2- (1,0 ponto) Podemos escrever a seguinte ordem de reatividade para os gases nitrogênio, oxigênio e flúor: \mathrm{N}_{2}<\mathrm{O}_{2}<\mathrm{F}_{2}. Sendo o \mathrm{N}_{2} um gás inerte e o \mathrm{F}_{2} um gás muito reativo, altamente oxidante. Explique esta tendência usando seus conhecimentos de ligação química.
Quando a molécula de \mathbf{N}_{2} é formada, os orbitais p semi-preenchidos formam ligações do tipo \boldsymbol{\pi}, levando a uma ligação tripla. A entalpia de ligação da ligação \mathrm{N} \equiv \mathrm{N} é muito elevada, logo, esta molécula é inerte. No caso do \mathrm{O}_{2}, como só existe um orbital p semi-preenchido, há a formação de uma ligação dupla. Por isso o \mathrm{O}_{2} é mais reativo que o \mathrm{N}_{2}. Enquanto que o \mathrm{F}_{2} é formado por apenas uma ligação simples, e os orbitais p duplamente ocupados geram repulsão eletrostática entre os dois átomos de flúor. Por este motivo, a molécula de \mathbf{F}_{2} é muito reativa.

Passo 1

O que o enunciado pede: explicar por que a reatividade segue a ordem \mathrm{N}_2 < \mathrm{O}_2 < \mathrm{F}_2.
Informações dadas (ou óbvias do enunciado) que vamos usar:
  • \mathrm{N}_2 é praticamente inerte (muito pouco reativo).
  • \mathrm{O}_2 é moderadamente reativo e é paramagnético.
  • \mathrm{F}_2 é muito reativo e é um forte agente oxidante.

Passo 2

Conceitos e ferramentas que vamos usar (explicados devagar):
  • Ligação química e entalpia de ligação: quanto maior a energia necessária para quebrar uma ligação ( \Delta H_{\text{lig}}), mais “forte” é a ligação e menos reativo, em geral, é o diatômico em termos de quebrar essa ligação.
  • Ordem de ligação (bond order) em teoria de orbitais moleculares (MO):
\text{ordem de ligação}=\frac{N_b-N_a}{2},çã
onde N_b é o número de elétrons em orbitais ligantes e N_a é o número de elétrons em orbitais anti-ligantes. Explicando: elétrons em orbitais ligantes estabilizam a molécula (formam ligação); elétrons em anti-ligantes desfazem ligação. A diferença medida por esta fórmula dá a “força” de ligação em termos qualitativos (triple \to ordem 3, double \to ordem 2, single \to ordem 1).
  • Moléculas homonucleares de segunda linha (N, O, F): vamos contar os elétrons de valência e distribuir nos MOs relevantes para calcular a ordem de ligação e também observar se há elétrons desemparelhados (o que facilita reações radicais).

Passo 3

Aplicando MO e contando elétrons para \mathrm{N}_2:
  • Cada átomo de N traz 5 elétrons de valência, então \mathrm{N}_2 tem 10 elétrons de valência no total.
  • Na distribuição de MOs (valência) temos, de modo resumido e ocupados até o estado fundamental:
    • orbitais ligantes: \sigma_{2s}^2,\\ \sigma_{2p}^2,\\ \pi_{2p}^4 (total 2+2+4=8 elétrons ligantes);
    • orbitais anti-ligantes: \sigma_{2s}^{*2} (total 2 elétrons anti-ligantes).
  • Então N_b=8 e N_a=2. Aplicando a fórmula:
\text{ordem de ligação}=\frac{8-2}{2}=3.çã
Interpretação: \mathrm{N}_2 tem ligação tripla \mathrm{N}\equiv\mathrm{N}. Ligação tripla é muito forte; por isso a molécula é muito estável e pouco reativa.

Passo 4

Aplicando MO e contando elétrons para \mathrm{O}_2:
  • Cada átomo de O traz 6 elétrons de valência, então \mathrm{O}_2 tem 12 elétrons de valência.
  • Distribuição resumida nas MOs (valência):
    • orbitais ligantes: \sigma_{2s}^2,\\ \sigma_{2p}^2,\\ \pi_{2p}^4 (total 2+2+4=8);
    • orbitais anti-ligantes: \sigma_{2s}^{*2},\\ \pi_{2p}^{*2} (total 2+2=4).
  • Então N_b=8 e N_a=4. Aplicando a fórmula:
\text{ordem de ligação}=\frac{8-4}{2}=2.çã
Interpretação: \mathrm{O}_2 tem ligação dupla \mathrm{O}=\mathrm{O} (ordem 2). Além disso, há 2 elétrons desemparelhados nos orbitais \pi_{2p}^{*}, por isso \mathrm{O}_2 é paramagnético. Esses elétrons desemparelhados facilitam reações que envolvem radicais ou transferência de elétrons, o que aumenta a reatividade relativa em comparação com \mathrm{N}_2.

Passo 5

Aplicando MO e contando elétrons para \mathrm{F}_2:
  • Cada átomo de F traz 7 elétrons de valência, então \mathrm{F}_2 tem 14 elétrons de valência.
  • Distribuição resumida nas MOs (valência):
    • orbitais ligantes: \sigma_{2s}^2,\\ \sigma_{2p}^2,\\ \pi_{2p}^4 (total 2+2+4=8);
    • orbitais anti-ligantes: \sigma_{2s}^{*2},\\ \pi_{2p}^{*4} (total 2+4=6).
  • Então N_b=8 e N_a=6. Aplicando a fórmula:
\text{ordem de ligação}=\frac{8-6}{2}=1.çã
Interpretação: \mathrm{F}_2 tem ligação simples \mathrm{F}-\mathrm{F} (ordem 1). Além disso, na molécula de flúor os pares isolados (lone pairs) muito densos em cada átomo causam repulsão quando os átomos se aproximam, o que eleva a energia dos orbitais anti-ligantes e enfraquece ainda mais a ligação. Assim, apesar de a ordem de ligação ser 1, a ligação \mathrm{F}-\mathrm{F} é relativamente fraca.

Passo 6

Evidência energética (entalpias/bond energies) — números típicos que ilustram a diferença de força das ligações (valores experimentais aproximados):
  • entalpia de ligação de \mathrm{N}\equiv\mathrm{N}: \approx 945\\ \text{kJ·mol}^{-1};
  • entalpia de ligação de \mathrm{O}=\mathrm{O}: \approx 498\\ \text{kJ·mol}^{-1};
  • entalpia de ligação de \mathrm{F}-\mathrm{F}: \approx 158\\ \text{kJ·mol}^{-1}.
    Interpretação: quanto menor a energia de ligação, mais fácil é quebrar a ligação e iniciar reações. Esses números confirmam que \mathrm{N}_2 tem ligação muito forte (inércia química), \mathrm{O}_2 intermediária e \mathrm{F}_2 uma ligação fraca (facilmente reagente).

Passo 7

Outro fator importante: poder oxidante e eletronegatividade.
  • O flúor é o elemento mais eletronegativo ( \chi muito alto), tem grande afinidade por elétrons e alto potencial de redução padrão (por exemplo E^\circ(\mathrm{F}_2/\mathrm{F}^-) é muito positivo). Isso faz com que \mathrm{F}_2 seja um agente oxidante extremamente forte — além de ter uma ligação fraca, ele “gosta” de ganhar elétrons, o que favorece reações rápidas e violentas.
  • O oxigênio também é um agente oxidante (e tem elétrons desemparelhados que facilitam reações radicalares), mas não é tão extremo quanto o flúor.
  • O nitrogênio na forma \mathrm{N}_2 tem baixa tendência a aceitar elétrons e sua tripla ligação é muito difícil de quebrar, então é quimicamente inerte em condições normais.

Passo 8

Juntando tudo numa explicação lógica e final (passo-a-passo mental para a prova):
  1. Calcule a ordem de ligação por MO: \mathrm{N}_2\!\to\!3, \mathrm{O}_2\!\to\!2, \mathrm{F}_2\!\to\!1. Ordem maior \Rightarrow ligação mais forte.
  2. Verifique as entalpias de ligação: \Delta H_{\text{lig}}(\mathrm{N}\equiv\mathrm{N})\gg \Delta H_{\text{lig}}(\mathrm{O}=\mathrm{O})>\Delta H_{\text{lig}}(\mathrm{F}-\mathrm{F}). Ligações mais fortes tornam a molécula menos reativa.
  3. Considere elétrons desemparelhados: \mathrm{O}_2 tem elétrons desemparelhados que facilitam reatividade radicalar; \mathrm{N}_2 não.
  4. Considere eletronegatividade/afinidade por elétrons: \mathrm{F}_2 é um oxidante fortíssimo (alta afinidade/potencial de redução) e ainda tem uma ligação relativamente fraca devido à repulsão entre pares isolados — isso a torna muito reativa.
    Conclusão: esses fatores juntos explicam por que \mathrm{N}_2 é inerte, \mathrm{O}_2 é mais reativo que \mathrm{N}_2 e \mathrm{F}_2 é o mais reativo da sequência.

Resposta

Porque a ordem de ligação (calculada pela teoria de orbitais moleculares) decresce na sequência \mathrm{N}_2(3)>\mathrm{O}_2(2)>\mathrm{F}_2(1), o que faz as energias de ligação seguirem aproximadamente \Delta H_{\text{lig}}(\mathrm{N}\equiv\mathrm{N})\gg\Delta H_{\text{lig}}(\mathrm{O}=\mathrm{O})>\Delta H_{\text{lig}}(\mathrm{F}-\mathrm{F}). Além disso, \mathrm{O}_2 tem elétrons desemparelhados que aumentam sua reatividade e \mathrm{F}_2 combina ligação fraca com alta eletronegatividade/forte poder oxidante (e repulsão entre pares isolados), tornando \mathrm{F}_2 o mais reativo, \mathrm{O}_2 intermediário e \mathrm{N}_2 o mais inerte.

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