Aula 2 tabela periódica

1. 29/03/2011
1
AULA 1: 
•TABELA PERIÓDICA
QUÍMICA PARA
ENGENHARIA
Professor:
Geoffroy Roger Pointer Malpass (DEQ/ICTE)
REVISÃO DA ÚLTIMA AULA
•Histórico do desenvolvimento da Estrutura do átomo
•Estrutura atômica moderna
•Orbitais
•Distribuição eletrônica
2

2. 29/03/2011
2
•Atualmente, há 118 elementos conhecidos
•A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843.
•Como organizar 118 elementos diferentes de forma que possamos fazer
previsões sobre elementos não descobertos?
3
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
Os elementos estão organizados de acordo com as suas
propriedades químicas.
John Dalton
(1766 – 1844)
•Um dos trabalhos iniciais foi de Dalton com a sua
teoria da estrutura atômica.
•Seu trabalho catalisou a investigação das
propriedades químicas e o descobrimento de
novos elementos.
4

3. 29/03/2011
3
Dimitri
Mendeleev
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
•O resultado disso foi a primeira versão da Tabela
Periódica proposta por Mendeleev em 1869.
•Mendeleev ordenou os elementos conhecidos em função
das suas propriedades químicas
•Colocou um pouco de ordem no caos.
•Os elementos quando classificados de acordo com o seu peso at ômico
apresentam uma periodicidade das suas propriedades.
•Elementos com propriedades químicas similares têm pesos at ômicos
parecidos (Pt, Ir, Os) ou seus pesos aumentam de forma regular (K, Rb e
Cs).
•Os elementos mais comuns geralmente apresentam pesos atômi cos
pequenos.
•A magnitude do peso atômico determina as propriedades dos elementos
•Devemos esperar o descobrimento de outros elementos para pr eencher
espaços na tabela. 5
Mendeleev deixou espaços para futuras descobertas – prevendo
propriedades como ponto de fusão/ebulição e densidade.
Por exemplo previu a descoberta do elemento “ekassilício” (do
sânscrito “eka”- um abaixo, “dvi”- dois abaixo e “tri”- três abaixo).
6

4. 29/03/2011
4
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
A descoberta de ekassilícioem 1886 é um dos melhores exemplos
das previsões de Mendeleev.
Ekassilício2222Germânio
7
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
•Osmetais (a maioria dos elementos ) ocupam a parte central e esquerda da tabela
periódica;
•Osnão-metaisestão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica.
8

5. 29/03/2011
5
•As colunas na tabela
periódica chamam-se
grupos(numeradas
de 1A a 8A ou de 1 a
18).
•Elementos do mesmo grupo
geralmente apresentam propriedades
similares e por isso ganharam
nomes:
•Apresentam propriedades similares
devido ao fato que têm uma estrutura
eletrônica similar.
GRUPO NOME ELEMENTOS
1 Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2 Metais alcalinos Terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
6 Calcogênios O, S, Se, Te, Po
7 Halogênios F, Cl, Br, I, At
8 Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
9
•As linhas na tabela periódica
chamam-se períodos. Existem 7
períodos.
•Estes correspondem ao
número quântico principal.
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS
10

6. 29/03/2011
6
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
•O número do periodo é o valor do número quantico, n, (1, 2 ...7)
•Os grupos (1 e 2) 1A e 2A têm o orbital spreenchido.
•Os grupos (13 -18) 3A -8A têm o orbital ppreenchido.
•Os grupos (3 -12) 3B -2B têm o orbital dpreenchido.
•Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital fpreenchido.
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações
eletrônicas.
11
TABELA PERIÓDICA
12

7. 29/03/2011
7
13
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E A TABELA PERIÓDICA
14

8. 29/03/2011
8
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS E POSIÇÃO NA TABELA
• A configuração eletrônica dos orbitais contribui para a localização da
família do elemento químico;
• Na prática, basta somar a quantidade dos elétrons nos orbitais s, p e d
Por exemplo: Enxofre (S)
S: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4
• Total dos elétrons: 16 - Grupo 16
• Últimos orbitais preenchidos 6 – Grupo VIA
• n = 3 – período 3.
15
Por meio da configuração eletrônica, represente os elementos
11Na,
13Aℓ,
18Ar
e
19Kna tabela a seguir.
EXERCÍCIO
16

9. 29/03/2011
9
Configurações eletrônicas anômalas
[Ar]3d
5
4s
2
[Ar]3d
4
4s
2
Proximidade entre as energias dos
orbitais 3d e 4s.
[Ar]3d
10
4s
1
[Ar]3d
9
4s
2
17
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS
ELEMENTOS
18

10. 29/03/2011
10
A TABELA PERIÓDICA
Para iniciar esta discussão temos que olhar algumas propriedades
básicas do átomo:
1. Carga nuclear efetiva;
2. Raio atômico dos átomos e íons.
•A tabela periódica é utilizada para organizar os elementos
•Como consequência dessa organização, existem propriedadesperiódicasassociadas
à tabela periódica.
19
•
• As propriedades dos átomos não são somente oriundas da estrutura
eletrônica, mas também a força de atração entre o núcleo e os elétrons
externos.
• Essa atração é dada pelalei de coulombe depende da distância do elétron
do núcleo e a carga do núcleo.
• Também existe uma repulsão entre os elétrons, mas podemos pensar no
ambiente médioproduzido pelos elétrons e o núcleo.
• podemos pensar em termos dacarga nuclear efetiva, Zef:
CARGA NUCLEAR EFETIVA
SZZ
ef
−=
Z = Número de prótons no núcleo;
S = Número médio de elétrons entre o núcleo e
o elétron em questão
20

11. 29/03/2011
11
•Pode-se estimar a Zefusando a carga nuclear e o número de elétrons
internos ;
•Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear
efetiva (Z
eff) diminui.
• Por exemplo: Mg tem 12 elétrons e número atômico 12: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
• Z = 12 e S = 10, portanto 12-10 = +2
• O valor verdadeiro é +3,3 – por que?
CARGA NUCLEAR EFETIVA
21
CARGA NUCLEAR EFETIVA
Devemos lembrar
•Todos os orbitaisstêm a mesma
forma, mas tamanhos diferentes.
•Considere:
•He: 1s
2
,
•Ne: 1s
2
2s
2
2p
6
e
•Ar: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
.
•A densidade eletrônica radial é a
probabilidade de se encontrar um
elétron a uma determinada
distância.
•O elétron no orbital 3s pode ser
encontrado perto do núcleo.
•Desta forma, os elétrons internos
não conseguem impedir sua
interação com o núcleo.
22

12. 29/03/2011
12
TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS
• A definição moderna do átomo supõe que os elétrons estão distribuídos
de acordo com a probabilidade de os encontrar em volta do núcleo;
• O ponto em que essa probabilidade é zero não existe;
• Assim, as bordas dos átomos são bastante vagas;
1.
• Imagine-se o Argônio na fase gasosa;
• Dois átomos colidem e as nuvens
eletrônicas encontram-se e as forças
repulsivas impede que juntam mais;
• Isso é chamado deraio aparenteouraio
não-covalente
23
2.
•Considere uma molécula diatômica
simples (p.ex. Cl2);
•A distância entre os dois núcleos é
denominada distância de ligação.
•Se os dois átomos que formam a
molécula são os mesmos, metade da
distância de ligação é denominadaraio
covalente do átomo.
TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS
24

13. 29/03/2011
13
TAMANHO DOS ÁTOMOS E DOS ÍONS
Os raios atômicos nós dão uma ferramenta para prever o comprimento de
ligações entre átomos diferentes.
• Para o Cl
2(Cl-Cl) o diâmetro atômico é 1,99 Å, portanto o raio é 0,99 Å.
Para o Carbono o raio é 0,77 Å.
• No composto CCl
4, a ligação C-Cl tem um valor observado de 1,77, o qual
é muito próximo à soma de 0,99 e 0,77.
25
•Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades
dos elementos variam periodicamente.
•O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.
•Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam de tamanho.
•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, Z
ef.
TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS RAIOS ATÔMICOS
26

14. 29/03/2011
14
27
•À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a
distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico
aumenta.
•Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons 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.
TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS RAIOS ATÔMICOS
28

15. 29/03/2011
15
O gás natural usado em aquecimentos e fogões residenciais não tem cheiro.
Sendo que o vazamento de gás natural apresenta perigo de explosão e sufocação,
várias substâncias de cheiro desagradável lhe são adicionadas para permitir a
detecção de um vazamento. Uma dessas substâncias é a metilmercaptana,
CH
3SH. Utilize a figura contendo os raios atômicos para prever os comprimentos
das ligações C-S, C-H e S-H nessa molécula.
EXERCÍCIO
Utilizando os raios para C, S e H, supõe-se que:
•Comprimento da ligação C-S = raio C + raio S = 0,77 Å + 1,02 Å = 1,79 Å;
•Comprimento da ligação C-H = raio C + raio H = 0,77 Å + 0,37 Å = 1,14 Å;
•Comprimento da ligação S-H = raio S + raio S = 1,02 Å + 0,37 Å = 1,39 Å;
Os comprimentos de ligação, determinados experimentalmen te, na
metilmercaptana são:
C-S = 1,82 Å;
C-H = 1,10 Å;
S-H = 1,33 Å;
EXERCÍCIO: RESPOSTA
30

16. 29/03/2011
16
Utilizando a tabela periódica, organize os seguintes átomos em ordem
crescente de tamanho:
15P,
16S,
33As,
34Se.
Dicas:
1- observar o período em que os átomos estão na tabela periódica;
2- observar como espera-se que seja o raio dos átomos, comparando-os;
1 2
3
EXERCÍCIO
31
Observações:
1- P e S estão no mesmo período da tabela periódica, sendo P à esquerda e S à direita;
2- Como S está à direita, espera-se que seu raio seja menor queo raio de P;
2- As e Se estão no mesmo período da tabela periódica, sendo Asà esquerda e Se à
direita ;
3- Como Se está à direita, espera-se que seu raio seja menor que o raio de As;
4- Como As está abaixo de P, seu raio é maior que o raio de P;
5- Como Se está abaixo de S, seu raio é maior que o raio de S.
1 2
3
15P
16S
33As
34Se
EXERCÍCIO: RESPOSTA
32

17. 29/03/2011
17
33
IONS
•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 valência.
•Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e sãomenores do que os
átomos que lhes dão origem.
•Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e sãomaiores do que
os átomos que lhe dão origem.
RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS
ÍONS
34

18. 29/03/2011
18
35
•Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos
em um grupo na tabela periódica.
•Todos os membros de umasérie isoeletrônicatêm o mesmo número de
elétrons.
•Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se
menores :
O
2-
> F
-
> Na
+
> Mg
2+
> Al
3+
RAIO IÔNICO: TENDÊNCIAS NOS TAMANHOS DOS
ÍONS
36

19. 29/03/2011
19
Escreva a configuração eletrônica dos átomos neutros e dos íons e ordene-os
em ordemcrescentede tamanho:
12Mg, Mg
2+
,
20Ca, Ca
2+
,
17Cl, Cl
-
,
8O, O
2-
.
EXERCÍCIO
37
FAZER EM CASA
•A primeira energia de ionização, I
1, é a quantidade de energia necessária para
remover um elétron de um átomo gasoso:
Na(g) →Na
+
(g) + e
-
.
•A segunda energia de ionização, I
2, é a energia necessária para remover um
elétron de um íon gasoso:
Na
+
(g) →Na
2+
(g) + e
-
.
•Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o
elétron.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
38

20. 29/03/2011
20
•Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais
interno é removido.
VARIAÇÃO NAS ENERGIAS DE
IONIZAÇÃO SUCESSIVAS
39
•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 um elétron do
orbital mais volumoso.
•Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período.
•Ao longo de um período, Z
efaumenta. Consequentemente, fica mais difícil
remover um elétron.
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS
ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
40

21. 29/03/2011
21
•Os elétronsssão mais eficazes na proteção do que os elétrons p.
Consequentemente, a formação des
2
p
0
se torna mais favorável.
•Quando um segundo elétron é colocado em um orbitalp, aumenta a repulsão
elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuraçãos
2
p
3
resultante
é mais estável do que a configuração inicials
2
p
4
. Portanto, há uma diminuição
na energia de ionização.
TENDÊNCIAS PERIÓDICAS NAS
PRIMEIRAS ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
41
42

22. 29/03/2011
22
43
Utilizando a tabela periódica, ordene os seguintes átomos em ordem crescente
da primeira energia de ionização: Ne, Na, P, Ar e K.
EXERCÍCIO
44

23. 29/03/2011
23
A energia de ionização cresce da esquerda para a direita em um período e
diminui quando descemos em um período.
•Uma vez que Na, P e Ar estão no mesmo período:
Na < P < Ar
•Como Ne está acima de Ar no grupo 8 A: Ar < Ne;
•Da mesma forma, K está abaixo do Na no grupo 1 A e portanto K < Na
Assim sendo, a ordem total é:
K < Na < P < Ar < Ne
EXERCÍCIO: RESPOSTA
45
Três elementos estão indicados na tabela periódica. Baseado em suas
localizações, determine qual terá a segunda energia de ionização maior.
EXERCÍCIO
46

24. 29/03/2011
24
Podemos através da localização dos elementos na tabela periódica determinar
as configurações eletrônicas dos elementos.
1 2
3
Elemento com número atômico 11
Elemento com número atômico 20
Elemento com número atômico 16
O elemento em vermelho, encontra-se no grupo 1A da tabela e portanto apresenta
1 elétron na última camada. O elemento em azul encontra-se nogrupo 2A da
tabela periódica e portanto apresenta 2 elétrons na camada mais externa. Já o
elemento em verde encontra-se no grupo 6A da tabela e portanto apresenta 6
elétrons na camada mais externa. Assim sendo, o elemento queterá a segunda
energia de ionização maior será o elemento em vermelho, poiso segundo elétron
a ser retirado será de outro orbital e esse está completo, portanto a energia
necessária para se retirar esse elétron será maior.
EXERCÍCIO: RESPOSTA
47
•Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número
quântico principal, n:
Li (1s
2
2s
1
) ⇒Li
+
(1s
2
)
Fe ([Ar]3d
6
4s
2
) ⇒Fe
3+
([Ar]3d
5
)
•Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixovalor de n disponível:
F (1s
2
2s
2
2p
5
) ⇒F
−
(1s
2
2s
2
2p
6
)
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DE ÍONS
48

25. 29/03/2011
25
•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
-
2Cl
-
(g)
•A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto
endotérmica:
Ar(g) + e
-
2Ar
-
(g)
•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.
AFINIDADES ELETRÔNICAS
49
AFINIDADES ELETRÔNICAS
50

26. 29/03/2011
26
METAIS, NÃO-METAIS
E METALÓIDES
51
METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES
•O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso,
maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicose tendem a formar
cátions em solução aquosa).
•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.
52

27. 29/03/2011
27
METAIS, NÃO-METAIS E METALÓIDES
53
•Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions
característicos.
•Todos metais do grupo 1A formam íons M
+
.
•Todos metais do grupo 2A formam íons M
2+
.
•A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
METAIS
54

28. 29/03/2011
28
•A maior parte dos óxidosmetálicossão básicos:
Óxido metálico + água→hidróxido metálico
Na
2O(s) + H
2O(l) →2NaOH(aq)
•Os não-metaisapresentam 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) + 3Br
2(l) →2AlBr
3(s)
METAIS E NÃO METAIS
55
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.
•Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:
2M(s) + 2H
2O(l) →2MOH(aq) + H
2(g)
Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os
metais ativosmetais ativos
56

29. 29/03/2011
29
Grupo 1A: os metais alcalinos
•Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O
2:
4Li(s) + O
2(g) 22Li
2O(s) (óxido)
2Na(s) + O
2(g) 2Na
2O
2(s) (peróxido)
K(s) + O
2(g) 2KO
2(s) (superóxido)
•Os metais alcalinos emitem cores características quandocolocados em uma
chama à alta temperatura.
•O elétronsé excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado
fundamental.
Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os
metais ativosmetais ativos
57
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 O
2:
4Li(s) + O
2(g) 22Li
2O(s) (óxido)
2Na(s) + O
2(g) 2Na
2O
2(s) (peróxido)
K(s) + O
2(g) 2KO
2(s) (superóxido)
•Os metais alcalinos emitem cores características quandocolocados em uma
chama à alta temperatura.
•O elétronsé excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado
fundamental.
58

30. 29/03/2011
30
Tendências de grupo para os Tendências de grupo para os
metais ativosmetais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
59
Lítio Sódio Potássio
Grupo 1A: os metais alcalinos
60

31. 29/03/2011
31
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
61
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 elétronss:
M 2M
2+
+ 2e
-
.
Mg(s) + Cl
2(g) 2MgCl
2(s)
2Mg(s) + O
2(g) 22MgO(s)
•O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca
em diante:
Ca(s) + 2H
2O(l) 2Ca(OH)
2(aq) + H
2(g)
62

32. 29/03/2011
32
Hidrogênio
•O hidrogênio é um elemento singular.
•Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H
2.
•Ele pode tanto ganhar um elétron para formar o íon hidreto, H
2
, como perder seu
elétron para formar H
+
:
2Na(s) + H
2(g) 22NaH(s)
2H
2(g) + O
2(g) 22H
2O(g)
•O H
+
é um próton.
•A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H
+
(aq).
Tendências de grupo para Tendências de grupo para
alguns nãoalguns não-- metaismetais
63
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
64

33. 29/03/2011
33
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
•Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O
2é um gás, o Te é um
metalóide, o Po é um metal).
•Há duas formas importantes de oxigênio: O
2e ozônio (O
3). O ozônio pode ser
preparado a partir do oxigênio:
3O
2(g) 22O
3(g)∆H= 284,6 kJ.
•O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
65
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
•O oxigênio (ou dioxigênio, O
2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o
íon O
2-
tem uma configuração de gás nobre.
•Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (porexemplo, H
2O) e 1-
(por exemplo, H
2O
2).
•O enxofre é outro importante membro desse grupo.
•A forma mais comum do enxofre é o S
8amarelo.
•O enxofre tende a formar S
2-
nos compostos (sulfetos).
66

34. 29/03/2011
34
Grupo 7A: os halogênios
67
Grupo 7A: os halogênios
•A química dos halogênios é dominada pelo ganho de elétrons para formar um
ânion:
X
2+ 2e
-
22X
-
.
•O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece:
2F
2(g) + 2H
2O(l) 24HF(aq) + O
2(g) ∆H= -758,9 kJ.
•Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X
2).
68

35. 29/03/2011
35
Grupo 7A: os halogênios
•O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela
eletrólise do sal grosso (NaCl):
2NaCl(aq) + 2H
2O(l) 22NaOH(aq) + H
2(g) + Cl
2(g).
•A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso(HOCl) que desinfeta a
água de piscina:
Cl
2(g) + H
2O(l) 2HCl(aq) + HOCl(aq).
•Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com
exceção do HF.
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Grupo 8A: os gases nobres
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36. 29/03/2011
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Grupo 8A: os gases nobres
•Todos esses são não-metais e monoatômicos.
•Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveisse p
completamente preenchidos.
•Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF
2, XeF
4e
XeF
6.
•Outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF
2e o HArF.
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