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title: "O bloco p II: oxigênio, halogênios e gases nobres"
book: "Química universitária — 1.º ano"
subject: chemistry
language: pt
chapter: 28
exercises: 12
source: https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/28-o-bloco-p-ii-oxigenio-halogenios-e-gases-nobres
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
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# Capítulo 28 — O bloco p II: oxigênio, halogênios e gases nobres

O ácido sulfúrico é produzido em maior tonelagem que qualquer outro produto químico: ele dissolve a rocha fosfática para os fertilizantes, lixivia minérios de cobre e de urânio, refina petróleo e enche as baterias de carro, e durante um século a produção de ácido sulfúrico foi uma medida aproximada da indústria de um país. A maior parte de seu enxofre vem hoje da purificação do gás natural e do petróleo; uma parte ainda é carregada à mão para fora de crateras vulcânicas. O enxofre fica no [grupo](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 16, abaixo do oxigênio; os [halogênios](#def-b1-p-block-16-18-halogen) do [grupo](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 17 e os gases nobres do [grupo](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 18 completam o [bloco](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) p. Este capítulo acompanha o oxigênio e o enxofre do elemento ao ácido, classifica os [halogênios](#def-b1-p-block-16-18-halogen) como [oxidantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) por seus [potenciais padrão](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) e termina com os compostos que os gases nobres, supostamente inertes, de fato formam.

**O que você já sabe.**

As [estruturas de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), os octetos expandidos e as formas VSEPR ([Capítulo 3](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#ch-b1-lewis-resonance-vsepr)); os [potenciais padrão](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) ([Capítulo 13](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#ch-b1-nernst)); o [desproporcionamento](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/14-diagramas-eph#def-b1-e-ph-diagrams-disproportionation) do cloro e o [diagrama potencial–pH](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/14-diagramas-eph#def-b1-e-ph-diagrams-e-ph-diagram) do cloro ([Capítulo 14](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/14-diagramas-eph#ch-b1-e-ph-diagrams)); a catálise ([Capítulo 9](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#ch-b1-elementary-steps)). O Livro 1 (ano 10) agrupou os [halogênios](#def-b1-p-block-16-18-halogen) e os gases nobres em famílias.

![Extração de enxofre na cratera do vulcão Kawah Ijen, na Indonésia: os gases vulcânicos condensam enxofre amarelo em torno de tubos, e os mineiros o carregam para fora em cestos (fotografia de Sémhur, CC BY-SA 4.0, Wikimedia Commons).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-d76d39ad8501.jpg)

*Extração de enxofre na cratera do vulcão Kawah Ijen, na Indonésia: os gases vulcânicos condensam enxofre amarelo em torno de tubos, e os mineiros o carregam para fora em cestos (fotografia de Sémhur, CC BY-SA 4.0, Wikimedia Commons).*

## 28.1 Oxigênio, ozônio e peróxidos

**Definição 28.1 (Calcogênios).**

Os *calcogênios* são os elementos do [grupo](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 16 (O, S, Se, Te, Po), com seis [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) *ns*$^2$*np*$^4$. Eles formam compostos com [números de oxidação](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-oxidation-number) de $-$II (óxidos, sulfetos) a $+$VI (sulfatos), os mais altos apenas do enxofre para baixo.

O oxigênio existe como dioxigênio $\ce{O2}$ e como ozônio $\ce{O3}$, uma molécula angular com duas [estruturas de ressonância](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) ([Capítulo 3](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#ch-b1-lewis-resonance-vsepr)). O ozônio é um [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) mais forte que o dioxigênio: $E^\circ(\ce{O3}/\ce{O2}) = 2.07$ V contra 1.23 V para $\ce{O2}$/$\ce{H2O}$. Na alta atmosfera, ele absorve a luz ultravioleta; perto do solo, é um poluente. O peróxido de hidrogênio, com uma ligação $\ce{O-O}$ e o oxigênio em $-$I, é ao mesmo tempo [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) e [redutor](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) e se desproporciona lentamente ([Exercício 13.12](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#exo-b1-nernst-12)).

**Exemplo 28.2 (Os números de oxidação do oxigênio).**

O oxigênio, superado apenas pelo flúor em [eletronegatividade](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-electronegativity), está em $-$II em quase todos os seus compostos: água, óxidos, hidróxidos, sulfatos. As exceções decorrem da regra segundo a qual os elétrons compartilhados vão para o parceiro mais eletronegativo e são divididos igualmente entre átomos idênticos. No peróxido de hidrogênio $\ce{H2O2}$, H–O–O–H, cada oxigênio fica com os elétrons de sua ligação $\ce{O-H}$, mas divide o par $\ce{O-O}$: $-$I. No superóxido de potássio $\ce{KO2}$, o íon $\ce{O2-}$ leva uma carga para dois átomos: $-\frac12$ em média. No difluoreto de oxigênio $\ce{OF2}$, o flúor ganha as duas ligações e o oxigênio está em $+$II. Em $\ce{O2}$ e $\ce{O3}$, ele está em 0. Só o estado $-$II é estável frente à água; os peróxidos e superóxidos são [oxidantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple), e $\ce{OF2}$ um agente de fluoração.

## 28.2 O enxofre e o ácido sulfúrico

O enxofre, ao contrário do oxigênio, forma anéis e cadeias de ligações simples $\ce{S-S}$: o enxofre comum é formado por anéis $\ce{S8}$. Ele queima dando dióxido de enxofre, uma molécula angular (ângulo O–S–O de $119.5{}^{\circ}$), que pode ser oxidado ainda a trióxido de enxofre, trigonal plano. Ambos são [óxidos ácidos](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/26-o-hidrogenio-e-o-bloco-s#def-b1-s-block-oxide-character): $\ce{SO2}$ dá o ácido sulfuroso ($\mathrm{p}K_a$ 1.77 e 7.22), $\ce{SO3}$ o ácido sulfúrico.

**Proposição 28.3 (Etapas do processo de contato).**

O ácido sulfúrico é produzido a partir do enxofre em quatro etapas: (1) $\ce{S + O2 -> SO2}$; (2) $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$, sobre um [catalisador](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#def-b1-elementary-steps-catalyst) de óxido de vanádio(V); (3) $\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}$ (óleum), sendo o trióxido absorvido em ácido concentrado; (4) $\ce{H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4}$. No total, $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$.

**Demonstração.** Cada etapa está balanceada; somando $2\times(1)$, (2), $2\times(3)$ e $2\times(4)$, $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ e $\ce{H2S2O7}$ se cancelam, e os dois $\ce{H2SO4}$ consumidos na etapa 3 são regenerados na etapa 4, o que deixa $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$. A etapa 2 é termodinamicamente muito favorável à temperatura ambiente ($K = 10^{24.8}$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, a partir das energias de Gibbs de formação), mas extremamente lenta: é o [catalisador](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#def-b1-elementary-steps-catalyst), ativo apenas a quente, que a faz andar, e o compromisso entre velocidade e conversão é estudado no volume do 2.º ano. O $\ce{SO3}$ não é absorvido diretamente em água, porque sua reação com o vapor d’água forma uma névoa fina de gotículas de ácido que atravessa os absorvedores. ∎

![O processo de contato: combustão do enxofre, oxidação catalítica do SO2, absorção do SO3 em ácido sulfúrico concentrado e diluição do óleum. Uma parte do ácido é devolvida ao absorvedor.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/fig-ebc39ce4b3dd.svg)

*O processo de contato: combustão do enxofre, oxidação catalítica do $\ce{SO2}$, absorção do $\ce{SO3}$ em ácido sulfúrico concentrado e diluição do óleum. Uma parte do ácido é devolvida ao absorvedor.*

**Proposição 28.4 (Força do ácido sulfúrico).**

Em água, a primeira acidez do ácido sulfúrico é forte (total), a segunda fraca: $\mathrm{p}K_a(\ce{HSO4-}/\ce{SO4^2-}) = 1.99$. Uma solução a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ não está, portanto, nem a pH 1.70 (dois prótons) nem a 2.00 (um), mas entre os dois.

**Demonstração.** $\ce{H2SO4}$, com dois oxigênios sem hidrogênio no enxofre, é um [oxoácido](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/27-o-bloco-p-i-grupos-do-boro-do-carbono-e-do-nitrogenio#def-b1-p-block-13-15-oxoacid) mais forte que $\ce{H3O+}$: nivelado ([Capítulo 10](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/10-equilibrios-acidobase-e-o-metodo-da-reacao-predominante#ch-b1-predominant-reaction)). $\ce{HSO4-}$, já negativo, retém mais seu próton: seu $\mathrm{p}K_a$, calculado a partir das energias de Gibbs de formação, é 1.99. Para $C = 0.010$: $[\ce{H3O+}] = C + x$, $[\ce{HSO4-}] = C - x$, $[\ce{SO4^2-}] = x$, com $x(C + x)/(C - x) = 10^{-1.99}$; resolvendo, $x = 4.2 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e $\mathrm{pH} = -\log(0.0142) = 1.85$. ∎

O ácido sulfúrico concentrado é também um poderoso agente desidratante (carboniza o açúcar, retirando dele os elementos da água) e, a quente, um [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple). Diluí-lo libera muito calor: o ácido é sempre despejado na água, nunca o contrário. A maior parte do enxofre do mundo, cerca de 84 milhões de toneladas em 2025, é recuperada do sulfeto de hidrogênio do gás natural e das correntes de refinaria, e a maior parte termina como ácido sulfúrico.

**Método 28.5 (Balanço de massa ao longo do processo de contato).**

1. Use a equação global: um $\ce{H2SO4}$ por átomo de S.
2. Corrija pela conversão da etapa 2 (a fração de $\ce{SO2}$ oxidada) e pelas perdas na absorção.
3. Para o ar: calcule o $\ce{O2}$ necessário (três meios por S) e divida por sua fração no ar.

**Exemplo 28.6 (Uma fábrica que queima mil toneladas de enxofre por dia).**

Uma fábrica queima $1000\,\mathrm{t}$ de enxofre por dia, converte $99.0\,\%$ do $\ce{SO2}$ e absorve $99.9\,\%$ do $\ce{SO3}$. Então $n(\ce{S}) = 1000 \times 10^{6}/32.1 = 3.12 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$ e $n(\ce{H2SO4}) = 3.12 \times 10^{7} \times 0.990 \times 0.999
= 3.08 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$, isto é, $3.08 \times 10^{7} \times 98.1\,\mathrm{g}
= 3020\,\mathrm{t}$ de ácido por dia. O $1.0\,\%$ não convertido sai como $\ce{SO2}$: $3.1 \times 10^{5}\,\mathrm{mol}$, ou $20\,\mathrm{t}$ por dia, que precisam ser removidas do gás de cauda. O dioxigênio necessário é $1.5 \times 3.12 \times 10^{7} =
4.67 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$; o ar, com $21\,\%$ de $\ce{O2}$, é $2.23 \times 10^{8}\,\mathrm{mol}$, ou $V = nRT/p = 5.5 \times 10^{6}\,\mathrm{m}^{3}$ por dia a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e $1\,\mathrm{bar}$, antes do excesso que a fábrica realmente insufla.

## 28.3 Os halogênios

**Definição 28.7 (Halogênios).**

Os *halogênios* são os elementos do [grupo](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 17 (F, Cl, Br, I, At), com sete [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) *ns*$^2$*np*$^5$. Eles existem como moléculas diatômicas $\ce{X2}$ e formam íons haleto $\ce{X-}$.

![O cloro, um gás amarelo-esverdeado pálido (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); o bromo, um líquido vermelho-escuro de vapor alaranjado (Jurii, CC BY 3.0); o iodo, cristais cinza-escuros de brilho metálico (Dnn87, CC BY 3.0). O cloro e o bromo estão selados em ampolas de vidro. Todas da Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-496d12f1f4f0.jpg)

![O cloro, um gás amarelo-esverdeado pálido (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); o bromo, um líquido vermelho-escuro de vapor alaranjado (Jurii, CC BY 3.0); o iodo, cristais cinza-escuros de brilho metálico (Dnn87, CC BY 3.0). O cloro e o bromo estão selados em ampolas de vidro. Todas da Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-a239eb847d0c.jpg)

![O cloro, um gás amarelo-esverdeado pálido (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); o bromo, um líquido vermelho-escuro de vapor alaranjado (Jurii, CC BY 3.0); o iodo, cristais cinza-escuros de brilho metálico (Dnn87, CC BY 3.0). O cloro e o bromo estão selados em ampolas de vidro. Todas da Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-6fd4d9cc23d9.jpg)

*O cloro, um gás amarelo-esverdeado pálido (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); o bromo, um líquido vermelho-escuro de vapor alaranjado (Jurii, CC BY 3.0); o iodo, [cristais](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/5-cristais-i-o-cristal-perfeito-e-os-metais#def-b1-crystals-metals-crystal) cinza-escuros de brilho metálico (Dnn87, CC BY 3.0). O cloro e o bromo estão selados em ampolas de vidro. Todas da Wikimedia Commons.*

**Proposição 28.8 (Poder oxidante dos halogênios).**

Os [halogênios](#def-b1-p-block-16-18-halogen) são [oxidantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) cuja força diminui ao descer no grupo: $E^\circ(\ce{F2}/\ce{F-}) = 2.89$ V, $\ce{Cl2}$/$\ce{Cl-}$ 1.36 V, $\ce{Br2}$/$\ce{Br-}$ 1.08 V, $\ce{I2}$/$\ce{I-}$ 0.53 V. Cada [halogênio](#def-b1-p-block-16-18-halogen) oxida os íons haleto situados abaixo dele no grupo.

**Demonstração.** Os valores vêm das energias de Gibbs de formação dos íons haleto ([Capítulo 13](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#ch-b1-nernst)). Pela regra do gama, $\ce{X2}$ oxida $\ce{Y-}$ quando o par $\ce{X2}$/$\ce{X-}$ fica acima de $\ce{Y2}$/$\ce{Y-}$: por exemplo $\ce{Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2}$, $\log K = 2(1.36 - 1.08)/0.059 = 9.5$. Descendo no grupo, os átomos crescem, sua afinidade por um elétron extra e a hidratação dos íons haleto menores diminuem, e o potencial também. ∎

![Potenciais padrão dos pares halogênio–haleto a 25\, C, calculados a partir de energias de Gibbs tabeladas: o poder oxidante cai de modo regular ao descer no grupo.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/fig-b5c11e274ac6.svg)

*[Potenciais padrão](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) dos pares halogênio–haleto a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, calculados a partir de energias de Gibbs tabeladas: o poder [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) cai de modo regular ao descer no grupo.*

Os haletos de hidrogênio são todos ácidos em água, mas $\ce{HF}$ é fraco ($\mathrm{p}K_a$ 3.16), enquanto $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$ e $\ce{HI}$ são fortes: a ligação $\ce{H-F}$ é muito forte e o pequeno íon fluoreto é retido por [ligações de hidrogênio](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/4-forcas-intermoleculares-e-solventes#def-b1-intermolecular-forces-solvents-hbond) fortes. O flúor é o elemento mais eletronegativo e o [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) mais forte da tabela; só é obtido por eletrólise. Os [oxoácidos](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/27-o-bloco-p-i-grupos-do-boro-do-carbono-e-do-nitrogenio#def-b1-p-block-13-15-oxoacid) do cloro — hipocloroso $\ce{HClO}$, clórico $\ce{HClO3}$, perclórico $\ce{HClO4}$ — ficam mais fortes com o número de oxigênios sem hidrogênio, como todos os [oxoácidos](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/27-o-bloco-p-i-grupos-do-boro-do-carbono-e-do-nitrogenio#def-b1-p-block-13-15-oxoacid) ([Definição 27.1](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/27-o-bloco-p-i-grupos-do-boro-do-carbono-e-do-nitrogenio#def-b1-p-block-13-15-oxoacid)); sua relação com o cloreto e o cloro foi mapeada no [Capítulo 14](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/14-diagramas-eph#ch-b1-e-ph-diagrams).

![Uma piscina pública e seu kit de análise da água: o cloro dissolvido como ácido hipocloroso é verificado várias vezes por dia.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-f97a12777429.jpg)

*Uma piscina pública e seu kit de análise da água: o cloro dissolvido como ácido hipocloroso é verificado várias vezes por dia.*

**Definição 28.9 (Compostos inter-halogênios).**

Um *composto inter-halogênio* é um composto de dois [halogênios](#def-b1-p-block-16-18-halogen) diferentes: $\ce{ICl}$, $\ce{BrF3}$, $\ce{ClF3}$, $\ce{IF7}$. O [halogênio](#def-b1-p-block-16-18-halogen) maior e menos eletronegativo é o [átomo central](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/12-complexacao#def-b1-complexation-complex), com um octeto expandido a partir de $\ce{ClF3}$.

**No laboratório — Manipular os halogênios.**

O cloro é tóxico e só é preparado em pequenas quantidades, em capela; o bromo queima a pele e seu vapor ataca os pulmões, e é usado diluído, em capela, com luvas e óculos, com solução de tiossulfato de sódio à mão para destruir os derramamentos ($\ce{4Br2 + S2O3^2- + 5H2O -> 8Br- + 2SO4^2- + 10H+}$). O iodo é o mais brando dos três, mas mancha e sublima; é guardado em frasco fechado.

## 28.4 Os gases nobres e seus compostos

Os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) têm camadas de valência completas e as maiores energias de ionização de seus [períodos](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) ([Capítulo 2](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#ch-b1-periodicity)). Considerados inertes por muito tempo, os mais pesados, cujos elétrons externos são retidos com menos força, reagem com os elementos mais eletronegativos: o xenônio dá $\ce{XeF2}$, $\ce{XeF4}$, $\ce{XeF6}$ e óxidos. Suas formas seguem as regras VSEPR, com [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) no xenônio.

**Exemplo 28.10 (Por que o xenônio, e não o argônio).**

As [primeiras energias de ionização](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-ionisation-energy) dos gases nobres caem ao descer no grupo: He 24.59, Ne 21.56, Ar 15.76, Kr 14.00, Xe 12.13, Rn 10.75 eV. A do dioxigênio, $\ce{O2 -> O2+ + e-}$, é 12.07 eV, quase igual à do xenônio. Um [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) forte o bastante para retirar um elétron de $\ce{O2}$, dando o cátion dioxigenila $\ce{O2+}$, deveria portanto oxidar também o xenônio, mas não o argônio, que retém seu elétron 3.7 eV mais firmemente. O xenônio de fato reage com o [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) muito forte hexafluoreto de platina $\ce{PtF6}$, dando um sólido de composição global $\ce{XePtF6}$, e com o próprio flúor, que dá os fluoretos de xenônio da tabela abaixo. O radônio, ainda mais fácil de ionizar, é radioativo demais para que muita química seja feita com ele.

| molécula | pares eletrônicos no [átomo central](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/12-complexacao#def-b1-complexation-complex) | forma | ângulo medido |
| --- | --- | --- | --- |
| $\ce{SO2}$ | 2 domínios ligantes + 1 [par não ligante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | angular | $119.5{}^{\circ}$ |
| $\ce{SF6}$ | 6 ligantes | octaédrica | $90{}^{\circ}$ |
| $\ce{ClF3}$ | 3 ligantes + 2 [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | em T | $87.5{}^{\circ}$ |
| $\ce{XeF2}$ | 2 ligantes + 3 [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | linear | $180{}^{\circ}$ |
| $\ce{XeF4}$ | 4 ligantes + 2 [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | quadrado-plana | $90{}^{\circ}$ |

*Formas de algumas moléculas do [bloco](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) p com octetos expandidos ou [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) (ângulos medidos, quando disponíveis). Os [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{XeF2}$ ocupam as três posições equatoriais de uma bipirâmide trigonal, o que deixa a molécula linear.*

O argônio, quase um por cento do ar, protege materiais reativos nos laboratórios e na soldagem; o hélio, extraído do gás natural, resfria ímãs supercondutores, como os dos espectrômetros de RMN ([Capítulo 17](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/17-espectroscopia-para-a-estrutura#ch-b1-structure-spectroscopy)).

## 28.5 Exercícios

**Exercício 28.1 ★.**

Dê o [número de oxidação](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-oxidation-number) do enxofre em $\ce{H2S}$, $\ce{S8}$, $\ce{SO2}$, $\ce{SO3^2-}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{S2O3^2-}$ (médio) e $\ce{H2S2O7}$.

**Solução de Exercício 28.1.**

$\ce{H2S}$ $-$II; $\ce{S8}$ 0; $\ce{SO2}$ $+$IV; $\ce{SO3^2-}$ $+$IV; $\ce{SO4^2-}$ $+$VI; $\ce{S2O3^2-}$ $+$II em média; $\ce{H2S2O7}$ $+$VI.

**Exercício 28.2 ★.**

Quais destas reações ocorrem: cloro com iodeto de potássio; iodo com brometo de sódio; bromo com cloreto de sódio; cloro com brometo de sódio? Escreva as que ocorrem.

**Solução de Exercício 28.2.**

Um [halogênio](#def-b1-p-block-16-18-halogen) oxida os haletos situados abaixo dele: $\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$ e $\ce{Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2}$ ocorrem; o iodo com o brometo e o bromo com o cloreto, não.

**Exercício 28.3 ★.**

Desenhe as [estruturas de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ e $\ce{O3}$, com suas [estruturas de ressonância](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance), e dê suas formas.

**Solução de Exercício 28.3.**

$\ce{SO2}$: S com um [par não ligante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), uma S=O e uma $\ce{S+-O-}$ em cada uma de duas [estruturas de ressonância](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) (ou duas S=O com octeto expandido): angular. $\ce{SO3}$: trigonal plana, três ligações S–O equivalentes. $\ce{O3}$: O central com um [par não ligante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), uma O=O e uma O–O$^-$, duas [estruturas de ressonância](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance): angular.

**Exercício 28.4 ★.**

Escreva as reações de $\ce{SO2}$ e $\ce{SO3}$ com a água e com o hidróxido de sódio.

**Solução de Exercício 28.4.**

$\ce{SO2 + H2O <=> H2SO3}$; $\ce{SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + H2O}$; $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$; $\ce{SO3 + 2NaOH -> Na2SO4 + H2O}$.

**Exercício 28.5 ★★.**

Calcule o pH do ácido fluorídrico a $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e compare com o ácido clorídrico na mesma concentração. Explique a diferença.

**Solução de Exercício 28.5.**

HF: $x^2/(0.10 - x) = 10^{-3.16}$, $x = 8.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, pH 2.10. HCl: pH 1.00. A ligação H–F é forte e o íon fluoreto forma [ligações de hidrogênio](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/4-forcas-intermoleculares-e-solventes#def-b1-intermolecular-forces-solvents-hbond) fortes: HF é um [ácido fraco](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/10-equilibrios-acidobase-e-o-metodo-da-reacao-predominante#def-b1-predominant-reaction-strong-acid).

**Exercício 28.6 ★★.**

Preveja com o [modelo VSEPR](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-vsepr) as formas de $\ce{BrF5}$, $\ce{IF7}$ (sete [pares ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), bipirâmide pentagonal), $\ce{ICl4-}$ e $\ce{XeO3}$.

**Solução de Exercício 28.6.**

$\ce{BrF5}$: cinco ligações e um [par não ligante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), pirâmide de base quadrada. $\ce{IF7}$: bipirâmide pentagonal. $\ce{ICl4-}$: quatro ligações e dois [pares não ligantes](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), quadrado-plana. $\ce{XeO3}$: três ligações e um [par não ligante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), pirâmide trigonal.

**Exercício 28.7 ★★.**

Calcule a constante de $\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$ e diga por que a água de cloro azula um papel de amido-iodeto.

**Solução de Exercício 28.7.**

$\log K = 2(1.36 - 0.53)/0.059 = 28$. O iodo liberado forma com o amido o [complexo](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/12-complexacao#def-b1-complexation-complex) azul intenso.

**Exercício 28.8 ★★.**

Mostre que o ozônio pode oxidar os íons iodeto a iodo e escreva a reação em meio ácido. Por que isso é usado para medir o ozônio?

**Solução de Exercício 28.8.**

$E^\circ(\ce{O3}/\ce{O2}) = 2.07 > 0.53$ V: $\ce{O3 + 2I- + 2H+ -> O2 + I2
+ H2O}$. O iodo formado é titulado com tiossulfato ([Exercício 13.7](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#exo-b1-nernst-7)): um $\ce{I2}$ por $\ce{O3}$.

**Exercício 28.9 ★★.**

O ácido sulfúrico concentrado carboniza a sacarose, $\ce{C12H22O11}$. Escreva a [desidratação](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/22-alcoois-ativar-o-grupo-oh#def-b1-alcohol-activation-dehydration) a carbono e calcule a massa de carbono obtida a partir de $10.0\,\mathrm{g}$ de açúcar.

**Solução de Exercício 28.9.**

$\ce{C12H22O11 -> 12C + 11H2O}$; $M = 342.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$, $10.0/342.0 =
0.0292\,\mathrm{mol}$, carbono $0.0292 \times 12 \times 12.0 = 4.21\,\mathrm{g}$.

**Exercício 28.10 ★★★.**

Calcule o pH do ácido sulfúrico a $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, levando em conta a segunda acidez ($\mathrm{p}K_a = 1.99$). Quanto a segunda acidez acrescenta?

**Solução de Exercício 28.10.**

$x(0.10 + x)/(0.10 - x) = 10^{-1.99}$: $x = 8.6 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $[\ce{H3O+}] = 0.1086$, $\mathrm{pH} = 0.96$ em vez de 1.00: a segunda acidez acrescenta cerca de $9\,\%$ a $[\ce{H3O+}]$.

**Exercício 28.11 ★★★.**

Usando os potenciais, explique por que o flúor não pode ser preparado oxidando o fluoreto com nenhum [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) químico em água, e por que ele precisa ser obtido por eletrólise de um fluoreto fundido, e não de uma solução aquosa.

**Solução de Exercício 28.11.**

$\ce{F2}$/$\ce{F-}$ (2.89 V) fica acima de todos os outros pares: nenhum [oxidante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-couple) pode retirar o elétron do fluoreto. Na eletrólise aquosa, a água, oxidada a um potencial muito mais baixo ($\ce{O2}$/$\ce{H2O}$, 1.23 V), reagiria em seu lugar; um fluoreto fundido não contém água.

**Exercício 28.12 ★★★.**

O iodo é pouco solúvel em água, mas se dissolve em solução de iodeto de potássio como íon tri-iodeto $\ce{I3-}$. Usando as energias de Gibbs de $\ce{I2(aq)}$ ($\Delta_f G^\circ = 16.40\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$), $\ce{I-}$ ($-51.57$) e $\ce{I3-}$ ($-51.4$), calcule a constante de $\ce{I2 + I- <=> I3-}$.

**Solução de Exercício 28.12.**

$\Delta_r G^\circ = -51.4 - (16.40 - 51.57) = -16.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$, $\log K = 16.2/5.708 = 2.84$, $K = 7 \times 10^2$.

## 28.6 Problema: uma tonelada de enxofre

**Problema 28.1.**

Problema de fim de semana — a combustão do enxofre, a oxidação catalítica do dióxido de enxofre, a absorção e o óleum, a segunda acidez do ácido sulfúrico, e a massa de ácido produzida a partir de uma tonelada de enxofre

Uma fábrica de ácido sulfúrico queima enxofre recuperado do gás natural. Massas molares ($\mathrm{g}/\mathrm{mol}$): S 32.1, $\ce{O2}$ 32.0, $\ce{SO2}$ 64.1, $\ce{SO3}$ 80.1, $\ce{H2SO4}$ 98.1, $\ce{H2O}$ 18.0; o ar contém $21\,\%$ de $\ce{O2}$ em volume; $\mathrm{p}K_a(\ce{HSO4-}) = 1.99$; $R =
8.314\,\mathrm{J}/(\mathrm{K}\,\mathrm{mol})$.

**Parte I — A combustão do enxofre.**

1. Dê o [número de oxidação](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/13-equilibrios-de-oxirreducao-e-a-equacao-de-nernst#def-b1-nernst-oxidation-number) de S em S, $\ce{SO2}$ , $\ce{SO3}$ e $\ce{H2SO4}$ .
2. Escreva a combustão do enxofre.
3. Desenhe a [estrutura de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{SO2}$ e preveja sua forma.
4. Calcule a quantidade de matéria de enxofre em uma tonelada.
5. Calcule o volume de ar ( $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $1\,\mathrm{bar}$ ) apenas para a combustão.
6. Por que o gás que sai do queimador é resfriado antes do conversor?

**Parte II — A oxidação catalítica.**

7. Escreva a oxidação de $\ce{SO2}$ a $\ce{SO3}$ .
8. Sua constante a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ é de cerca de $10^{24.8}$ . Por que, ainda assim, é preciso um [catalisador](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#def-b1-elementary-steps-catalyst) ?
9. Qual é o papel do óxido de vanádio(V), na linguagem do [Capítulo 9](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#ch-b1-elementary-steps) ?
10. Desenhe a forma de $\ce{SO3}$ .
11. Por que se usa ar em excesso?
12. Que fração do $\ce{SO2}$ se perde se a conversão é de $99.7\,\%$ ?

**Parte III — A absorção.**

13. Escreva a absorção de $\ce{SO3}$ no ácido sulfúrico.
14. Por que $\ce{SO3}$ não é absorvido diretamente em água?
15. Escreva a diluição do óleum.
16. Escreva a equação global do processo.
17. Calcule a massa de água consumida por tonelada de enxofre.
18. Por que o ácido deve ser despejado na água e nunca o contrário?

**Parte IV — O ácido.**

19. Calcule o pH de uma solução de ácido sulfúrico a $0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ levando em conta a segunda acidez.
20. Calcule a massa de ácido sulfúrico para um [rendimento](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/7-descrever-um-sistema-quimico-avanco-atividades-q-e-k#def-b1-extent-q-and-k-fractional-extent) global de $99.5\,\%$ .
21. O mundo produziu cerca de $84\,\mathrm{Mt}$ de enxofre em 2025. Que massa de ácido sulfúrico ele daria se fosse todo convertido?
22. Indique a massa de ácido sulfúrico que se pode obter a partir de uma tonelada de enxofre (conversão completa).

**Solução de Problema 28.1.**

**1.** 0, $+$IV, $+$VI, $+$VI. **2.** $\ce{S + O2 -> SO2}$. **3.** S com dois domínios ligantes e um [par não ligante](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis): angular, cerca de $120{}^{\circ}$. **4.** $10^6/32.1 = 3.12 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$. **5.** $3.115 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ de $\ce{O2}$: $V = 3.115 \times 10^4 \times
8.314 \times 298.15/10^5 = 772\,\mathrm{m}^{3}$, ar $772/0.21 = 3.7 \times 10^{3}\,\mathrm{m}^{3}$. **6.** A combustão é muito exotérmica; o [catalisador](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#def-b1-elementary-steps-catalyst) funciona em uma faixa de temperatura limitada, e a oxidação do $\ce{SO2}$, também exotérmica, é menos completa a quente. **7.** $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$. **8.** Uma constante de equilíbrio grande nada diz sobre a velocidade: à temperatura ambiente, a reação não avança. **9.** Ele oferece um caminho de [energia de ativação](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/8-cinetica-quimica-leis-de-velocidade#def-b1-rate-laws-activation-energy) mais baixa e é regenerado: um [catalisador](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/9-mecanismos-de-reacao-etapas-elementares-e-aproximacoes#def-b1-elementary-steps-catalyst) heterogêneo. **10.** Trigonal plana. **11.** Mais oxigênio mantém o quociente $Q = p_{\ce{SO3}}^2/(p_{\ce{SO2}}^2 p_{\ce{O2}})$ mais baixo: a conversão do $\ce{SO2}$ vai mais longe. **12.** $0.3\,\%$. **13.** $\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}$. **14.** Ele forma uma névoa de gotículas finas de ácido que atravessa o absorvedor. **15.** $\ce{H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4}$. **16.** $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$. **17.** Uma água por enxofre: $3.115 \times 10^{4} \times 18.0 =
561\,\mathrm{kg}$. **18.** A diluição libera muito calor; a água despejada sobre o ácido ferve de imediato e projeta ácido. **19.** $x(0.050 + x)/(0.050 - x) = 10^{-1.99}$: $x = 7.5 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $[\ce{H3O+}] = 0.0575\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $\mathrm{pH} = 1.24$. **20.** $3.12 \times 10^4 \times 0.995 \times 98.1 = 3.04\,\mathrm{t}$. **21.** $84 \times 98.1/32.1 = 257\,\mathrm{Mt}$. **22.** $98.1/32.1 =$ **$3.06\,\mathrm{t}$ de ácido sulfúrico por tonelada de enxofre**.