fossem conhecidos desde a antiguidade, como o ouro (Au), a prata (Ag) e o cobre (Cu), a

1 - Propriedades periódicas dos elementos Um requisito fundamental para a elaboração de uma tabela periódica é a caracterização inequívoca dos elementos químicos. Na história da química, embora muitos elementos químicos fossem conhecidos desde a antiguidade, como o ouro (Au), a prata (Ag) e o cobre (Cu), a primeira descoberta efetiva de um elemento químico aconteceu em 1669 com a descoberta do fósforo. Uma primeira tentativa de sistematização idéia da periodicidade nos elementos químicos foi proposta em 1829 por Johann Wolfgang Döbereiner com o conceito das tríades, dentro das quais a massa atômica do elemento central era a média aritmética das massas atômicas dos elementos extremos. A lei das tríades se aplicava aos 54 elementos conhecidos na época, o que despertava muitas especulações sobre uma forma de sistematizar os elementos em um quadro de acordo com propriedades físico-químicas. Döbereiner, por exemplo, observou que o recém descoberto elemento bromo tinha propriedades intermediárias entre o cloro e o iodo. Ca (40 u.m.a.), Sr (88 u.m.a.), Ba (137 u.m.a.) Fe (56 u.m.a.), Co (59 u.m.a.), Ni (58 u.m.a.) Li (7 u.m.a.), Na (23 u.m.a.), K (39 u.m.a.) Na primeira tríades de Döbereiner citada acima, a massa atômica do Sr é aproximadamente a média aritmética das massas do Ca e do Ba; já estavam embutidos alguns conceitos fundamentais como a própria composição do átomo em partículas cujas massas poderiam ser ordenadas ou combinadas em alguma sequência. É importante enfatizar que muitas vezes as tríades eram compostas por elementos com propriedades físico-químicas muito 1

parecidas. A tríade Li, Na e K, por exemplo, é formada por elementos que reagem espontaneamente com a água líquida à temperatura ambiente formando hidróxidos e também podem combinar com o Cl - formando sais: LiCl, NaCl e KCl. Outros cientistas da época também propunham sistemas de classificação baseados nas tríades, como o sistema bastante elaborado proposto em 1843 por Leopold Gmelin, o qual identificou dez tríades, três grupos de quatro, e um grupo de cinco conforme ilustrado abaixo: Fig.1.a L. Gmelin, Handbuch der anorganischen chemie 4th ed., Heidelberg, 1843, vol. 1, p. 52. Até o ano de 1860, os químicos já haviam descoberto 60 elementos químicos diferentes e tinham determinado a sua massa atômica. Em 1872, o químico russo Dimitri Ivanovitch Mendeleev e o químico alemão Lothar Meyer apresentaram independentemente propostas semelhantes na qual a classificação moderna se baseia, colocando os elementos químicos em ordem crescente de massas atômicas distribuídos em oito colunas e doze linhas, conforme mostrado na Figura 1. A classificação de Mendeleev também conseguiu indicar erros nos valores obtidos na época para os pesos atômicos de alguns elementos como aconteceu com o Telúrio e com o Iodo. 2

Fig.1.b A Tabela Periódica de Mendeleev com 8 linhas e 12 colunas. Haviam lacunas preenchidas com uma interrogação, sugerindo a existência de elementos químicos ainda não descobertos. O critério de classificação em colunas baseava-se na formação de óxidos. A Tabela de Mendeleev apresentava muitas lacunas como, por exemplo, entre os elementos silício e estanho e uma lacuna depois do elemento alumínio. Essas lacunas foram perspicazmente preenchidas com uma interrogação, fazendo a previsão correta da existência de possíveis elementos ainda não descobertos que pudessem estar ali classificados. É importante lembrar que entre as limitações da tabela formulada por Mendeleev não encontramos os gases nobres, uma vez que o critério de classificação em colunas baseava-se na formação de óxidos. Os gases nobres viriam a ser descobertos no final do século XIX. 3

Alguns conceitos básicos devem ser assimilados antes de estudarmos a Tabela Periódica moderna. Assim como na tabela de Mendeleev, os elementos químicos estão distribuídos em linhas (períodos) e colunas (grupos). Considerando a distribuição dos elétrons em níveis de energia de acordo com a proposta de Pauling, observa-se que cada período do quadro periódico corresponde ao preenchimento de uma camada na eletrosfera do átomo. Com o agrupamento dos elementos químicos de forma sistemática em ordem crescente de número atômico percebe-se que muitas propriedades químicas importantes dos elementos apresentam um padrão, ou seja, de forma aproximada, tendências gerais podem ser previstas em função do número de prótons de um determinado elemento. 1.1 Configurações eletrônicas Os elementos são agrupados na tabela periódica moderna em ordem crescente de número atômico. O número de prótons no núcleo (Z) é a identidade do elemento químico. Existe uma classificação que divide os elementos da tabela de acordo com suas propriedades físicas entre metais e não-metais (antigamente falava-se dos semi-metais ou metalóides, mas o termo caiu em desuso). Há também uma classificação em função da configuração eletrônica da camada de valência entre gases nobres, elementos de representativos, elementos de transição e elementos de transição interna. Os elementos representativos possuem configuração eletrônica da camada de valência com elétrons exclusivamente nos orbitais s e p. Conforme a tabela abaixo. 4

K 1s 2 L 2s 2 2p 6 M 3s 2 3p 6 3d 10 N 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 O 5s 2 5p 6 5d 10 Tabela 1.1 Grupos dos blocos s e p, e as configurações eletrônicas gerais da camada de valência dos átomos. Metais alcalinos 1 ns 1 Bloco s Metais alcalinos terrosos 2 ns 2 Família do Boro 13 ns 2 np 1 Família do Carbono 14 ns 2 np 2 Bloco p Família do Nitrogênio 15 ns 2 np 3 Calcogênios 16 ns 2 np 4 Halogênios 17 ns 2 np 5 Vale a pena lembrar que o n é o número quântico principal que indica o número de camadas que determinado átomo possui. Observando atentamente o quadro periódico nota-se que a cada linha temos o preenchimento de uma camada atômica. Os elementos de transição são todos metálicos e muitas vezes são chamados metais de transição. Possuem em suas camadas de valência elétrons nos orbitais d e a primeira consequência disso é a maior diversidade de estados de oxidação apresentada por estes 5

elementos. A tabela abaixo mostra algumas curiosidades sobre o comportamento da camada de valência dos metais de transição: Tabela 1.2 Grupos dos blocos d, os elementos que encabeçam cada grupo e as suas configurações da camada de valência. 3 Sc - escândio [Ar] 4s 2 3d 2 4 Ti titânio [Ar] 4s 2 3d 3 5 V - vanádio [Ar] 4s 2 3d 4 6 Cr - crômio [Ar] 4s 1 3d 5 7 Mn - manganês [Ar] 4s 2 3d 5 8 Fe - ferro [Ar] 4s 2 3d 6 9 Co - cobalto [Ar] 4s 2 3d 6 10 Ni - niquel [Ar] 4s 2 3d 7 11 Cu - cobre [Ar] 4s 1 3d 10 12 Zn - zinco [Ar] 4s 2 3d 10 Observamos que os elementos Cr e Cu mostram uma pequena alteração na ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos. Ambos possuem a configuração 4s 1 e ela ocorre porque é mais favorável ter o subnível d totalmente semi-preenchido como no caso do Cr e totalmente preenchido, no caso do Cu e, dessa forma, um elétron do subnível s migra para o d. Outra curiosidade sobre os metais de transição é a configuração eletrônica dos íons derivados. Pela definição, a primeira energia de ionização é a energia necessária para retirar o elétron menos ligado ao núcleo (aquele de maior energia). Espera-se, portanto, que a ordem de retirada dos elétrons seja exatamente a inversa da ordem de preenchimento dos elétrons de 6

acordo com a escala de energia de Pauling. Porém, isso não ocorre com os metais de transição os quais perdem primeiramente os elétrons nos orbitais s. Por exemplo, a configuração eletrônica do cátion Fe 2+ é: Fe 2+ = [Ar] 3d 6 Lantanídeos e actinídeos: Todos os elementos são metais reativos e prateados. Os lantanídeos são também chamados terras raras. Apesar do codinome terras raras, eles são relativamente abundantes e ocorrem juntos na natureza. Correspondem aos elementos do quadro periódico do lantânio (La) até o lutécio (Lu), conforme a tabela abaixo. Uma coisa curiosa é que estes elementos aparecem em uma linha colocada fora e abaixo da tabela principal, como podemos observar facilmente em qualquer tabela. Isso é feito porque os ao longo da série dos lantanídeos os elétrons adicionais são colocados nos orbitais do tipo f. O orbital semi-preenchido 4f 7, apresenta uma estabilidade grande e ocorre no Eu e se mantém no Ga. A ionização ocorre com a retirada dos elétrons dos orbitais mais externos e os cátions com carga +3 apresentam configurações 4f n 5d 0 6s 0. Os orbitais 4f não são muito eficientes ao exercerem o efeito de blindagem que atenua o efeito do núcleo sobre os elétrons mais externos. Assim, ao longo da série observa-se uma diminuição contínua do raio do íon M 3+, que varia de 1,061 Å no lantânio a 0,848 Å no lutécio. Este efeito é denominado contração lantanídica. Os seus elétrons f não penetram até a parte mais externa do átomo e não participam da formação das ligações, ao contrário dos elementos do bloco d, os metais de transição, nos quais os orbitais d da penúltima camada têm importante papel no comportamento químico e na formação das ligações. Por isso os lantanídeos formam poucos compostos de coordenação. Os principais compostos contêm o íon M 3+ O cério também apresenta o estado de oxidação Ce 4+ e európio e ytérbio o estado M 2+. 7

Z Nome Símbolo Configuração 57 Lantânio La [Xe] 5d 1 6s 2 58 Cério Ce [Xe] 4f 1 5d 1 6s 2 59 Praseodímio Pr [Xe] 4f 3 6s 2 60 Neodímio Nd [Xe] 4f 4 6s 2 61 Promécio Pm [Xe] 4f 5 6s 2 62 Samário Sm [Xe] 4f 6 6s 2 63 Európio Eu [Xe] 4f 7 6s 2 64 Gadolínio Gd [Xe] 4f 7 5d 1 6s 2 65 Térbio Tb [Xe] 4f 9 6s 2 66 Disprósio Dy [Xe] 4f 10 6s 2 67 Hôlmio Ho [Xe] 4f 11 6s 2 68 Érbio Er [Xe] 4f 12 6s 2 69 Túlio Tm [Xe] 4f 13 6s 2 70 Ytérbio Yb [Xe] 4f 14 6s 2 71 Lutécio Lu [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 8

1.2 Carga Nuclear Efetiva De forma bastante simplificada, a complexidade das interações eletrostáticas atrativas entre os prótons e os elétrons na última camada são consideradas de forma média em termos da carga nuclear efetiva (Z ef ). A Z ef é chamada efetiva uma vez que ela considera somente é a atração entre as cargas positivas do núcleo (Z) e os elétrons da camada de valência, subtraindo-se a blindagem exercida pelos elétrons que estão nas camadas intermediárias (S). Considerando o átomo de hidrogênio, que contém apenas um elétron. O elétron está em contato direto com o próton no núcleo portando as forças de atração Coulômbicas entre o próton e o seu único elétron atuam diretamente, sem qualquer atenuação. Tomando o átomo de sódio (Na), observa-se que entre a camada de valência e o núcleo temos duas camadas eletrônicas que atuam como um escudo que separa o elétron da camada de valência das interações atrativas com o núcleo. Esse escudo, porém, não é capaz de eliminar completamente as interações atrativas e o elétron mais externo do átomo de sódio ainda é atraído pelo núcleo, porém com menor intensidade que o que observa para o átomo de Na. De acordo com a equação 1, a Z ef varia de acordo com a família em que se encontra o elemento químico de interesse. Por exemplo, todos os elementos da família do nitrogênio (coluna 5A ) possuem configuração eletrônica mais externa do tipo ns 2 np 3, onde n é o período em que se encontra o átomo. Aplicando a equação 1, todos os elementos da coluna 5A apresentam Z ef = +5. Tomemos, por exemplo o átomo de P o qual está 3º período e tem configuração eletrônica [Ne] 3s 2 3p 3. 9

Quanto maior o valor do Z ef de um átomo, maior será a interação eletrostática atrativa experimentada pelos elétrons da camada de valência e os prótons do núcleo. É importante enfatizar que um segundo fator também é importante para avaliarmos qualitativamente o quão efetivamente os elétrons da camada de valência experimentam o potencial positivo do núcleo: a distância entre estes elétrons e o núcleo do átomo. Sabe-se que quanto mais distantes estiverem as partículas carregadas, menor será a força eletrostática entre estas partículas. A Z ef é um parâmetro muito importante que nos permitirá investigar as chamadas propriedades periódicas que apresentam tendências gerais ao longo do quadro periódico. 1.3 Tamanho dos átomos e íons O tamanho dos átomos e dos íons monoatômicos está entre as propriedades que apresentam um padrão geral médio em função da posição do elemento no quadro periódico. Essa propriedade é importante para complementar as informações como o comprimento de ligações químicas, a interpretação de informações cristalográficas e uma melhor compreensão das interações elétron-núcleo. Nesse sentido, é importante distinguir o chamado raio ligante e o raio não ligante. O chamado raio de Van der Waals (também chamado raio não ligante) é obtido considerando-se que o átomo livre tenha um formato esférico regular. Usualmente, pode ser determinado a partir da equação de Van der Waals para os gases reais na qual o parâmetro empírico b é a correção em função do volume molar do gás. 10

O raio de Van der Waals pode ser determinado a partir do estudo dos gases no ponto crítico, ou também por estudos de cristalografia em substâncias onde o elemento não está quimicamente ligado. 1.4 Tendências periódicas nos raios atômicos. As tendências gerais de comportamento das propriedades periódicas apresentam várias exceções que não devem ser ignoradas e serão abordadas em breve. No que toca os raios atômicos, duas regras gerais devem ser consideradas inicialmente: 1. O raio atômico aumenta na medida em que descemos em um determinado período do quadro periódico. Essa regra é de explicação mais imediata, a cada linha do quadro periódico temos o preenchimento de uma camada atômica. Logo, a linha em que o átomo se encontra informa o número de camadas que este átomo contém. Apesar do aumento do número de cargas positivas no núcleo, também ocorre aumento na blindagem de forma que a carga nuclear efetiva ao longo de uma família é constante. 2. O raio atômico diminui na medida em que aumenta o número atômico dentro de um determinado período. Com o deslocamento ao longo das colunas no quadro periódico, ocorre o aumento da carga nuclear efetiva a qual é superior à interação repulsiva entre os elétrons. Portanto, quanto maior a carga efetiva maior a atração entre os elétrons da camada de valência e o núcleo e menor o raio do átomo. 11

Figura 1.2 - A figura acima mostra as tendências gerais para a variação do raio atômico ao longo do quadro periódico e a variação do raio atômico em função do número atômico. 1.5 Tendências nos tamanhos dos íons Cátions e ânions têm tamanhos muito distintos dos raios dos átomos neutros que os originaram. Os valores tabulados são geralmente obtidos de medidas experimentais em compostos iônicos. A formação de um cátion envolve a remoção de pelo menos um elétron da camada mais externa do átomo. Uma vez que o núcleo se mantém inalterado, as forças atrativas se redistribuem entre os elétrons que restaram de forma que o cátion seja menor que o respectivo átomo neutro. Por outro lado, quando um átomo neutro ganha um ou mais elétrons as forças inter nucleares se redistribuem entre os novos elétrons de forma que o ânion seja maior que o átomo original. Aqui as interações repulsivas entre os elétrons também contribuem para o aumento do raio do ânion. 12

1.6 Energia de ionização (I) Por definição, a energia de ionização, I, é a menor quantidade de energia necessária para remover um elétron e um átomo ou íon gasoso em seu estado fundamental. A primeira e a segunda energias de ionização, I 1 e I 2, são respectivamente as energias necessárias para promover os seguintes processos: A (g) A + (g) + e - A + (g) A 2+ (g) + e - Uma correlação direta com a Z ef pode ser feita se considerarmos que a energia necessária é diretamente relacionada à força de atração que o núcleo exerce sobre os elétrons da camada de valência. Em síntese, em átomos com uma Z ef pequena, os elétrons sentem uma força de atração muito pequena o que minimiza a energia necessária para removê-los do átomo. A figura abaixo mostra o sentido geral para o crescimento da energia da ionização ao longo do quadro periódico. Sabemos que os gases nobres possuem estabilidade que se reflete em sua inércia química para remover elétrons de um gás nobre é preciso, portanto, de uma grande quantidade de energia. Os demais átomos tendem a perder ou ganhar elétrons para adquirir configuração semelhante a um gás nobre e uma vez que esta configuração é alcançada através de reações químicas, não ocorrem variações adicionais na camada de valência do átomo, uma vez que a energia necessária para se modificar a configuração estável de um gás nobre é superior à energia necessária para a maioria das reações químicas. 13

Figura 1.2 - A figura acima mostra as tendências gerais para a variação da energia de ionização ao longo do quadro periódico. 14

1.7 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade De uma maneira geral, um átomo qualquer (exceto um gás nobre) quando recebe um elétron tem uma configuração na camada de valência mais próxima da configuração de um gás nobre, à qual é mais estável e com menor energia. Essa diferença de energia resultante da estabilização do átomo é liberada para o ambiente (processo exotérmico). A afinidade eletrônica é a energia envolvida (normalmente liberada) ao longo do processo no qual um átomo ou íon neutro em fase gasosa receber um elétron. F (g) + e - F - (g) As afinidades eletrônicas geralmente diminuem na medida em que nós descemos ao longo de uma coluna na tabela periódica. Isso ocorre por duas razões: 1 - o elétron adicionado ao átomo é colocado em orbitais maiores e mais distantes do núcleo. 2 - o número de elétrons em um átomo aumenta na medida em que descemos ao longo de uma coluna, dessa forma a repulsão entre o elétron que está sendo adicionado e os demais elétrons pertencentes ao átomo se torna maior. Um fator que interfere bastante nos valores da afinidade eletrônica é a repulsão entre o elétron que está sendo adicionado ao átomo e os elétrons pertencentes ao átomo em questão. Essa repulsão, por sua vez, é fortemente relacionada ao volume do átomo. Entre os não metais nos grupos VIA e VIIA, por exemplo, essa força de repulsão é maior para os átomos menores nessas colunas: oxigênio e flúor. Como resultado, esses elementos tem uma afinidade eletrônica menor que os elementos abaixo deles, ao contrário do padrão geral de comportamento desta propriedade ao longo de toda a tabela periódica. 15

Figura 1.3 - A figura acima mostra as tendências gerais para a variação da afinidade eletrônica ao longo do quadro periódico. 1.8 Eletronegatividade e Eletropositividade. A eletronegatividade é uma propriedade química que descreve a tendência de um átomo a receber ou atrair elétrons para si. A eletronegatividade foi proposta inicialmente por Linus Pauling em 1932 como um conceito importante para a teoria da ligação de valência (TLV). De forma simples, a eletronegatividade é muito influenciada pela configuração eletrônica do átomo e pelo número de prótons no núcleo. Se tomarmos os átomos do grupo VIIA (halogênios), por exemplo, temos elementos com a seguinte configuração para a camada de valência ns 2 np 5. Os halogênios, portanto, precisam de apenas um elétron a mais para adquirirem a configuração estável de gás nobre tão almejada. Dessa forma, eles mostram uma grande tendência a atrair este elétron que falta para obter a estabilidade. Por outro lado, o nome dado à propriedade química que descreve a tendência do átomo a doar ou repelir elétrons é a eletropositividade. 16

Figura 1.4 - A figura acima mostra as tendências gerais para a variação da eletronegatividade ao longo do quadro periódico. 1.9 Reatividade A compreensão das tendências gerais de comportamento das propriedades dos elementos ao longo da tabela periódica vai permitir racionalizar, por exemplo, a tendência de um determinado elemento a reagir quimicamente. Uma reação química nada mais é que um processo onde átomos em moléculas demonstram uma tendência a reconfigurar suas estruturas eletrônicas através do rompimento de reações nos reagentes e a formação de ligações químicas novas nos produtos. Dessa forma, elementos muito eletronegativos ou muito eletropositivos tendem a ser muito reativos. Um exemplo clássico é o caso do sódio metálico, Na(s), metal alcalino terroso que possui todas as propriedades típicas dos metais do nosso cotidiano: sólido de alto ponto de fusão e ebulição, brilho, alta condutividade térmica e elétrica. Este metal tem uma tendência elevada a reagir ao ponto de sua superfície escurecer rapidamente ao contato com o ar. Geralmente, devido 17

à sua alta reatividade ele é armazenado em recipientes de vidro âmbar imerso em solventes apolares inertes como n-hexano ou querosene. Ao cortarmos um pedaço pequeno de sódio e cuidadosamente colocarmos em um recipiente com água, ocorrerá uma reação química com liberação de grande quantidade de energia em forma de calor. Como o gás hidrogênio rapidamente formado é bastante inflamável, o calor liberado na reação pode produzir uma chama e uma pequena explosão cujo som característico dá à esta reação o apelido de reação latido de cachorro. A formação de hidróxido pode ser monitorada adicionando-se fenolftaleína ao meio e observando a coloração rósea característica. A reatividade dos elementos químicos é proporcional à tendência de doar (eletropositividade) ou receber elétrons (eletronegatividade). Dessa forma, os elementos mais eletronegativos e eletropositivos são os mais reativos. 18

Exercícios 1 - Coloque em ordem crescente de raio atômico as seguintes espécies: a) Fe, Fe 3+, Fe 2+ b) F, Cl, Br c) I 3-, I, I -, 2 - A energia de ionização é a energia necessária para se retirar um elétron de um átomo em fase gasosa. a) Baseando-se nos conceitos de carga nuclear efetiva e força eletrostática, explique as tendências de variação da energia de ionização ao longo da tabela periódica. b) O átomo de hidrogênio tem uma energia de ionização aproximadamente igual a 1312 kj/mol. Já o lítio tem a primeira energia de ionização 513,3 kj/mol. Explique o principal motivo para o valor elevado da energia de ionização do H. 3 - Qual a massa de NaCl necessária para precipitar todos os íons prata presentes em 20,0 ml de uma solução 0,100 mol/l de AgNO 3? 19

Dados: Regras de solubilidade em água para compostos iônicos comuns Compostos solúveis Exceções importantes Compostos contendo NO 3 - - C 2 H 3 O 2 Cl - Br - I - 2- SO 4 Nenhuma Nenhuma Compostos de Ag +, Hg 2+ 2 e Pb 2+ Compostos de Ag +, Hg 2+ 2 e Pb 2+ Compostos de Ag +, Hg 2+ 2 e Pb 2+ Compostos de Sr 2+,Ba 2+, Hg 2+ 2 e Pb 2+ Compostos insolúveis Exceções importantes S 2- Compostos de NH 4 +, dos cátions dos metais alcalinos e Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+ Compostos contendo CO 3 2- PO 4 3- Compostos de NH 4 +, dos cátions dos metais alcalinos. Compostos de NH 4 +, dos cátions dos metais alcalinos. OH - Compostos dos cátions dos metais alcalinos e Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+. Massas atômicas (g/mol) Na: 23.0 ;Cl: 35.4; Ag: 107.8; N: 14.0; O: 16.0 20

2 - Ligações químicas Excetuando-se os gases nobres, todos os demais elementos da Tabela Periódica apresentam uma tendência a formar compostos a partir de ligações químicas. A natureza das ligações químicas está fortemente ligada às propriedades atômicas e à distribuição eletrônica dos átomos envolvidos na ligação. O potencial de ionização e a afinidade eletrônica são duas propriedades que podem auxiliar a compreendermos a natureza da ligação química que são divididas em três principais: iônica, covalente e metálica. É importante consideramos que não há ligações químicas que são exatamente 100% iônicas ou covalentes e, geralmente, existe um caráter híbrido covalente-iônico em uma ligação química a depender das propriedades eletrônicas dos átomos envolvidos. Nas ligações covalentes, a característica fundamental é que ocorre um compartilhamento dos elétrons entre os átomos envolvidos na ligação com o objetivo mútuo de atingir a configuração estável de gás nobre. É o tipo de ligação que caracteriza fortemente a identidade dos chamados compostos moleculares. Por outro lado, temos as ligações iônicas onde a união entre os átomos depende de interações eletrostáticas atrativas entre partículas de cargas opostas e repulsivas entre as partículas de mesma carga. É o tipo de ligação predominante nos compostos iônicos, para os quais confere propriedades típicas tais como a tendência a formar sólidos cristalinos com o elevado ponto de fusão e ebulição e estes formam soluções condutoras quando dissolvidos em água. As ligações metálicas mantêm os cátions metálicos unidos, mas os elétrons envolvidos na ligação não ficam retidos em uma ligação química em particular, mantendo-se em movimento ao longo das camadas de cátions ao longo da estrutura do metal. A ligação metálica confere as propriedades típicas dos metais como a alta condutividade de calor e eletricidade, maleabilidade e ductibilidade. 21

2.1 Ligação iônica Normalmente, a combinação de metais alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F, Cl, Br, I) leva a formação de compostos sólidos cristalinos, com alto ponto de fusão e que quando dissolvidos em água formam soluções condutoras de corrente elétrica. Um ponto chave é que os sais fundidos também são condutores de corrente elétrica. Essas características são evidências de que os sais são formados por partículas com cargas organizadas em uma rede, conforme mostrado na figura abaixo. Quando essa rede é destruída com a dissolução ou mesmo a fusão do sal, temos movimento das partículas portadoras de carga (íons) que é responsável pela condutividade do material. Figura 2.1 Rede cristalina cúbica do NaCl(s). Essa estrutura do tipo cúbica é comum a todos os haletos alcalinos (exceto CsCl, CsBr e CsI). Todos íons se organizam em uma rede cúbica e se mantêm nessa rede graças às interações eletrostáticas. A água tem a capacidade de dissociar os íons desta rede. 22

2.2 Ligação covalente e a teoria dos octetos A teoria dos octetos foi proposta por G. N. Lewis em 1916, baseando-se no princípio de que é a camada de valência quem determina as principais propriedades químicas de um elemento. Essa teoria permite racionalizar a formação de ligações químicas para a maioria das moléculas simples e é baseada no conceito de que o átomo busca a estabilidade química através do compartilhamento de elétrons até que a camada de valência adquira a configuração estável de um gás nobre. O hidrogênio se estabiliza assumindo a configuração do hélio, com apenas dois elétrons na camada de valência. Figura 2.2 Estrutura de Lewis para a molécula de água. Os átomos de hidrogênio se estabilizam com dois elétrons enquanto o oxigênio tem dois pares de elétrons não-ligantes e dois pares de elétrons nas ligações covalentes feitas. As fórmulas de Lewis são uma representação gráfica útil para configurarmos a estrutura eletrônica de algumas moléculas que seguem a teoria dos octetos. Nela são representados todos os elétrons das camadas de valência de todos os átomos da molécula: aqueles que participam diretamente das ligações químicas que aparecem aos pares sendo cada elétron proveniente de um átomo participante da ligação e os elétrons que não participam da ligação, chamados de elétrons não ligantes. A teoria dos octetos permite que o átomo forme ligações múltiplas uma vez que o objetivo é adquirir a configuração eletrônica do gás nobre. A molécula de N 2, por exemplo, forma três ligações covalente para que a configuração se estabilize. Definimos a ordem de ligação (OL) como um parâmetro decorrente desta possibilidade de formação de ligações múltiplas (duplas, triplas) sendo o número de pares de elétrons compartilhados em ligações químicas. Quanto maior a OL, mais forte é a ligação química entre os átomos, isso justifica a inércia do gás N 2(g). 23

As estruturas de Lewis para alguns compostos podem nos auxiliar a compreender a sua conformação espacial. Por exemplo, a amônia, NH 3, tem a conformação de uma pirâmide de base triangular. Isso é justificado pelo efeito de repulsão eletrônica entre os elétrons não ligantes e os elétrons que participam das três ligações químicas N-H. Uma dica prática para a construção de estruturas de Lewis que deve ser sempre lembrada é que para oxiacidos que deve ser sempre lembrada é que geralmente os hidrogênios dissociáveis estão ligados aos oxigênios. 2.3 - Ressonância A complexidade do comportamento dos elétrons em moléculas nem sempre pode ser totalmente esquematizada em uma única estrutura de Lewis. De acordo com os princípios da mecânica quântica o elétron tem um comportamento dual onda-partícula cuja primeira que acarreta em uma limitação à possibilidade de determinarmos com precisão sua posição e momento simultaneamente. Em algumas moléculas, sobretudo moléculas que apresentam alternância entre ligações duplas e simples (ou ligações duplas conjugadas ou alternadas). O fenômeno da deslocalização eletrônica confere uma grande estabilidade química a seus compostos, conforme observado para muitos dos chamados compostos aromáticos da química orgânica. O benzeno é um caso clássico desse fenômeno, a ressonância confere a esse composto uma estabilidade suficiente de forma que ele possa ser utilizado com solvente em vários processos químicos. Como os elétrons não estão exatamente localizados, as moléculas que apresentem ressonância não podem ser descritas através de uma única estrutura de Lewis. 24

Figura 2.3 Estruturas de Lewis para a molécula de ozônio, O 3, o ânion carbonato e o benzeno que apresentam o fenômeno da deslocalização dos elétrons elétrons π ao longo da estrutura (ressonância). 25

2.4 Carga formal Um conceito muito útil para os químicos para o entendimento de propriedades moleculares como o momento de dipolo e as interações que advém das interações eletrostáticas é o de cargas formais. Contudo, antes de calcularmos a carga atômica formal para algumas moléculas simples, é necessário que saibamos que se trata de uma proposta para simplificar e que tem algumas limitações com o que sabemos sobre a estrutura atômica e molecular e a distribuição das partículas carregadas nas mesmas. Sabemos que o átomo consiste de um núcleo positivo envolvido pela extensa camada eletrônica negativa. As cargas formais podem assumir qualquer valor positivo, negativo ou nulo dependendo do número de elétrons ligantes, número de elétrons não ligantes e do número de elétrons de valência dos átomos ligados e da carga total da molécula em questão. Para o cálculo da carga formal em um átomo é preciso considerar que não existem diferenças entre as eletronegatividades dos átomos ligados (ligação química apolar). Por definição, a carga formal de um átomo é dada por: Figura 2.4 Exemplo de cálculo de carga formal. 26

2.5 - Exceções à regra dos octetos. Temos dois exemplos interessantes de moléculas que não podem cumprir a regra do octeto por terem um número ímpar de elétrons somando-se todas as camadas de valência de seus átomos constituintes: NO e NO 2. Algumas moléculas são caracterizadas pelo número insuficiente de elétrons para que todos os átomos atinjam o octeto. Como o BF 3, o BeH 2 e LiCH 3. F F B F H Be H Li CH 3 O BF 3 (trifluoreto de boro) é uma espécie deficiente em elétrons. Esta molécula é considerada um ácido de Lewis, se considerarmos a seguinte reação química com a formação do ânion tetrafluorborato, BF 4 -, o qual tem o seu octeto completo. Ocorre também a chamada expansão do octeto e ocorre com elementos do terceiro período ou elementos mais abaixo na tabela periódica. Esses elementos na molécula podem conter mais que oito elétrons na camada de valência e o orbital do tipo d também está envolvido na formação do composto. O PCl 5 e o SF 6 são exemplos típicos de moléculas nas quais as espécies centrais, os átomos de P e o S, 27

comportam mais elétrons compartilhados que o esperado de acordo com a teoria do octeto. Para compreendermos bem vamos investigar cada caso. O fósforo pertence ao grupo 15 e para completar o octeto são suficientes 3 ligações covalente simples, o que ocorre em compostos como o PCl 3 ou o PH 3. A configuração eletrônica do fósforo é: 15P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 = [Ne] 3s 2 3p 3 É a partir da terceira camada que o subnível d começa, estando disponível para hibridizar com os orbitais 3s e 3p. Está é a principal razão para a expansão do octeto. Átomos que possuem orbitais d vazios em suas camadas de valência podem usá-los para fazer um número maior de ligações. Como estes orbitais d vazios têm energias próximas a dos outros orbitais preenchidos da camada de valência, a hibridação com orbitais de um subnível vazio não tem um custo energético muito grande. No final, a energia liberada com o maior número de ligações compensará o gasto na hibridação. Com cinco orbitais híbridos do tipo sp 3 d, o fósforo pode fazer as cinco ligações observadas no composto PCl 5. Na hibridação do tipo sp 3 d tem-se um arranjo espacial do tipo bipiramidal triangular (Figura). O caso do enxofre no SF6, será parecido com o observado para o fósforo no PCl5. A diferença está no número de ligações e no número de elétrons do enxofre em relação ao fósforo. A configuração eletrônica do enxofre é: 16S = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 = [Ne] 3s 2 3p 4 Como o composto SF 6 faz uma ligação a mais, o orbital híbrido vai tomar um orbital do tipo d a mais, sp 3 d 2. A conformação da molécula de SF 6 é do tipo octaédrica. Cl Cl Cl P Cl Cl F F F S F F F 28

2.6 Teoria dos orbitais moleculares. À luz da teoria quântica, sabe-se que é impossível determinarmos com precisão a posição e o momento de qualquer partícula subatômica. A esse enunciado damos o nome de princípio da incerteza, cujos fundamentos estão além do objetivo do presente curso. Dessa forma, a mecânica quântica pode prover apenas uma informação probabilística sobre o comportamento das partículas subatômicas, entre elas o elétron. Ainda de acordo com o modelo fornecido pelo formalismo da teoria quântica, temos associada ao elétron uma função que contém toda a informação sobre o estado de determinado elétron e sua natureza dual onda-partícula. Essa função é chamada função de onda, Ψ. A densidade de probabilidade de acordo com a interpretação proposta por Max-Born é proporcional ao quadrado da função de onda, Ψ 2. Os orbitais atômicos são, portanto, um resultado direto desta interpretação probabilística sendo a região no espaço mais provável de encontrarmos um determinado elétron que pertence a um átomo. Como exatamente os átomos se combinam e formam moléculas ou íons? Estamos habituados a fazer a distribuição dos elétrons nas camadas de um átomo em função dos níveis e sub-níveis de energia, mas o que ocorre com estes elétrons quando átomos se ligam quimicamente? Uma proposta para essa questão é a chamada Teoria dos Orbitais Moleculares que contém muitos conceitos similares aos orbitais atômicos, porém de maneira mais ampla para acolher a possibilidade do átomo formar ou não moléculas ou íons. De uma maneira geral, os átomos se combinam para formar moléculas ou íons. Se imaginarmos as mudanças na estrutura eletrônica de um par de átomos isolados em função da combinação química com formação de ligação química, ocorre uma combinação dos elétrons de valência dos átomos isolados para a formação de um novo orbital comum para toda a molécula o qual chamaremos orbital molecular. Do ponto de vista físico-químico, podemos formalizar os conceitos do parágrafo anterior da seguinte forma: ocorre uma combinação linear entre os orbitais atômicos para a formação do orbital 29

molecular. Dessa forma, pode ocorrer uma soma ou subtração das funções de onda eletrônicas para cada elétron nos átomos envolvidos na ligação química. Tomando, por exemplo, a combinação linear de dois elétrons pertencentes ao orbital atômico 1s do átomo de hidrogênio, com o objetivo de formar do orbital molecular da molécula de H 2. De início, sabemos que a simetria orbital molecular resultante é dependente da simetria dos orbitais atômicos envolvidos. Como temos dois orbitais atômicos esféricos e simétricos, o orbital molecular resultante é simétrico em relação ao eixo inter nuclear. Neste caso, temos um orbital molecular do tipo sigma, σ. Temos que fazer uma combinação linear de orbitais atômicos considerando as seguintes possibilidades. Elevando-se ao quadrado, ambos os lados da equação acima, temos a densidade de probabilidade dos elétrons dos átomos A e B que agora pertencentes ao orbital molecular comum a toda a molécula. O termo é responsável por um aumento na densidade de carga exatamente no centro da região inter nuclear, o que estabiliza fortemente a molécula formada, diminuindo a sua energia e concretizando assim uma ligação química entre os átomos A e B. Neste caso, chamamos o orbital molecular formado de orbital molecular ligante (OML). Esse fenômeno pode ser interpretado da seguinte forma: a estabilização da molécula pela ligação química ocorre pela ocorrência de uma densidade eletrônica negativa entre os núcleos positivos o que é responsável pelo amortecimento ou blindagem da forte repulsão eletrostática. A outra possível combinação linear consiste na subtração que é efetuada a seguir. O quadrado desta função de onda resulta na seguinte densidade de probabilidade: 30

Essa última função de onda é chamada anti-ligante, normalmente vem indexada com um *, mostra uma densidade eletrônica menor na região inter nuclear, o que é energeticamente desfavorável à formação da ligação química. A ausência de uma densidade eletrônica na região inter-nuclear coloca os dois núcleos positivos frente a frente e as interações repulsivas impedem a formação de uma ligação química entre os átomos. Esse orbital molecular, portanto, recebe o nome de orbital molecular antiligante. Os orbitais moleculares têm uma similaridade fundamental em relação aos já bem conhecidos orbitais atômicos: eles também comportam no máximo dois elétrons com spins antiparalelos. De acordo com o princípio da dualidade onda-partícula atribuído ao comportamento das partículas subatômicas como o elétron, a localização do elétron do espaço está limitada a uma questão probabilística, ou seja, pode-se apenas delimitar uma região no espaço na qual é mais provável encontrarmos o elétron. 2.7 - A classificação dos orbitais moleculares em sigma (σ), pi (π) ou delta (Δ) depende da simetria dos orbitais atômicos e de suas superposições Recordando os aspectos fundamentais dos orbitais atômicos, a forma de cada orbital é uma região na qual temos a probabilidade de encontrarmos determinado elétron. Sendo assim, os diferentes formatos dos orbitais são decorrentes das diferentes energias dos elétrons no átomo. O formato mais simples é o formato esférico para o orbital do tipo s, conforme observamos na figura abaixo. Figura 2.7 Formato esférico do orbital atômico do tipo s. 31

O orbital p contém elementos mais interessantes: os lóbulos e o nó. Lóbulos são as hélices do orbital e o nó é a região em que a função de onda muda de sinal, ou seja, temos um lóbulo positivo e outro negativo. Figura 2.8 Exemplos de superposições construtivas e destrutivas de orbitais atômicos do tipo p e d. Figura 2.9 Ligação química envolvendo dois orbitais do tipo e entre um orbital do tipo s e um do tipo p. Para os orbitais do tipo p, temos um formato um pouco mais elaborado e alguns elementos são importantes para a compreensão das combinações envolvendo estes orbitais. Formas e simetrias dos orbitais moleculares. Quando ocorre a aproximação e a superposição de orbitais atômicos, podem ocorrer basicamente dois fenômenos relacionados à posição relativa dos orbitais e ao tipo dos mesmos: (i) Uma superposição construtiva entre funções de onda com o mesmo sinal: neste caso, ocorre formação de uma densidade eletrônica na região inter nuclear, contribuindo bastante para a estabilidade e 32

a força da ligação química, diminuindo a energia do sistema e levando à formação de um orbital molecular do tipo ligante. (ii) Uma superposição destrutiva entre funções de onda com sinais contrários: neste caso, ocorre a formação de um plano nodal entre os núcleos, não contribuindo para a estabilidade da ligação química e a formação de um orbital molecular antiligante. Existe uma classificação muito importante dos orbitais moleculares com relação à simetria em torno do eixo definido pelos núcleos dos átomos envolvidos na ligação química. Quando se observa uma simetria cilíndrica ao redor deste eixo, chamados o orbital molecular sendo do tipo σ. Geralmente, as ligações químicas que levam à formação de orbitais moleculares do tipo σ são mais fortes porque são formados por superposições frontais de orbitais atômicos. Por outro lado, quando não temos essa simetria cilíndrica, ou seja, se girarmos os átomos e os lóbulos dos orbitais moleculares em torno do eixo definido pelos núcleos dos átomos e observamos que ocorrem mudanças de sinal, classificamos este orbital molecular como sendo do tipo π. Geralmente, as ligações químicas que levam à formação de orbitais do tipo são mais fracas, pois envolvem uma sobreposição lateral e menos efetiva de orbitais atômicos. A formação de ligações covalentes e moléculas diatômicas homonucleares leva à diminuição da energia em relação aos átomos livres. A teoria dos orbitais moleculares poderá nos responder a uma pergunta simples: porque os átomos formam ligações químicas? Porque a natureza determina que determinados tipos de átomos formem ligações covalentes e outros não. Porque os gases nobres, considerados inertes, não formam compostos tão facilmente quanto os demais elementos do quadro periódico. 33

Existe uma regra fundamental na natureza de que os processos espontâneos ocorrem e evoluem de forma a minimizar ou distribuir a energia e maximizar a entropia. Vamos considerar, inicialmente, a molécula de hidrogênio, H 2. Considerando os átomos dissociados, sabe-se que cada um deles possui um único elétron acomodado no orbital atômico 1s. Podemos imaginar que esses dois átomos estejam sozinhos em um sistema isolado, ou seja, cada um destes átomos experimenta apenas o potencial de interação do outro átomo. Nesse caso, esse potencial de interação é fortemente influenciado pela distância entre os núcleos. Quando os átomos estão muito distantes, o potencial de interação é igual a zero. Quando estes átomos estão próximos demais, a leis da física da não penetrabilidade dos corpos atua e o potencial de interação é fortemente repulsivo. Existe, contudo uma distância ótima em que ocorre um mínimo no potencial de interação e as forças atrativas e repulsivas se equilibram. É nesta distância de equilíbrio entre os núcleos dos átomos de H que ocorre a formação de uma ligação química. Conforme vimos nos itens anteriores, a formação de um orbital ligante acarreta na ocorrência de um densidade eletrônica exatamente no centro da região internuclear. Essa densidade eletrônica vai diminuir a energia do par de átomos em relação aos mesmos dissociados. Podemos representar isso em um diagrama de energias da seguinte forma: Figura 2.10 Diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares da molécula de hidrogênio exibindo o orbital molecular ligante, o orbital molecular anti ligante e os orbitais atômicos. É importante notar uma escala de energia no eixo vertical à direita que indica a energia de cada um dos orbitais. No lado direito e esquerdo do diagrama são representados os orbitais atômicos, com os elétrons e 34

suas respectivas energias. Os orbitais moleculares são colocados no centro do diagrama. Note que o nível de energia do orbital molecular ligante fica abaixo dos níveis de energia dos orbitais atômicos. Se lembrarmos dos conceitos nas estruturas de Lewis, a ordem de ligação está relacionada ao número de pares de elétrons compartilhados em uma ligação química. Na teoria dos orbitais moleculares, a ordem de ligação (OL) é dada pela seguinte relação: Dessa forma, a ordem de ligação para a H2 é igual a 1. Indicando a formação de uma ligação covalente simples. Relembrando: como esta ligação envolve uma sobreposição frontal de orbitais atômicos, esta ligação é do tipo σ. Vamos considerar agora um caso hipotético de uma molécula diatômica homonuclear formada por átomos de gases nobres. Sabe-se que as propriedades de inércia desses átomos e a estabilidade do octeto na camada de valência tornam muito difícil a reação química e a formação de ligações envolvendo estes átomos. A teoria dos orbitais moleculares é coerente com este comportamento. Tomando a molécula hipotética de He 2, vamos montar o diagrama. Figura 2.11 Diagrama de orbitais moleculares para a molécula de He 2. Observe que temos um orbital anti-ligante totalmente preenchido, o que desestabiliza fortemente a molécula. Cada átomo de He possui dois elétrons em sua única camada em torno do núcleo. O diagrama mostrado na figura anterior mostra uma diferença importante em relação ao diagrama montado para a 35

molécula de H 2. Para o presente caso, temos um orbital molecular anti-ligante completamente preenchido. Podemos interpretar isso da seguinte forma: o ganho energético do sistema que ocorre com o preenchimento do orbital molecular ligante é igual à perda de energia com o preenchimento do orbital molecular anti-ligante. Dessa forma, a ligação química entre átomos de He não é favorecida energeticamente e os átomos tendem a permanecer separados. 36

Exercícios: 1 Responda as questões abaixo de acordo com a seguinte configuração eletrônica de um átomo neutro: [Ne] 3s 2 3p 2 a) O que são elétrons de valência? b) Quais são os elétrons de valência do átomo citado? c) Qual o elemento químico que apresenta a configuração eletrônica citada? 2 - Para cada espécie química abaixo, escreva a sua estrutura de Lewis, calcule as cargas formais em todos os átomos e diga qual a sua conformação: a) SO 2 b) SO 3 c) SO 3 2- d) SO 4 2-3 Coloque as seguintes espécies CO, CO 2 e CO 2 + a) Em ordem crescente de comprimento de ligação química C-O. Justifique. b) Em ordem crescente de polaridade. Justifique. 37

4 Complete os diagramas de orbital molecular abaixo indicando os orbitais atômicos, os orbitais moleculares ligantes e antiligantes e calcule a ordem de ligação para cada espécie abaixo: a) H 2 b) He 2 b) À luz da teoria dos orbitais moleculares, explique: porque a formação da molécula de He 2 não é favorável energeticamente. 5 Faça a distribuição dos elétrons nos orbitais moleculares do O 2 e do F 2 nos diagramas abaixo e indique todos os orbitais atômicos, os orbitais moleculares ligantes e orbitais moleculares anti-ligantes. Indique qual das moléculas é paramagnética (sofre atração por um campo magnético). a) O 2 b) F 2 38

b) Porque a combinação dos orbitais atômicos do tipo p leva à formação de orbitais moleculares com energias diferentes:,, e. Se necessário, esboce a superposição frontal ou lateral entre os orbitais atômicos. 39

3 - Ciclo de Born Haber Porque determinados sais são insolúveis em água mesmo em temperaturas elevadas? Essa pergunta deixa intrigado muitos estudantes de química ao considerarmos os diversos comportamentos dos sais em água. De maneira qualitativa, a resposta para essa questão está na quanto mais eficiência das forças eletrostáticas em manter a rede cristalina coesa, menor a solubilidade do sal. Vários fatores determinam esta eficiência das forças eletrostáticas em manter a rede cristalina coesa independente das vizinhanças dois dos principais fatores são o tamanho e a carga dos íons. Em 1919, foi feita uma proposta para se relacionar a energia da rede cristalina ou a entalpia de rede (energia reticular) com dados termoquímicos que são tipicamente medidos em laboratório. Em essência, estamos interessados em saber o que ocorre com os valores da energia do sistema quando os elementos em estado padrão são convertidos em íons isolados em fase gasosa se aproximam e se combinam de forma organizada em uma rede cristalina. Sabe-se que as entalpias de sublimação, dissociação e ionização são positivas, pois temos processos que requerem quantidades de energia para ocorrer. Com a formação da rede cristalina ocorre uma perda de energia por parte do sistema. De acordo com a Lei de Hess a variação total da energia ao longo de todo um processo depende apenas das energias dos estados final e inicial. Esse enunciado aparentemente complexo pode ser colocado de uma maneira bem simples. Considere um processo hipotético onde uma substância A qualquer transita por 5 estados diferentes ao longo 5 etapas cujos energias respectivamente iguais a 2 kj/mol, 4 kj/mol, 3 kj/mol 5 kj/mol e 1 kj/mol, respectivamente. Calculando a variação da entalpia ao longo de cada uma das etapas e fazendo o somatório: 40

final e inicial. De forma mais simples, chegamos ao mesmo resultado quando subtraímos a energia dos estados Veja a figura abaixo com as etapas envolvidas em um ciclo de Born-Haber padrão. Vamos considerar um sistema formado por quantidades de sódio metálico sólido, Na (s), e cloro gasoso, Cl 2(g), necessários para a formação de um mol de NaCl. A etapa seguinte consiste na sublimação do Na (s), etapa ao longo da qual a energia envolvida é chamada entalpia de sublimação, Δ. Uma vez sublimado o sódio, a etapa seguinte consiste em ionizá-lo formando o Na + (g), envolvendo a energia de ionização, I. Em seguida, ocorre a dissociação do Cl 2(g) em Cl (g), nessa etapa, temos a energia de dissociação, Δ. Até então, as etapas são todas endotérmicas e a quantidade de energia do sistema foi gradualmente aumentada. Logo depois, temos o átomo Cl (g) ganha um elétron formando o Cl - (g), e a energia liberada para as vizinhanças. Finalmente, a etapa em que ocorre a formação da rede cristalina onde os íons em fase gasosa se aproximam e se acomodam de forma organizada, liberando uma quantidade de energia para as vizinhanças chamada energia reticular. Dessa forma, a Lei de Hess permite que sejam calculadas quantidades como a afinidade eletrônica dos átomos a partir de informações termodinâmicas e a energia de rede, quando se tem dados cristalográficos. E, uma vez conhecidas as afinidades eletrônicas de todos os átomos, é possível calcular as energias de rede de estruturas cristalinas desconhecidas. As energias de rede fornecem informações sobre o tipo de estrutura cristalina presente no material, em particular do caráter iônico/covalente da mesma. 41

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