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.
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.
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] 2s²2p⁶
|
Argônio
|
Ar
|
[Ne] 3s²3p⁶
|
Criptônio
|
Kr
|
[Ar] 3d¹⁰4s²4p⁶
|
Xenônio
|
Xe
|
[Kr] 4d¹⁰5s²5p⁶
|
Radônio
|
Rn
|
[Xe] 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁶
|
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.
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.
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) → XeF₂(g) (Xe em
excesso)
Xe(g) + 2F₂(g) → XeF₄(g) (Xe : F₂ = 1 : 5)
Xe(g) + 3F₂(g) → XeF₆(g) (Xe : F₂ = 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 Ba₂XeO₆ com ácido
sulfúrico concentrado, forma-se o único outro óxido de xenônio conhecido, XeO₄, que é um gás estável
e explosivo.
O oxofluoreto XeOF₂ tem a forma de um
T e o XeO₃F₂ é uma pirâmide
trigonal. A molécula piramidal quadrática XeOF₄ é notavelmente similar ao IF₅ nas suas
propriedades químicas e físicas. Dissolvendo-se fluoretos de metal alcalino
neste composto, forma-se o íon fluoreto solvatado F⁻ 3XeOF₄. Tentativas de
remover o XeOF₄ 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
|
XeF₂
|
difluoreto de xenônio
|
(+II)
|
129
|
linear
|
XeF₄
|
tetrafluoreto de xenônio
|
(+IV)
|
117
|
quadrado planar
|
XeF₆
|
hexafluoreto de xenônio
|
(+VI)
|
49,6
|
octaedro distorcido
|
XeO₃
|
trióxido de xenônio
|
(+VI)
|
Explode
|
piramidal
|
XeO₂F₂
|
(+VI)
|
30,8
|
bipirâmide trigonal
|
|
XeOF₄
|
(+VI)
|
-46
|
pirâmide quadrada
|
|
XeO₄
|
tretóxido de xenônio
|
(+VIII)
|
-35,9
|
tetaédrica
|
XeO₃F₂
|
(+VIII)
|
-54,1
|
bipirâmide trigonal
|
|
Ba₂[XeO₆]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 RnF₂ 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, KrF₂, 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
XeF₂, 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.
BEM COMPLETO SUA PESQUISA, MUITO BOM MESMO!!!!
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