sexta-feira, 15 de junho de 2012

CONHECENDO OS GASES NOBRES

GASES NOBRES


A pesquisa apresentada tem como objetivo aprimorar e ampliar o conhecimento sobre os elementos da família 18 ou gases nobres como são chamados atualmente. Para a melhor compreensão é apresentada uma pesquisa bibliográfica descrevendo pontos importantes tal como; o estudo de suas propriedades físicas e químicas, características gerais, possíveis compostos ou complexos que esses elementos podem formar, seguido de explicações, tabelas, gráficos e figuras listando suas principais propriedades atômicas e as fases líquidas do hélio, tal como a fase líquida de temperatura mais baixa que apresenta superfluidez. São conhecidos alguns compostos dos gases nobres, mas suas propriedades químicas são muito menos extensas do que os dos compostos correspondentes do xenônio. A reatividade dos gases nobres tem sido investigada esporadicamente desde as suas descobertas, mas todas as primeiras tentativas de formação de compostos não obtiveram sucesso. Entretanto após 1962  uma série de fluoretos e oxocompostos de xenônio foram sintetizados e caracterizados. Este campo parece um tanto limitado, mas nos últimos anos, foram feitos progressos quando foram preparados compostos envolvendo ligações com nitrogênio, carbono e metais. Como referenciais teóricos foram consultados livros que abordem esse assunto sendo feito uma mesclagem entre eles para o enriquecimento do conteúdo.
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Os elementos do grupo 18 têm sido denominados “gases inertes e gases raros. Ambos são inadequados, já que a descoberta dos fluoretos de xenônio, em 1962, mostrou que o xenônio não é inerte. Todos os gases nobres encontram-se na atmosfera como gases monoatômicos. O hélio possui dois elétrons, que completam a camada 1s2. Os demais gases nobres possuem um octeto completo de elétrons, ns2np6, na camada mais externa. Esses átomos apresentam uma afinidade eletrônica negativa e energia de ionização muito elevada. Em condições normais, os átomos dos gases nobres apresentam pouca tendência de perder e receber elétrons.
1.      Histórico:
Os elementos conhecido como gases nobres; Hélio (He), Neônio (Ne), Argônio (Ar), Criptônio (Kr), Xenônio (Xe) e Radônio (Rn) pertencem ao grupo 18 da tabela periódica, são os elementos menos reativos e já tiveram vários nomes coletivos ao longo dos anos, á medida que diferentes aspectos de suas propriedades foram sendo identificados e contestados. Assim, eles foram chamados de gases raros e gases inertes e, atualmente, são chamados de gases nobres. O primeiro nome é inadequado uma vez que o argônio está longe de ser raro (ele é bem mais abundante do que o CO2 na atmosfera). O segundo tornou-se inadequado desde a descoberta dos compostos de xenônio. A designação de gases nobres é agora aceita, pois ele transmite o sentido de baixa, mas significativa reatividade.
A primeira indicação da existência dos gases nobres foi divulgada pelo químico inglês Cavendish, em 1784. Após ter repetidamente provocado centelhas no ar, com excesso de oxigênio, na presença de álcali (que absorve os óxidos de nitrogênio (N2O) assim formado, bem como o dióxido de carbono (CO2) originalmente presente), e ter removido o excesso de oxigênio que não havia reagido, ele observou que sempre restava o mesmo volume residual de gás (cerca de 1/120 do volume inicial do ar). Em 1894, outros cientistas ingleses, Ramsay Lord Rayleigh, isolaram o primeiro gás nobre que se conheceu, que é o mais abundante gás nobre do ar, designando argônio (Ar). O gás nobre isolado a seguir foi o hélio, obtido em 1895 pelo aquecimento de um minério de urânio, de modo que aquele gás, preso nas suas cavidades, foi liberado (o gás lá estava como um produto da desintegração, radioativa do urânio). Vinte e sete anos antes de ser isolado na Terra, o hélio fora identificado na cromosfera do sol (daí o seu nome) por meio de análises espectroscópica.
Num período de seis anos após a descoberta do hélio por Ramsay e Lord Rayleigh, todos os outros gases nobres foram isolados e caracterizados. Nos sessenta anos seguintes, os químicos, de modo geral, acreditavam que os gases nobres seriam incapazes de formar compostos químicos normais; nesse período, falharam todas as tentativas de preparação de compostos dos gases nobres. Só em 1962, o químico inglês Neil Bartlett teve sucesso na preparação do primeiro verdadeiro composto de um gás nobre, o sal sólido, cristalino, XePtF6 (hexafluoroplatinato de xenônio) isso foi conseguido pela reação do gás xenônio, com vapor  de hexafluoreto de platina, (PtF6). Após a descoberta desse primeiro composto, vários trabalhos foram efetuados para investigar técnicas experimentais adequadas à preparação de compostos dos gases nobres e para, com fundamento em considerações teóricas, explicar a sua estabilidade e tipo de ligação. Logo depois, químicos do laboratório Nacional de Argonne, Estados Unidos, fabricaram o tetrafluoreto de xenônio (XeF4), apartir de uma mistura de xenônio e flúor a alta temperatura.
Propriedades e características físicas e químicas
Os elementos do grupo 18 encontram-se na atmosfera como gases monoatômicos não-reativos, juntos eles formam aproximadamente 1% da sua massa. Os gases nobres, exceto o hélio e o radônio, são obtidos pela destilação fracionada do ar líquido.
O hélio possui dois elétrons, que completam a camada 1s2. Os demais gases nobres possuem um octeto completo de elétrons, ns2np6, na camada mais externa. Essa configuração eletrônica é muito estável e está relacionada com a baixa reatividade químicas desses elementos. Esses átomos apresentam uma afinidade eletrônica igual a zero ou ligeiramente negativa, e energia de ionização muito elevadas, maiores que de qualquer outro elemento. Em condições normais, os átomos dos gases nobres apresentam pouca tendência de perde ou receber elétrons. Por isso apresentam uma pequena tendência de formar ligações e ocorrem na forma de átomos isolados.
A propriedade atômica dos gases nobres encontra-se listadas na tabela 1.1. As suas altas energias de ionização e afinidades eletrônicas negativas podem ser entendidos considerando-se as suas configurações eletrônicas ns2np6. As afinidades eletrônicas são negativas porque o elétron que chega ocupará um orbital de uma nova camada. A primeira energia de ionização é alta porque a carga nuclear efetiva é alta no lado direito do período.
O gás nobre com propriedades químicas mais extensas é o xenônio. Os números de oxidações mais importantes do xenônio nos seus compostos são +2, +4, e +6. As propriedades do vizinho mais leve do xenônio, o criptônio, são muito mais limitadas. O estudo da química do radônio, assim como a do ástato, é inibido pela alta radioatividade do elemento.
Argônio, criptônio e xenônio formam clatratos quando congelados com água à alta pressão. Os átomos de gases nobres hospedam-se dentro de uma estrutura tridimensional do gelo e têm a composição E 6H2O.


Os raios atômicos desses elementos são todos muito pequenos e aumentam quando se desce pelo grupo. Deve-se notar que esses raios são raios atômicos, ou seja de átomos não ligados, e devem ser comparados com os raios de Van der Waals de outros elementos na forma de átomos e não com os raios covalentes (raios dos elementos na forma combinada).
Todos os gases nobres são capazes de se difundir através do vidro, da borracha, de materiais plásticos e de alguns metais. Por causa disso, seu manuseio no laboratório é difícil, principalmente porque frascos de Dewar de vidro não podem ser usados em experimentos a baixas temperaturas.


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Nome
Hélio
Neônio
Argônio
Criptônio
Xenônio
Radônio
Símbolo
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Número atômico
2
10
18
36
54
86
Massa molar (g mol ¯¹)
4
20,18
39,95
83,8
131,29
222
Raio covalente/pm
99
160
192
197
217

Ponto de fusão/˚C
-270
-249
-189
-157
-112
-71
Ponto de ebulição/˚C
-269
-246
-186
-152
-108
-62
Afinidade eletrônica/ (KJ mol ¯¹)
-48,2
-115,8
-96,5
-96,5
-77,2

1˚energia de ionização/(KJ mol ¯¹)
2370
2080
1520
1350
1170
1040
Entalpia de vaporização (KJ mol ¯¹)
0,08
1,7
6,5
9,1
12,7
18,1
Raio atômico (Å)
1,2
1,6
1,91
2
2,2

Tabela 2.1  Propriedades dos gases nobres

Elemento
Símbolo
Configuração eletrônica
Hélio
He
1s²
Neônio
Ne
[He] 2s²2p
Argônio
Ar
[Ne] 3s²3p
Criptônio
Kr
[Ar] 3d¹4s²4p
Xenônio
Xe
[Kr] 4d¹5s²5p
Radônio
Rn
[Xe] 4f¹5d¹6s²6p
                                                  Tabela 2.2-Configuração eletrônica

Os gases nobres existem como gases monoatômicos, incolores e inodoros; estes apresentam pontos de ebulição (o hélio tem o mais baixo ponto de ebulição, entre todas as substâncias, somente quatro graus acima do zero absoluto) e calores de vaporização baixos; mostra ainda que tanto os pontos de ebulição como os calores de vaporização aumentam regularmente à medida que aumentam os seus números atômicos. Essas propriedades, bem como o caráter monoatômico das moléculas, podem ser explicadas à base da existência, unicamente, de forças de Van der Waals fracas entre os átomos dos gases nobres. A entalpia de vaporização é uma medida que mantêm unidos os átomos, aumentando assim de cima para baixo à medida que aumenta a polarizabilidade O aumento regular do ponto de ebulição, do calor de vaporização e da solubilidade em água quando se desce, na família, desde o hélio até o xenônio, pode ser relacionado com o aumento das dimensões das suas moléculas (átomos). De fato, quanto maior é a nuvem eletrônica mais polarizável se torna uma molécula, onde se tornam mais fortes a atração de van der Waals entre essas moléculas, entre si e com outras, por exemplo, com moléculas polares.

Todos os gases nobres apresentam os orbitais dos níveis de energia exteriores completos com elétrons, por isso não formam facilmente compostos químicos. À medida que os átomos dos gases nobres crescem na extensão da série tornam-se ligeiramente mais reativos, daí poder-se induzir o xenônio a formar compostos com o flúor.
Os clatratos formados pelos gases nobres são bem conhecidos. Os compostos químicos normais possuem ligações iônicas ou covalentes. Contudo, nos clatratos, átomos ou moléculas de tamanho adequado estão presos nas cavidades existentes no retículo cristalino de outros compostos. Embora os gases estejam retidos, eles não formam ligações.
Se uma solução aquosa de hidroquinona (1,4-dihidroxibenzeno) for cristalizado sob 10 à 40 atmosfera de Ar, Kr ou Xe, esses gases nobres ficam retidos em cavidades de cerca de 4 Å de diâmetro existente na estrutura da hidroquinona. Quando o clatrato é dissolvido, a estrutura cristalina mantida pelas ligações de hidrogênio se desfaz e o gás nobre escapa. Outras moléculas pequenas como O2, SO2, H2S e CH3OH também formam clatratos parecidos com o do Ar, Kr e Xe. Os gases nobres menores He e Ne não formam clatratos, porque os átomos são pequenos o suficiente para escaparem das cavidades. A composição desses clatratos correspondem a 3 hidroquinona: 1 molécula encapsulada, mas geralmente nem todas as cavidades são ocupadas.
Analogamente, Ar, Kr e Xe podem ser retidos em cavidades durante o processo de congelamento da água sob elevadas pressões desses gases. Os compostos obtidos também são clatratos, embora sejam comumente denominado hidratos dos gases nobres’’. Suas formulas são aproximadamente 6H2O: 1 átomo do gás. He e Ne não são retidos por serem muito pequenos. Os gases nobres mais pesados também podem ser retidos nas cavidades de zeólitas sintéticas, tendo sido obtidos amostras contendo até 20% em peso de argônio. Os clatratos se constitui num meio conveniente de armazenar isótopos radioativos de Kr e de Xe, produzidos em reatores nucleares.
1.      Os elementos
3.1-Hélio
O hélio constitui 23% da massa do universo e no sol ele é o segundo elemento mais abundante, depois do hidrogênio, é raro na Terra porque seus átomos são tão leves que uma grande proporção deles atinge altas velocidades e escapa da atmosfera, de forma que a maior parte dele na Terra (5 partes por milhões em volume). Ele, porém, é um componente dos gases naturais presos sob formações rochosas (especialmente nos Texas, Estados Unidos e na Europa Oriental), onde uma alta concentração de até 7% em massa é encontrada nesse local nas quais ele se acumulou como resultado da emissão de partículas α por elementos radioativos, do qual ele pode ser obtido por destilação à baixa temperatura. Um pouco de hélio nos chega do Sol como um vento solar de partículas α. Uma partícula α é um núcleo de hélio-4 (4He2+), e o átomo de elemento se forma quando a partícula adquire dois elétrons da vizinhança.
O hélio tem o ponto de ebulição mais baixo que qualquer outro líquido conhecido, sendo usado em crioscopia para se obter temperaturas extremamente baixas, necessárias para a operação de lasers e dispositivos baseados em materiais supercondutores. É empregado como gás de refrigeração em um dos tipos de reatores nucleares refrigerados a gás, e como gás de arraste em cromatografia gás-líquido.
O gás hélio é duas vezes mais denso do que o hidrogênio, nas mesmas condições. Como sua densidade é, ainda, muito baixa e o gás não é inflamável, ele é usado para fazer flutuar os dirigíveis. Um metro cúbico de hélio, à pressão atmosférica, pode levantar até 1 Kg. O hélio é também usado para fazer diluir o oxigênio usado nos hospitais, e utilizado preferencialmente ao nitrogênio para diluir o oxigênio dos cilindros de ar dos mergulhadores. Isso porque o nitrogênio é solúvel no sangue e uma súbita variação de pressão poderia provocar a formação de bolhas de N2 no sangue, esse acidente é conhecido como síndrome de descompressão ou mal das profundezas. O hélio é muito menos solúvel e o risco de ocorrer esse acidente é bem menor.
     O elemento tem o mais baixo ponto de ebulição de todas as substâncias (4,2 K) e não se solidifica em nenhuma temperatura, a não ser que seja aplicada pressão para manter juntos seus átomos leves e móveis. Essa propriedade os torna útil para a criogenia, o estudo da matéria a temperaturas muito baixas. O hélio é a única substância conhecida que tem mais de uma fase líquida. Quando a temperatura do hélio é abaixada até 4,2 K, ele se liquefaz a hélio I. Surpreendentemente o líquido continua num estado de ebulição vigoroso A 2,17 K repentinamente cessa a ebulição do líquido (o que no caso dos materiais convencionais correspondem à formação do sólido), e se transformação em uma segunda fase líquida conhecida como hélio-II. Ele continua sendo um líquido, pois as forças intermoleculares não são suficientemente fortes para formar um sólido, mas o movimento térmico dos átomos praticamente cessou Esta fase é classificada como um superfluido, uma vez que ele escoa sem viscosidade. Um superfluido é um estado muito incomum da matéria. O hélio sólido só é obtido sob altas pressões. Normalmente as moléculas podem se mover livremente num gás, mas de forma mais restrita no líquido. No sólido os átomos podem vibrar em tornos de certas posições. À medida que a temperatura diminui, a quantidade de movimento térmico dos átomos diminui, e os gases se tornam líquidos; e eventualmente se tornam sólidos.
O hélio I é um líquido normal, mas quando se transforma em hélio II, na temperatura do ponto λ, muitas de suas propriedades físicas mudam abruptamente. O calor específico varia num fator de 10. A condutividade térmica aumenta por um fator de 106 e se torna 800 vezes maior que a do cobre, tornando-se um supercondutor (isto é tem resistência elétrica nula). A viscosidade se aproxima de zero, ou seja, torna-se igual a 1/100 da viscosidade do hidrogênio gasoso. Abaixo de temperaturas do ponto λ, o hélio se espalha por toda a superfície. Assim o líquido pode fluir para cima, subindo pelas paredes do recipiente, transpondo suas bordas até que o nível em ambos os lados sejam iguais. A tensão superficial e a compressibilidade também são anômalas.
 3.2-Neônio
O neônio foi isolado em 1898, por William Ramsay, quando procedia a destilação fracionada do ar, obtido pelo ar foi imediatamente reconhecido como um novo elemento devido a sua singular incandescência quando eletricamente estimulado, e é encontrado em mínimas quantidades no ar atmosférico. A sua maior aplicação está na construção de anúncios luminosos, devido a luz luminosa vermelho-alaranjado que emite quando atravessado por uma corrente elétrica. Em misturas com outros gases a coloração pode assumir outras tonalidades. Também se utiliza o neônio em válvulas estabilizadoras de tensão.
3.3-Argônio
O argônio foi descoberto em 1875 por Cavendish e isolado por Lord Rayleigh e William Ramsey. O argônio é relativamente abundante e pode ser obtido por destilação fracionada do ar líquido, ele constitui 0,93% em volume do ar (isto é 9.300 ppm). Origina-se principalmente da reação de capturas de elétrons (decaimento β +) pelo potássio. A produção mundial de argônio é superior a 700 000 toneladas/ano, sendo o gás nobre produzido em maior quantidade e o mais barato.
O principal uso do argônio é para a obtenção de atmosferas inertes em processos metalúrgicos. Isso inclui a solda de aço inoxidável, titânio, magnésio e alumínio, e a produção de titânio (processo Kroll e IMI). Quantidades menores são usadas no crescimento de cristais de silício e de germânio para transistores, em lâmpadas elétricas incandescentes e fluorescentes, válvulas de raios catódicos e contadores de radiação do tipo Geiger-Muller.
3.4-Criptônio
O criptônio foi isolado em 1898, por William Ramsay, quando procedia a destilação do ar. Encontra-se em mínimas quantidades no ar atmosférico. Sua principal aplicação é para a fabricação de lâmpadas incandescentes e fluorescentes.
 3.5-Xenônio
O xenônio foi isolado em 1898, por William Ramsay, quando procedia a destilação fracionada do ar. O xenônio é o gás nobre com mais propriedades química extensa, os números de oxidação mais importantes são +2, +4 e +6.
O emprego mais importante do xenônio está na fabricação de flashes eletrônicos, em fotografia. Ao ser atravessado por uma corrente elétrica, esse gás emite uma luminosidade intensa, adequada para a filmagem e produção de películas cinematográficas em cores. Também se utiliza o xenônio em algumas iluminações urbanas, devido ao seu elevado rendimento (cerca de cinco vezes maior) quando comparados a lâmpadas de filamentos incandescentes.
3.6-Radônio
O radônio é radiativo e é formado no decaimento radioativo de minerais de rádio e de tório de ocorrência natural, apresenta perigo á saúde por causa da radiação nuclear ionizante que ele produz. Uma fonte conveniente é o isótopo 226 Ra: 100 g de rádio fornece cerca de 2 mL por dia Seu isótopo mais estável é o 222 Rn, é um emissor α e seu tempo de meia-vida é de somente 3,8 dias. Por isso, apenas estudos utilizando traçadores de radiação foram possíveis. O radônio auxilia no estudo da geologia, servindo para a determinação da idade das rochas.
3.7-Ununóctio
Ununóctio (vem do latim um, um, oito) é o nome provisório do elemento químico adotado pela IUPAC, superpesado sintético de número atômico 118, seu símbolo químico provisório Uuo, ocupa o grupo 18 da tabela periódica.
Pela posição que ocupa na tabela periódica, a previsão é que apresente propriedades químicas similares a do radônio, por isso é também conhecido por eka-radônio.
Em 10 de outubro de 2006, pesquisadores do Instituto Conjunto para Pesquisa Nuclear da Rússia e do Lawrence Livermore National Laboratory dos EUA anunciaram na Physical Review C que haviam detectado indiretamente o elemento 118 produzido por meio de colisões de átomos de califórnio e de cálcio. Os pesquisadores observaram o decaimento de três átomos, não os átomos em si. Observou-se uma meia-vida de 0,89 ms. O elemento 118 decai em elemento 116 por meio de decaimento alfa. Em segundos, o decaimento alfa subseqüente prossegue até atingir o seabórgio-271, mais estável, com uma meia-vida de 2,4 min. Isto levará o decaimento alfa ao ruterfórdio-267, com uma meia-vida de 1,3 h.
1.      Compostos dos gases nobres
As energias de ionização dos gases nobres são muito altas, mas decrescem de cima para baixo no grupo. A energia de ionização do xenônio é suficientemente baixa para que ele perca elétrons para elementos muito eletronegativos, especialmente o flúor. Não existem compostos de hélio, neônio e argônio, exceto sob condições muito especiais. Somente uma molécula neutra do criptônio é conhecida, KrF2. Em 1988, um composto com uma ligação Kr-N foi descrito, mas ele só é estável abaixo de -50 °C. Isso torna o xenônio o gás nobre com a química mais rica. Ele forma vários compostos com o flúor e o oxigênio, e compostos com ligações Xe-N e Xe-C têm sido relatados.
As energias de ionização do He, Ne e Ar são muito maiores que do xenônio, sendo demasiadamente elevadas para permitir a formação de compostos semelhantes aos do xenônio. A energia de ionização do Kr é um pouco menor que a do Xe, e o Kr forma KrF2. A energia de ionização do Rn é menor que a do Xe, de modo que o Rn deve formar compostos semelhantes aos formados pelo Xe. O Rn é radioativo, não possui isótopos estáveis e todos eles são de meia-vida curta. Isso limitou as pesquisas químicas do radônio, sendo conhecidos somente o RnF2 e alguns complexos.
São conhecidos fluoreto de criptônio e de radônio, mas suas propriedades químicas são muito menos extensas do que as dos compostos correspondentes de xenônio.
4.1-Compostos de xenônio com flúor
A motivação de Bartlett para o estudo do xenônio foi baseada nas observações de que o PtF6 pode oxidar o O2 para formar um sólido e que a energia de ionização do xenônio é similar aquela do oxigênio molecular. Na verdade, a reação do xenônio com PtF6 forma um sólido, mas a reação é complexa e a fórmula do produto (ou produtos) não é clara. A reação direta do xenônio com flúor leva a uma série de compostos com números de oxidação +2 (XeF2), +4 (XeF4) e +6 (XeF6).
O ponto de partida dos compostos de xenônio é a preparação do difluoreto de xenônio, XeF2, um sólido incolor e volátil, e do tetrafluoreto de xenônio, XeF4, pelo aquecimento de uma mistura dos elementos até 400°C e 6 atm. Em pressões mais altas, a fluoração prossegue até a formação do hexafluoreto de xenônio, XeF6. Os três fluoretos são sólidos cristalinos. Na fase gás, eles são compostos moleculares. O hexafluoreto de xenônio sólido, entretanto, é iônico, com uma estrutura complexa de cátions XeF5+ ligados por um ânion F.
Os fluoretos de xenônio são sintetizados pela reação direta dos elementos, normalmente em um reator de níquel que foi passivado por exposição ao F2 para formar um fino revestimento de NiF2. Este tratamento também remove o óxido superficial, que poderia reagir com os fluoretos de xenônio. As condições sintéticas indicadas nas equações seguintes mostram que a formação dos haletos superiores é favorecida por uma proporção maior de flúor e uma pressão maior elevada:
Xe(g) + F2(g) → XeF(g) (Xe em excesso)
Xe(g) + 2F(g) XeF(g) (Xe : F = 1 : 5)
Xe(g) + 3F(g) XeF(g) (Xe : F = 1: 20)
Os compostos XeF2, XeF4 e XeF6 são sólidos brancos. Sublimam à temperatura ambiente e podem ser armazenados indefinidamente em recipientes de níquel ou de metal monel. Os fluoretos inferiores podem ser convertidos nos fluoretos superiores por aquecimento com F2 sob pressão. Todos esses fluoretos são oxidantes extremamente fortes e também são agentes de fluoração.
Atualmente, o XeF2 é um produto comercial e está sendo largamente utilizado em síntese orgânica. Ele pode fluorar e oxidar os heteroátomos em compostos organometálicos, mas não reagem com os grupos alquila e arila.
A reatividade do XeF2 aumenta consideravelmente caso seja misturado com HF anidro, provavelmente devido à formação de XeF.
Os fluoretos reagem diferentemente com a água. O XeF2 é solúvel em água, mas lentamente hidrolisa-se. Em meio alcalino essa reação é mais rápida. Uma das propriedades químicas importantes dos haletos de xenônio é seu forte poder oxidante.
2XeF2 + 2H2O → 2Xe + 4HF + O2
O XeF4 reage violentamente com a água formando trióxido de xenônio, XeO3.
3XeF4 + 6H2O → 2Xe + XeO3 + 12HF + 1O2
O XeF6 também reage violentamente com a água. A hidrólise lenta desse fluoreto, devido a umidade existente na atmosfera, forma o sólido altamente explosivo XeO3.
XeF6 + 3H2O → XeO3 + 6HF
Quando o XeF6 reage com quantidades limitadas de água ocorre uma hidrólise parcial, com a formação do oxofluoreto de xenônio, XeOF4, um líquido incolor. O mesmo produto se forma quando o XeF6 reage com a sílica ou o vidro.
XeF6 + H2O → XeOF4 + 2HF
2XeF6 + SiO2 → 2XeOF4 + SiF4

4.2-Compostos de xenônio com oxigênio
Os óxidos de xenônio são instáveis e altamente explosivos. Os óxidos são endoergônicos (∆fGѲ› 0) e não podem ser preparados por interação direta dos elementos. Os óxidos e os oxofluoreto são preparados pela hidrólise dos fluoretos de xenônio.
O XeO3 é um sólido branco higroscópico e explosivo, que reage com XeF6 e XeOF4.
XeO3 + 2XeF6 → 3XeOF4
XeO3 + XeOF4 → 2XeO2F2
O XeO3 é solúvel em água, mas não se dissocia. Contudo, em soluções alcalinas, com pH superior a 10,5, forma-se o íon xenato, [HXeO4].
XeO3 + NaOH → Na[HXeO4]
Os xenatos contêm Xe (+VI), que lentamente se desproporcionam em solução formando perxenato (que contém Xe (+VIII) e Xe.
2[HXeO4] + 2OH → [XeO6]4 + Xe + O2 + 2H2O
Os perxenatos são agentes oxidant es extremamente poderosos, que oxidam HCl a Cl2, H2O a O2 e Mn2 a MnO4. Reage com H2SO4 concentrado formando tetróxido de xenônio, XeO4, que é volátil e explosivo.
Os fluoretos de xenônio são usados como poderosos agentes de fluoração (reagentes que permitem ligar átomos de flúor em outras substâncias). O tetrafluoreto pode até provocar a fluoração do metal platina:
Pt(s) + XeF4(s) →Xe(g) + PtF4(s)
Os fluoretos de xenônio são usados para preparar óxidos e oxiácidos de xenônio e, em uma série de desproporcionações levar o número de oxidação do xenônio até +8. Primeiramente o tetrafluoreto de xenônio é hidrolisado a trióxido de xenônio, XeO3 em uma reação de desproporcionação:
6XeF4(s) + 12H2O(l) →2XeO3(aq) + 4Xe(g) + 3O2(g) + 24HF(aq)
O trióxido de xenônio, XeO3 é o anidrido do ácido xenônico, H2XeO4. Ele reage com uma solução alcalina para forma um íon hidrogênio xenonato, HXeO4. Esse íon se desproporciona lentamente em xenônio e no íon octaédrico perxenonato, XeO64, no qual o número de oxidação do xenônio é +8. As soluções de perxenonato em água são agentes oxidantes muito poderosos, como resultado do número alto de oxidação do xenônio. O
tratamento do perxenonato de bário com ácido sulfúrico provoca a desidratação ao anidrido do ácido perxenônico, o tetróxido de xenônio, XeO4, que é um gás instável e explosivo.
Tratando-se BaXeO com ácido sulfúrico concentrado, forma-se o único outro óxido de xenônio conhecido, XeO, que é um gás estável e explosivo.
O oxofluoreto XeOF tem a forma de um T e o XeOF é uma pirâmide trigonal. A molécula piramidal quadrática XeOF é notavelmente similar ao IF nas suas propriedades químicas e físicas. Dissolvendo-se fluoretos de metal alcalino neste composto, forma-se o íon fluoreto solvatado F 3XeOF. Tentativas de remover o XeOF do solvato formam o XeOF₅⁻, que é uma pirâmide pentagonal.
As estruturas dos compostos de xenônio contendo oxigênio podem ser previstas corretamente pela teoria das ligações de valência (os elétrons das ligações π(dupla ligações) devem ser subtraídos do cálculo do número de pares de elétrons que determinam a geometria da molécula).

Fórmula
Nome
Estado de oxidação
P.F. (°C)
Estrutura
XeF
difluoreto de xenônio
(+II)
129
linear
XeF
tetrafluoreto de xenônio
(+IV)
117
quadrado planar
XeF
hexafluoreto de xenônio
(+VI)
49,6
octaedro distorcido
XeO
trióxido de xenônio
(+VI)
Explode
piramidal
XeOF

(+VI)
30,8
bipirâmide trigonal
XeOF

(+VI)
-46
pirâmide quadrada
XeO
tretóxido de xenônio
(+VIII)
-35,9
tetaédrica
XeOF

(+VIII)
-54,1
bipirâmide trigonal
Ba[XeO]⁴⁻
perxenato de bário
(+VIII)
dec.> 300
octaédrica
4.3-Outros compostos de gases nobres
O radônio possui uma energia de ionização menor do que a do xenônio, podendo-se esperar que eles formem compostos ainda mais facilmente. Existem evidências para a formação RnF e decompostos catiônicos, tais como o [RnF+][SbF6], mas a caracterização detalhada é frustrada pela sua radioatividade. O criptônio tem uma energia de ionização muito mais alta do que a do xenônio e sua capacidade de formar compostos é muito mais limitada. O difluoreto de criptônio, KrF, é preparado passando-se uma descarga elétrica ou uma radiação ionizante através da mistura de criptônio e flúor a temperaturas baixas (-196°C). Da mesma forma que para o XeF, o composto de criptônio é um sólido volátil incolor e a molécula é linear. Ele é um composto endergônico e altamente reativo que deve ser armazenado a baixas temperaturas.
Ressalta-se que, durante muitos anos os gases nobres foram tidos como sendo completamente inertes, pois se supunha que o octeto de elétrons era o único arranjo estável. A descoberta dos gases nobres mostrou que embora o octeto seja uma estrutura eletrônica muito estável, ele pode ser rompido, e que há outros arranjos eletrônicos estáveis. Somente os gases nobres mais pesados (criptônio, xenônio e argônio) formam esses compostos. Esse fato está relacionado à menor energia de ionização dos mesmos. Os gases nobres são todos encontrados naturalmente como gases monoatômicos não reativos e tiveram um papel central no desenvolvimento das teorias de ligações.
REFERÊNCIAS
LEE, J.D. Química Inorgânica; não tão concisa.Tradução da 5 ed. Inglesa – São Paulo: Blucher, 1999.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química; questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre, 2006.
SHRIVER, Duward; ATKINS, Peter. Química Inorgânica. 4 ed. Porto Alegre: Bookman, 2008.
N.N Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, Pergamon Press, Oxford, 1984.

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