9.17 Descreva as diferenças físicas importantes e uma diferença química entre cada um dos compostos de hidrogênio dos elementos do bloco p d o Período 2 e os seus correspondentes do Período 3.

Passo 1

O enunciado pede que eu descreva, para cada par formado pelo hidreto do elemento do bloco p do Período 2 e o correspondente do Período 3: (1) diferenças físicas importantes e (2) uma diferença química.
Os pares a comparar são (vou listar as fórmulas exatamente como há de aparecer nas respostas):
\mathrm{B} vs \mathrm{Al}: \mathrm{BH_3} (na prática \mathrm{B_2H_6}) e \mathrm{AlH_3}.
\mathrm{C} vs \mathrm{Si}: \mathrm{CH_4} e \mathrm{SiH_4}.
\mathrm{N} vs \mathrm{P}: \mathrm{NH_3} e \mathrm{PH_3}.
\mathrm{O} vs \mathrm{S}: \mathrm{H_2O} e \mathrm{H_2S}.
\mathrm{F} vs \mathrm{Cl}: \mathrm{HF} e \mathrm{HCl}.
Vou agora desenvolver passo a passo os conceitos necessários e aplicar a cada par. Não vou resolver nada fora desta ordem; no próximo passo começamos a explicar os princípios gerais que controlam as diferenças.

Passo 2

Conceitos gerais que explicam as diferenças (aula rápida e prática). Vou explicar cada fator e por que ele importa para os hidretos:
  1. Raio atômico e comprimento de ligação: ao descer um grupo (Período 2 → Período 3) o átomo principal é maior, então a ligação X\!-\!H tende a ficar mais longa e mais fraca. Ligação mais fraca costuma significar maior reatividade (mais fácil quebrar) e mudanças em estabilidade térmica.
  2. Eletronegatividade e polaridade de ligação: a diferença de eletronegatividade entre X e H determina polaridade X\!-\!H. Maior polaridade facilita interações dipolo-dipolo e, se houver H ligado a muito eletronegativo, pode ocorrer ligação de hidrogênio (H-bonding).
  3. Polarizabilidade e forças de dispersão: átomos maiores (Período 3) têm elétrons mais polarizáveis. Isso aumenta forças de London, o que tende a aumentar pontos de ebulição/condensação em comparação com hidretos de átomos menores, exceto quando fortes ligações de hidrogênio dominam.
  4. Hidrogenação intermolecular (ligação de hidrogênio): formada quando há H ligado a N,O,F favorável para H-bonding; essa interação aumenta muito o ponto de ebulição e altera propriedades físicas (p.ex. água líquida).
  5. Estrutura eletrônica especial: boranos (composto de boro) usam ligações três-centro duas-elétrons (pontes H) porque \mathrm{B} é deficiente em elétrons; isso altera estado físico e reatividade.
Esses cinco pontos serão usados para justificar os comportamentos de cada par.

Passo 3

Como usar os conceitos: o que observar na prova (guia rápido)
  • Verifique se há possibilidade de H-bonding (H ligado a \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}). Se sim, espere pontos de ebulição/melting muito maiores.
  • Se não houver H-bonding, compare polarizabilidade e massa molecular: o hidreto do período maior normalmente tem ponto de ebulição maior (mais fácil condensar) por forças de London.
  • Pergunte-se sobre estabilidade química: ligações X\!-\!H mais fracas (geralmente no período 3) tendem a ser mais facilmente quebradas — isso pode tornar o hidreto mais reativo (p.ex. ignição, hidrólise).
  • Procure por comportamentos especiais: formação de adutos de Lewis (p.ex. \mathrm{BH_3}), hidrólise fácil ( \mathrm{SiH_4}), basicidade ( \mathrm{NH_3}) ou acidez ( \mathrm{HCl}, \mathrm{H_2S}).
Agora aplico par a par com exemplos e números concretos (vou citar pontos de ebulição/estados para ilustrar — números aproximados para exame).

Passo 4

Par \mathrm{B} ( \mathrm{B_2H_6}) versus \mathrm{Al} ( \mathrm{AlH_3}) — diferenças físicas importantes:
  • Estado/volatilidade: \mathrm{B_2H_6} é um gás volátil (ponto de ebulição \approx -92{,}5^\circ\mathrm{C}); \mathrm{AlH_3} é um sólido polimérico à temperatura ambiente (não é gasoso).
  • Estrutura: \mathrm{B_2H_6} apresenta ligações consolidadas chamadas ligações três-centro duas-elétrons (pontes H) — ou seja, hidrogênios bridging entre dois boro; \mathrm{AlH_3} também forma polímeros, mas comporta-se de forma mais sólida/aggregada com caráter mais “sólido” e ligação metálico/íonico-parcial em cadeia.
  • Consequência física: \mathrm{AlH_3} tem maior ponto de fusão/decomposição e não é facilmente manipulável como gás; \mathrm{B_2H_6} é manejado como gás ou complexado em solventes.
Uma diferença química importante:
  • \mathrm{B_2H_6} (ou \mathrm{BH_3}) é fortemente eletrófilo e atua como um ácido de Lewis muito reativo que forma adutos facilmente ( \mathrm{BH_3\cdot THF}, por exemplo) e é um agente de hidroboratação (reduz e adiciona H e B em alcenos). \mathrm{AlH_3} é também um agente redutor, mas é menos volátil e mais difícil de usar como reagente “solúvel” — sua química envolve polímeros e liberação de \mathrm{H_2} por decomposição; em resumo: comportamento ácido de Lewis marcante em boro; caráter mais “sólido/refratário” e diferente na manipulação em alumínio.

Passo 5

Par \mathrm{C} ( \mathrm{CH_4}) versus \mathrm{Si} ( \mathrm{SiH_4}) — diferenças físicas importantes:
  • Ponto de ebulição / volatilidade: \mathrm{CH_4} ebule a -161{,}5^\circ\mathrm{C}; \mathrm{SiH_4} ebule a -111{,}8^\circ\mathrm{C}. Ou seja, \mathrm{SiH_4} é menos volátil (bp mais alto) por ser mais polarizável (átomo maior) e ter maiores forças de Van der Waals.
  • Densidade e polarizabilidade: \mathrm{SiH_4} é mais polarizável que \mathrm{CH_4}, portanto interações intermoleculares maiores.
  • Estabilidade térmica: \mathrm{SiH_4} é quimicamente mais reativo que \mathrm{CH_4}; \mathrm{CH_4} é notavelmente inerte sob condições ambientais.
Uma diferença química importante:
  • \mathrm{CH_4} é muito estável e praticamente inerte (exige temperaturas/ativação radicular para reagir). \mathrm{SiH_4} é mais reativo: é pirofórico (pega fogo no ar) e sofre hidrólise relativamente fácil para dar óxidos de silício (por exemplo, gera espécies como \mathrm{SiO_2} ou ácido silícico) — portanto, \mathrm{SiH_4} reage com água e oxigênio muito mais prontamente que \mathrm{CH_4}.

Passo 6

Par \mathrm{N} ( \mathrm{NH_3}) versus \mathrm{P} ( \mathrm{PH_3}) — diferenças físicas importantes:
  • Ligações de hidrogênio e ponto de ebulição: \mathrm{NH_3} forma H-bonds apreciáveis e ebule a -33{,}3^\circ\mathrm{C}; \mathrm{PH_3} praticamente não forma H-bonds (P menos eletronegativo e H ligado a P não força H-bonding), e \mathrm{PH_3} ebule a -87{,}7^\circ\mathrm{C}. Assim, \mathrm{NH_3} tem ponto de ebulição muito mais alto.
  • Polaridade e solubilidade: \mathrm{NH_3} é polar e solúvel em água (forma soluções básicas); \mathrm{PH_3} é muito menos solúvel e é mais “apertado” como gás.
Uma diferença química importante:
  • Basicidade: \mathrm{NH_3} é uma base de Brønsted-Lowry razoavelmente forte entre os hidretos (aceita prótons formando \mathrm{NH_4^+}); \mathrm{PH_3} é um baso muito mais fraco (praticamente não protona sob as mesmas condições). Em termos práticos: \mathrm{NH_3} reage com ácidos formando sais de amônio; \mathrm{PH_3} não se comporta comparavelmente.

Passo 7

Par \mathrm{O} ( \mathrm{H_2O}) versus \mathrm{S} ( \mathrm{H_2S}) — diferenças físicas importantes:
  • Estado e ponto de ebulição: \mathrm{H_2O} é líquido à temperatura ambiente (ponto de ebulição 100^\circ\mathrm{C}) graças a extensas ligações de hidrogênio; \mathrm{H_2S} é gasoso (ponto de ebulição -60{,}7^\circ\mathrm{C}) pois não forma H-bonds fortes.
  • Propriedades físicas: \mathrm{H_2O} tem alta constante dielétrica, é solvente universal; \mathrm{H_2S} tem baixa constante dielétrica e é muito menos capaz de dissolver compostos iônicos.
Uma diferença química importante:
  • Comportamento ácido/base: \mathrm{H_2O} é anfótero (pode agir como ácido ou base) e é um solvente neutro padrão; \mathrm{H_2S} é um ácido de Brønsted fraco (em água se ioniza parcialmente para \mathrm{HS^-} e \mathrm{S^{2-}} em duas etapas), logo \mathrm{H_2S} é mais ácido que água (pKa da primeira dissociação de \mathrm{H_2S} 7, enquanto a de \mathrm{H_2O} é ≈ 15{,}7).

Passo 8

Par \mathrm{F} ( \mathrm{HF}) versus \mathrm{Cl} ( \mathrm{HCl}) — diferenças físicas importantes:
  • Estado e ponto de ebulição: \mathrm{HF} é líquido com ponto de ebulição 19{,}5^\circ\mathrm{C} por forte H-bonding e associação em cadeias; \mathrm{HCl} é gasoso com ponto de ebulição -85{,}1^\circ\mathrm{C}.
  • Interações e propriedades físicas: \mathrm{HF} forma agregados por H-bonding e tem comportamento anômalo (e alta viscosidade relativa em comparação com outros halogenetos de hidrogênio); \mathrm{HCl} é molecular, pouco associada.
Uma diferença química importante:
  • Acidez em água e comportamento químico: \mathrm{HCl} é um ácido forte em solução aquosa (dissocia praticamente totalmente para \mathrm{H^+} e \mathrm{Cl^-}); \mathrm{HF} é um ácido fraco em água (não dissocia completamente) e apresenta comportamento químico marcante por formar fluoretos complexos e corroer vidro (reage com \mathrm{SiO_2}). Assim, a força ácida observada em água é \mathrm{HCl}>\mathrm{HF}, apesar de \mathrm{F} ser mais eletronegativo — isto acontece por efeitos de ligação e associação intermolecular.

Passo 9

Resumo prático para levanta-rapidez antes de prova (memorização e “truques”):
  • Sempre pergunte: há \mathrm{H}\!-\!X com X=\mathrm{N,O,F}? Se sim, espere H-bonding (maior bp e propriedades anômalas).
  • Se não houver H-bonding, o hidreto do período 3 costuma ter maior bp que o do período 2 por polarizabilidade, salvo quando o hidreto do período 2 forma H-bonding.
  • Em reatividade: hidretos com ligações X\!-\!H mais fracas (geralmente no período 3) são mais fáceis de oxidar/hidrólise/quebrar; hidretos de elementos pequenos com alta eletronegatividade tendem a ser melhores bases (no caso de \mathrm{NH_3}) ou a formar ligações fortes (no caso de \mathrm{HF}).
  • Para cada par, foque em: estado físico (gasoso/líquido/sólido), presença/ausência de H-bonding, reatividade frente a água/oxigênio e comportamento ácido/base.

Resposta

\mathrm{B_2H_6} (gás, ligações 3-centro-2-e entre B–H, volátil) versus \mathrm{AlH_3} (sólido polimérico): diferença física importante — estado/volatilidade e estrutura (pontes em \mathrm{B_2H_6} e caráter polimérico/mais sólido em \mathrm{AlH_3}); diferença química — \mathrm{BH_3}/\mathrm{B_2H_6} é fortemente ácido de Lewis e reage prontamente formando adutos (ex.: \mathrm{BH_3\cdot THF}) e faz hidroboração, enquanto \mathrm{AlH_3} é um redutor sólido e se comporta de modo diferente na manipulação (menor tendência a formar adutos solúveis).
\mathrm{CH_4} (gás muito estável, bp -161{,}5^\circ\mathrm{C}) versus \mathrm{SiH_4} (gás mais polarizável, bp -111{,}8^\circ\mathrm{C}): diferença física importante — \mathrm{SiH_4} tem maior ponto de ebulição e é mais polarizável; diferença química — \mathrm{CH_4} é quimicamente inerte em condições ambientes enquanto \mathrm{SiH_4} é mais reativo (pirofórico, hidrólise fácil).
\mathrm{NH_3} (forma H-bonds, bp -33{,}3^\circ\mathrm{C}) versus \mathrm{PH_3} (sem H-bonding forte, bp -87{,}7^\circ\mathrm{C}): diferença física importante — \mathrm{NH_3} tem ponto de ebulição bem mais alto por H-bonding; diferença química — \mathrm{NH_3} é uma base significativa (forma \mathrm{NH_4^+}), \mathrm{PH_3} é muito menos básico.
\mathrm{H_2O} (líquido à RT, bp 100^\circ\mathrm{C}, extensa H-bonding) versus \mathrm{H_2S} (gasoso, bp -60{,}7^\circ\mathrm{C}): diferença física importante — água é líquida por fortes H-bonds; diferença química — \mathrm{H_2O} é anfótero e solvente polar, enquanto \mathrm{H_2S} é um ácido de Brønsted fraco (mais ácido que água nas primeiras dissociações) e atua como agente redutor.
\mathrm{HF} (líquido associado por H-bonding, bp 19{,}5^\circ\mathrm{C}) versus \mathrm{HCl} (gasoso, bp -85{,}1^\circ\mathrm{C}): diferença física importante — \mathrm{HF} tem ponto de ebulição muito mais alto por H-bonding/associação; diferença química — em água \mathrm{HCl} é um ácido forte (dissociação quase total) enquanto \mathrm{HF} é um ácido fraco em solução aquosa e tem química específica (formação de fluoretos complexos, ataca vidro).

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