na atmosfera; 
2. 89% em peso na água; 
3. 47% na crosta terrestre (± 15 km); 
4. 65% no corpo humano. 
 
Preparação no laboratório 
 
1º: Aquecimento de sais oxigenados (decomposição térmica); alguns sais ricos em 
oxigênio (cloratos, nitratos, etc), em aquecimento se decompõem. 
 
 
2KClO3 2KCl + 3O2 
 
 
2KNO3 → 2KNO2 + O2 
 
O clorato liberta todo o seu oxigênio, enquanto o nitrato, parte. 
O clorato se decompõe sem catalisador a 400°C (600°C). Com catalisador ele 
se decompõe a 200°C (250°C), mas o uso de catalisador é importante, pois 
temperaturas mais baixas diminuem o risco de explosão. 
 
2º: Por aquecimento dos óxidos metálicos 
 
2HgO → 2Hg + O2 
 
2BaO → 2Ba + O2 
 
3º: Eletrólise da água 
 
Preparação do Oxigênio na Indústria 
 
1º: Liquefação do ar 
 
O ar submetido à compressão e resfriamento sofre liquefação. O ar líquido 
(sendo uma mistura) é submetido a uma destilação fracionada conseguindo-se o 
isolamento do oxigênio. 
 
 
� 
MnO2 
 
� 
 
 
Propriedades Químicas 
 
- Oxidação e combustão 
A propriedade mais importante é a sua capacidade de oxidar outras 
substâncias. A ação oxidante pode ser lenta ou rápida. 
 
1º: Combustão de não-metais 
 
2H2 + O2 → 2H2O 
 
S + O2 → SO2 
 
4P + 5O2 → 2P2O5 
 
C + O2 → CO2 
 
2º: Combustão de metais 
 
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 
 
2Mg + O2 → 2MgO 
 
A facilidade de combustão dos MA nos obriga a guardá-los em querosene 
(imersos). 
 
3º: Combustão de compostos orgânicos 
 
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O 
 
 
NitrogênioNitrogênioNitrogênioNitrogênio 
 
Família: 5A 
Nitrogênio – N 
Fósforo – P 
Arsênio – As 
Antimônio – Sb 
Bismuto – Bi 
 
Exibem algumas características semelhantes, mas também, diferenças 
apreciáveis. 
As diferenças de propriedades não são regulares. A maior diferença é entre 
os dois primeiros. 
 
Relações 
 
• Configuração ns2, ns3; 
• Os pontos de ebulição aumentam à medida que aumenta o raio atômico; 
• Ocorre um decréscimo pronunciado na eletronegatividade. O maior 
decréscimo ocorre no 1º e 2º membros; 
• Tendem a formar ligações covalentes. 
 
O menor e mais eletronegativo da família é o nitrogênio (N2 é muito estável. Quando 
quebra a ligação tende a voltar ao estado original). 
O nitrogênio tende a formar íon negativo, mas somente com elementos 
fortemente eletropositivos, como os MA e MAT. 
Ex.: Na3N e Ca3N2. 
 
Nos compostos do nitrogênio o número total de elétrons de valência nunca é 
menor que 8, isto porque só os orbitais 2s e 2p são disponíveis. 
Outros elementos desta família poderiam acomodar mais de 8 elétrons de 
valência utilizando os orbitais nd. 
7N: 1s
2 2s2 2p3 
15P: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 
Ocorrência e Propriedades 
 
O N2 constitui 78% em volume da atmosfera. É uma fonte ilimitada para 
compostos de nitrogênio. Ocorre naturalmente em alguns minerais. 
Nitrato de sódio (NaNO3): grandes reservas no Chile. 
Os solos são férteis na forma de nitratos, nitritos e compostos de amônio. 
Todos os tecidos do corpo possuem nitrogênio(na proteína). 
Gás incolor, inodoro, insípido, pouco solúvel me água. 
“Sem Deus o universo seria inexplicável”. 
 Einstein 
 
Nitrogênio Elementar 
 
Existe sob a forma de molécula diatômica N2 nos quais os dois átomos estão 
unidos por ligação tripla. 
A energia de dissociação do N2 é extremamente alta. A mais elevada que se 
conhece para uma molécula diatômica homonuclear. 
 
�HN2 = 226Kcal/mol 
�HO2 = 119Kcal/mol 
�HF2 = 37Kcal/mol 
 
A energia de dissociação elevada é responsável por muitas propriedades 
químicas do nitrogênio: 
• Ausência de reatividade; 
• Instabilidade de muitos compostos mesmo a temperatura ambiente. 
 
As reações mais importantes do nitrogênio elementar são a combinação direta 
com o hidrogênio (H2) para formar o amoníaco, e com o oxigênio (O2), para formar o 
NO. 
A temperatura de 300-500°C o nitrogênio reage com metais eletropositivos 
formando nitretos (MA e MAT). 
 
Preparação 
 
Em laboratório é obtido por aquecimento cuidadoso do nitreto de amônio. 
 
NH4NO2 → 2H2O + N2 
 
Na prática aquece-se uma solução que tem cloreto de amônio e nitreto de 
sódio. 
 
NH4Cl + NaNO2 → NH4NO2 + NaCl 
 
NH4NO2 → N2 + 2H2O 
 
NH4Cl + NaNO2 → NaCl + 2H2O + N2 
 
A instabilidade é grande (NH4NO2) 
 
Na indústria 
 
A partir da liquefação do ar atmosférico 
 
 
 
Reações 
 
1º: Com hidrogênio (síntese da amônia) 
 
Esta reação é forçada pela pressão, temperatura (500°C) e catalisador (ferro). 
Assim mesmo a reação é reversível. 
 
N2 + 3H2 � 2NH3 
 
 
A reação ocorre em fase gasosa e apresenta concentração de volume. 
Conclui-se que a decomposição da amônia será mais difícil quanto maior a 
pressão. 
O primeiro processo empregava 200 atm (ƞ = 10%). Hoje são empregadas 
1000 atm (ƞ = 10%). A tendência é que a pressão venha aumentar (tecnologia). 
Conclusão: a amônia é pouco estável. 
 
2º: Com o oxigênio 
 
O nitrogênio produz o óxido de nitrogênio e a reação é forçada por arco 
voltaico (3000°). 
 
N2 + O2 → 2NO 
 
Esta reação é chamada de BIRKELANDBIRKELANDBIRKELANDBIRKELAND----EYDEEYDEEYDEEYDE. 
É um intermediário importante na indústria de compostos. 
� 
P 
 
�, cat. 
 
Aplicações do Nitrogênio 
 
1. Obtenção do ácido nítrico, amônia, etc; 
2. Sendo um gás inerte é utilizado em muitas situações: 
• Lâmpadas (hoje se usa gás nobre); 
• Tanques de armazenamento de combustíveis; 
• Frigoríficos; 
• Gás refrigerante. 
 
Amônia em Laboratório 
 
NH4Cl + NaOH → NaCl + H2O + NH3 
 
Há formação de hidróxido de amônio o qual em presença de uma base forte 
decompõe-se em amônio (o aquecimento facilita). 
 
 
FósforoFósforoFósforoFósforo 
 
Ocorrência 
 
Não ocorre livre na forma de minério. 
a) fosforita: Ca3(PO4)2; 
b) apatita: Ca5(PO4)3F. 
 
Durante a putrefação dos seres vivos é eliminado na forma de fosforina (PH3) 
junto com NH3 e H2S. 
 
Preparação 
 
Aquecimento em forno elétrico (3000°C) de mistura de fosforita, areia e coque. 
 
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO4 + 2P + 5CO 
 
Destilado em atmosfera inerte (N2) e recolhido em água. 
 
Variedades Alotrópicas 
 
- Fósforo Branco 
 
• Sólido branco; 
• Queima com luz intensa produzindo anidrido fosfórico; 
 
4P + 5O2 → 2P2O5 
 
• Fosforescência: lenta combustão provocada pelo oxigênio do ar; 
• Muito tóxico: 0,15g mata um adulto; 
• Muito reativo. 
 
� 
� 
 
 
 
- Fósforo Vermelho 
 
• Sólido vermelho, incombustível, não-fosforescente, não-venenoso, insolúvel 
em solventes orgânicos; 
• Moléculas gigantes. 
 
 
 
Propriedades Químicas 
 
1º: Com metais ativos 
 
3Ca + P → Ca3P2 
 
Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3 
 
Forforina é menos estável que NH3. (P e H têm a mesma eletronegatividade). 
Em contato com o oxigênio do ar, inflama-se, produzindo ácido fosfórico. 
 
H3P + 2O2 → H3PO4 
 
2º: Com oxigênio 
 
Reage espontaneamente: 
 
4P + 3O2 → 2P2O3 
excesso 
4P + 5O2 → 2P2O5 
 
O óxido de fósforo reage com água de três maneiras: 
 
P2O5 + H2O → 2H3PO3 meta 
 
P2O5 + 2H2O → H4P2O7 piro 
 
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 orto 
 
Aplicações 
 
• Fósforo de segurança; 
• Fósforo universal. 
 
� 
Ácido Fosfórico H3PO4 
 
 
 
 
Preparação 
 
1º: A partir do anidrido fosfórico (indústria) 
 
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 
 
2º: Hidrólise do pentacloreto de fósforo (laboratório) 
 
PCl5 + 4H2O → 5HCl + H3PO4 
 
3º: Tratando-se a fosforina com ácido sulfúrico concentrado 
 
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4 
 
Aplicação 
 
Obtenção de fertilizantes 
 
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 → 3Ca(H3PO4)2 
 superfosfato-triplo 
 
 
EnxofreEnxofreEnxofreEnxofre 
 
Ocorrência 
 
Livre, combinado (FeS2), sulfetos e ainda ocorre nos carvões minerais e no 
petróleo. 
 
Variedades Alotrópicas 
 
São muitas e variadas. 
 
Fórmulas 
 
Molecular é S8 só usa S. 
A fórmula molecular apresenta um encadeamento fechado de 8 átomos de 
enxofre. 
 
Preparação 
 
a) Método Frasch; 
b) Método Siciliano. 
 
� 
Propriedades Químicas 
 
1º: Com metais 
 
Fe + S → FeS 
 
2º: Com não-metais 
 
8O2 + S8 → 8SO2 
 
C + 2S → CS2 
 solvente industrial 
 
3º: Com ácidos oxidantes 
 
S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O 
 
 
Aplicações 
 
a) Dióxido de enxofre, ácido sulfúrico e sulfetos de carbono; 
b) Pólvora negra (C + S + KNO3) e dos fósforos de segurança; 
c) Enxofre em pó (inseticida); 
d) Vulcanização da borracha. 
 
borracha natural + S → borracha vulcanizada 
 
Foi descoberta por Good-year em 1838 (EUA). 
 
 
� 
conc. 
 
� 
�