2- (1,0 ponto) Podemos escrever a seguinte ordem de reatividade para os gases nitrogênio, oxigênio e flúor:
. Sendo o
um gás inerte e o
um gás muito reativo, altamente oxidante. Explique esta tendência usando seus conhecimentos de ligação química.
Quando a molécula de
é formada, os orbitais p semi-preenchidos formam ligações do tipo
, levando a uma ligação tripla. A entalpia de ligação da ligação
é muito elevada, logo, esta molécula é inerte. No caso do
, como só existe um orbital p semi-preenchido, há a formação de uma ligação dupla. Por isso o
é mais reativo que o
. Enquanto que o
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
é muito reativa.
Passo 1
O que o enunciado pede: explicar por que a reatividade segue a ordem
.
Informações dadas (ou óbvias do enunciado) que vamos usar:
Informações dadas (ou óbvias do enunciado) que vamos usar:
-
é praticamente inerte (muito pouco reativo). -
é moderadamente reativo e é paramagnético. -
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 (
), 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):
onde
é o número de elétrons em orbitais ligantes e
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
ordem 3, double
ordem 2, single
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
:
- Cada átomo de N traz
elétrons de valência, então tem elétrons de valência no total. - Na distribuição de MOs (valência) temos, de modo resumido e ocupados até o estado fundamental:
- orbitais ligantes:
(total elétrons ligantes); - orbitais anti-ligantes:
(total elétrons anti-ligantes).
- orbitais ligantes:
- Então
e . Aplicando a fórmula:
Interpretação:
tem ligação tripla
. Ligação tripla é muito forte; por isso a molécula é muito estável e pouco reativa.
Passo 4
Aplicando MO e contando elétrons para
:
- Cada átomo de O traz
elétrons de valência, então tem elétrons de valência. - Distribuição resumida nas MOs (valência):
- orbitais ligantes:
(total ); - orbitais anti-ligantes:
(total ).
- orbitais ligantes:
- Então
e . Aplicando a fórmula:
Interpretação:
tem ligação dupla
(ordem 2). Além disso, há
elétrons desemparelhados nos orbitais
, por isso
é paramagnético. Esses elétrons desemparelhados facilitam reações que envolvem radicais ou transferência de elétrons, o que aumenta a reatividade relativa em comparação com
.
Passo 5
Aplicando MO e contando elétrons para
:
- Cada átomo de F traz
elétrons de valência, então tem elétrons de valência. - Distribuição resumida nas MOs (valência):
- orbitais ligantes:
(total ); - orbitais anti-ligantes:
(total ).
- orbitais ligantes:
- Então
e . Aplicando a fórmula:
Interpretação:
tem ligação simples
(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
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
: ; - entalpia de ligação de
: ; - entalpia de ligação de
: .
Interpretação: quanto menor a energia de ligação, mais fácil é quebrar a ligação e iniciar reações. Esses números confirmam quetem ligação muito forte (inércia química), intermediária e uma ligação fraca (facilmente reagente).
Passo 7
Outro fator importante: poder oxidante e eletronegatividade.
- O flúor é o elemento mais eletronegativo (
muito alto), tem grande afinidade por elétrons e alto potencial de redução padrão (por exemplo é muito positivo). Isso faz com que 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
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):
- Calcule a ordem de ligação por MO:
, , . Ordem maior ligação mais forte. - Verifique as entalpias de ligação:
. Ligações mais fortes tornam a molécula menos reativa. - Considere elétrons desemparelhados:
tem elétrons desemparelhados que facilitam reatividade radicalar; não. - Considere eletronegatividade/afinidade por elétrons:
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 queé inerte, é mais reativo que e é o mais reativo da sequência.
Resposta
Porque a ordem de ligação (calculada pela teoria de orbitais moleculares) decresce na sequência
, o que faz as energias de ligação seguirem aproximadamente
. Além disso,
tem elétrons desemparelhados que aumentam sua reatividade e
combina ligação fraca com alta eletronegatividade/forte poder oxidante (e repulsão entre pares isolados), tornando
o mais reativo,
intermediário e
o mais inerte.