Hidrogênio – 11H 

Contribui em 1,0% (peso) na formação da natureza;

Elemento com maior participação nas substâncias químicas;

Principal constituinte do Sol (90%), presente em nebulosas, estrelas e alguns planetas; 

Métodos de Preparação

Laboratório

1. Reação entre metais e ácidos fortes: Zn° + H2SO4 (l) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)

2. Hidretos metálicos com água: LiH (s) + H2O (l) → H2 (g) + LiOH (aq)

 

Indústria

1. Eletrólise da água; 2. Decomposição de vapor d’água em ferro aquecido:

     4 H2O (g) + 3 Fe° → Fe3O4 (s) + H2 (g)

3. Destilação a seco da hulha: variedade contendo cerca de 80 % de carbono; por aquecimento produz gás de rua (50 % H2):

 

4. Vapor d’água reduzido com carvão incandescente: H2O (g) + C → CO (g) + H2 (g);

5. Em refinarias de petróleo e obtenção de soda cáustica, onde o mesmo é subproduto do processo.

 

Propriedades Químicas

1. Reação com não metais: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g)   H2 (g) + X2 (g) → 2 HX (g)  

2. Reação com metais dos grupos I e IIA:

2 Na° + H2 (g) → 2 NaH (s)   Ca° + H2 (g) → CaH2 (s) 

Hidrogênio se comporta como oxidante: 0 → -1;

Hidretos metálicos: sólidos; não metálicos: líquidos ou gasosos; 

Propriedades Físicas

1. Incolor e inodoro; dentre todos os gases é o menos denso; 2. Pouco solúvel em água; 3. Absorvido por metais particulados como Pt, Pd ou Ni; 4. PE: - 253°C PF: - 259°C

 

Aplicações e usos

1. Corte e solda de metais: oxídrico: 2700°C; arco voltaico: 3000°C e hidrogênio atômico: 5000°C;

2. Conversão de óleos em gorduras saturadas (margarinas): 3. Redutor em metalurgia: WO3 + 3 H2 (g) → W° + 3 H2O (g) 4. Síntese da amônia (NH3); 5. Bomba de hidrogênio: +/- 100.000.000°C; 6. Combustíveis para foguetes: hidrogênio líquido;

Família IA: Metais Alcalinos

Grupo formado por seis elementos químicos:

Elemento Número Atômico

Temperatura de Fusão (ºC)

Li 03 181

Na 11 98

K 19 63

Rb 37 39

Cs 55 28,5

Fr 87 - 

Lítio - 73Li

Descoberto em 1817 por Joahn A. Arfwedson, é o 35º elemento mais abundante em peso;

Minérios: LiAl(SiO3)2 espodumênio e lepidolita  Li2Al2(SiO3)3.Fe(OH)2;

Principais produtores: Rússia (36%), Austrália (34%) e China (12%);

Aplicações: tratamento de depressão, agentes para secagem, construção de lentes, em sínteses orgânicas, uso analgésico, obtenção de graxas, entre outros; 

Sódio – 1211Na

Isolado em 1807 por Humpry Davy, é o 7º elemento mais abundante em peso;

Principais sais: NaCl – sal gema, Na2B4O7.10H2O – bórax, Na2CO3.NaHCO3 – trona, NaNO3 – salitre e Na2SO4 – mirabilita;

NaOH: Obtido por eletrólise da salmoura gerando hidrogênio e cloro;

Principais produtores: EUA (19%), China (10%) e Rússia (9%);

Aplicações: fabricação de ligas antiatrito, preparação de sabões e detergentes, iluminação pública, células fotoelétricas, entre outros; 

Potássio – 39,119K

Isolado em 1807 por Humpry Davy, 8º elemento mais abundante em peso;

Principais sais: KCl – silvita e KCl.MgCl2 – carnalita;

Principais produtores: Rússia (35%), Canadá (25%) e Alemanha (18%);

Aplicações: usado em pirotecnia, injeções letais, fertilizantes, células fotoelétricas e no auxílio para a respiração de bombeiros; 

Rubídio – 85,837Rb

Descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff;

23º elemento mais abundante em peso;

Principais minérios: leucita, polucita e zinnwaldita;

Principal produtor: Canadá;

Aplicações: revestimentos fotoemissores, medicina nuclear, fabricação de vidros especiais e obtenção de vácuo; 

Césio – 132,955Cs

Descoberto em 1860 por Robert Wilhelm Bunsen e Gustav Kirchhoff

Principais minérios: polucita

Principais Produtores: Canadá, EUA e Zimbábue;

Aplicações: medicina nuclear, obtenção de energia nuclear, construção de relógios atômicos e catalisador em reações orgânicas; 

Frâncio - 22387Fr

Descoberto por Marguerite Perey em 1939;

Existem 41 isótopos conhecidos;  o isótopo Fr-223  com meia-vida de 22 minutos, é o de maior vida longa;

Não apresenta aplicações em decorrência de seu curto período de vida, usado apenas em algumas investigações biológicas; 

Propriedades Químicas

Reagem com água formando bases: 2 Liº + 2 H2O → 2 LiOH + H2

Regem com oxigênio formando óxidos e peróxidos:

2 Liº + ½ O2 → Li2O – óxido de lítio

2 Naº + O2 → Na2O2 – peróxido de sódio

Reagem com hidrogênio formando hidretos iônicos: Kº + ½ H2 → KH

Apenas o lítio forma nitreto: 3 Liº + ½ N2 → Li3N

Todos metais do grupo formam amidetos, sulfetos, teluretos, arsenetos, cloretos, iodetos, brometos e fluoretos;

Metais de baixa densidade, coloridos e moles;

A reatividade aumenta no mesmo sentido, pois quanto maior o átomo, mais fácil de perder o seu elétron de valência e mais rápido reage; 

 

Família IIA – Metais Alcalinos Terrosos

Berílio – 9,014Be

Descoberto em 1798 por Louis Nicolas Vauquelin;

Existem 30 minérios contendo, sendo os principais: berílio – BeO.Al2O3.6SiO2, bertrandita – Be4Si2O7(OH)2, crisoberilo – BeAl2O4 e fenaquita – Be2SiO4;

Encontrado na água marinha – (Be3Al2(SiO3)6) e esmeralda - Be3Al2(SiO3)6::Cr;

Cor cinza, duro, leve, quebradiço e sólido a temperatura ambiente;

Obtido a partir da redução do BeCl2 (ou BeF2) com magnésio: BeCl2 + Mg° → Be + MgCl2

Propriedades Químicas: Menor caráter metálico do grupo, seus compostos possuem propriedades de ligações covalentes – elevada polarizabilidade;

Apresenta se como elemento anfótero, reagindo tanto com ácidos ou com bases;

Aplicações:

Reatores nucleares, produção de ligas Cu-Be, em raio-X para filtrar radiação UV, isolamento elétrico e instrumentação em geral. 

Magnésio – 24,3112Mg

Descoberto em 1755 por Joseph Black;

Obtido por redução é a partir da água do mar: Mg2+ + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + Ca2+

A base reage com HCl, obtendo seu respectivo sal: Mg(OH)2 + 2 HCl → 2 H2O + MgCl2

O sal obtido é  fundido e colocado em célula eletrolítica: MgCl2 → Cl2 + Mg°

Cl2 é produzido no ânodo e o Mg produzido no cátodo;

Propriedades Químicas: Propriedades metálicas mais pronunciadas que o berílio;

Forma compostos iônicos, com algum caráter covalente. Devido ao pequeno tamanho de seu cátion, forma óxidos termicamente estáveis e insolúveis em água;

Aplicações: ligas de alumínio, em pirotecnia, usado como material refratário em fornos, redutor na obtenção de urânio, aplicações farmacêuticas (Mg(OH)2

e MgSO4), aditivos em propelentes, presente na clorofila;   

Cálcio – 40,0820Ca

Isolado pela primeira vez em 1808, por Humprhy Davy;

Encontrado sob a forma de CaCO3 em conchas, dolomita - CaCO3.MgCO3, calcários diversos – CaMg(CO3)2 e CaCO3. Existem várias classes de carbonatos, variando a % de cálcio;

Obtido na redução eletrolítica do CaCl2: CaCl2 → Ca°+ Cl2 

Propriedades Químicas: Apresenta caráter metálico mais acentuado que Mg, porém seus compostos são semelhantes aos do magnésio. Devido á grande organização estrutural de seus compostos, muito empregados na construção civil – Ca2+ é pequeno e altamente carregado;

Aplicações: calagem do solo, pedras ornamentais, fabricação de giz, fabricação de cimento Portland, fabricação de cal, é indispensável na alimentação humana;

Na siderurgia para a retirada de impurezas (Si): CaO + SiO2 → CaSiO3

Obtenção de acetileno: CaC2 + 2 H2O → C2H2 + Ca(OH)2 

Estrôncio – 87,6238Sr

Identificado em 1790 por Adair Crowford; metal de coloração prateada brilhante, pouco maleável, se oxida rapidamente com o ar gerando óxidos. Obtido da estroncianita – SrCO3;

Propriedades Químicas: reage com água formando base: Sr° + 2 H2O → Sr(OH)2 + H2 (g)

Aplicações: usado em pirotecnia, imãs de ferrita, refino do zinco, dessulfurização do aço, entre outros; 

Bário – 137,3456Ba

Descoberto em 1808 por Humphry Davy; metal tóxico, macio, de aspecto prateado, com alto ponto de fusão; obtido a partir da barita – BaSO4;

Propriedades Químicas: reage facilmente com água, ar e etanol;

Aplicações: pigmentos brancos em pinturas, em diagnósticos por raios-X, produção de borracha, em fluídos para perfuração de poços de petróleo; 

Rádio – 226,0388Ra

Descoberto por Marie Curie e Pierre Curie em 1898;

Sólido a temperatura ambiente, muito reativo, mais pesado dos metais alcalinos terrosos e extremamente radioativo; encontrado em pequenas % na pechblenda – U3O8;

Aplicações: misturado ao berílio é uma fonte de nêutrons, usado na obtenção do radônio, em medicina nuclear e como padrão de radioatividade. 

Propriedades Químicas do Grupo

Reagem com água formando bases e hidrogênio: Mg° + 2 H2O → Mg(OH)2

+ H2 (g)

Reagem com metais deslocando o hidrogênio: Be + 2 HCl → BeCl2 + H2

(g)

Todos os metais formam óxidos: 2 Ca + O2 → 2 CaO

Com excesso de oxigênio formam peróxidos: Ba + O2 → BaO2

Todos os metais do grupo formam sulfetos (S2-), teluretos (Te2-), selenetos (Se2-), nitretos (N3-), fosfetos (P3-), cloretos, fluoretos, brometos, iodetos;

Formam amidetos: 2 Ca° + 2 NH3 → 2 Mg(NH2)2 + H2 (g) 

 

Família IIIA

Boro – 10,85B

Identificado por Jönz Jacob Berzelius em 1824;

EUA e Turquia são os maiores produtores mundiais de boro;

Metalóide sólido a temperatura ambeinte, com características de semicondutor, ce elevada dureza, apresentando duas formas alotrópicas: amorfo (marrom) e cristalina (negro);

Por possuir seu orbital p praticamente vazio, tem uma forte tendência para ganhar elétrons; seus compolstos se comportam como ácidos de Lewis;

Tem a maior resistência à tração entre os elementos químicos conhecidos; o material fundido com arco tem uma resistência mecânica entre 1600 e 2400 Mpa.

Aplicações

Empregado na fabricação da fibra de vidro e vidros especiais;

Usados em reatores nucleares para controlar a fissão nuclear, pois é um ótimo absorvente de nêutrons;

Devido a elevada resistência mecãnica, é usado na indústria aeroespacial;

Utilizado em fogos de artifício devido sua coloração verde;

O boro puro é difícil de ser obtido, pode-se obe-lopor redução de halogenetos de boro voláteis com hidrogênio ou vapores de sósio em altas temperaturas.

Nutrição

Encontra se boro em frutas secas, amêndoas, folhas verde escuras, suco de uva, feijões, maçãs e pêras. Necessidades diárias: 1mg e 3mg melhora absorção de cálcio. 

Alumínio – 2713Al

Descoberto em 1807 por Humphry Davi

‘Elemento metálico mais abundante na crusta terrestre – 8,13%;

Não é encontrado livre na natureza devido à elevada afinidade com o oxigênio, formando óxidos, também é encontrado combinado à silicatos;

Obtido a partir da bauxita, por meio de um processo eletrolítico denominado Hall;

Metal de baixa densidade, conduz corrente elétrica, de elevada resistência à corrosão e baixa temperatura de fusão prporcionando muitas aplicações.

Macio e resistente, de coloração cinza prateado e fosco, atóxico, não magnético, é  o segundo metal mais maleável (perdendo apenas para Au) e o sexto mais dúctil; 

Aplicações

Seus usos excedem qualquer metal, exceto o aço;

Fabricação de veículos automotores e aeronaves;

Fabricação de embalagens, fios e cabos elétricos,

Em ligas metálicas como o duralumínio; em ferramentas, utensilios domésticos;

Na obtenção de hidrogênio por meio das ligas Gálio – Alumínio; 

Gálio – 69,7 31 Ga

Descoberto por Lecoq de Boisbaudran em 1875;

Usos: termômetros, ligas metálicas, medicina nuclear, circuitos integrados, diodos de laser, semicondutores (GaAs), em cerâmica e obtenção de vidros, AlGa na obtenção de H2 apartir da água e na obtenção de LED’s;

Metalóide mole e prateado brilhante no estado sólido; possui baixo ponto de fusão (~28,76ºC), expande se aproximadamente 3,1% ao solidificar e flutua no seu líquido do mesmo modo que a água;

Antes de sua descoberta, já se conhecia a maioria das propriedades do elemento, previstas por Mendeleyev;

Abundância e propriedades: traços em minerias como a bauxita (0,01%), carvão, germanita e a esfarelita, galita (CuGaS2) e subproduto na obtenção de outros metais;

Maior Produtor: África do Sul (minérios com 0,5 a 1,0% de Ga);

Não encontrado em oceanos – baixa solubilidade;

Reage com haletos sob leve aquecimento, Reage com NaOH liberando H2.

Apresenta oito isótopos: mais estáveis são 69Ga e 71Ga;  

Tálio – 204,4 81 Tl

Descoberto poe William Crookes em 1861;

Mole, maleável, inodoro, insípido e sólido a temperatura ambiente e reage facilmente com o ar; Reage com haletos sob leve aquecimento;

Altamente tóxico, usado como praguicida (TaSO4); em detectores de infravermelho, radiação gama, medicina nuclear, obtenção de semicondutores e supercondutores, armazenamento de energia magnética e na fabricação de vidros com baixo ponto de fusão;

Encontrado e obtido a partir da pirita (FeS) e como subproduto na fabricação de Pb e Zn;

Isótopos: 25 no  total; sendo o Tl-203 e o Tl-205 os únicos isótopos estáveis;

Precauções: Os efeitos do envenamento por tálio é a perda dos cabelos e danos nos nervos periféricos. A exposição dos trabalhadores aos compostos solúveis do tálio não deve exceder a 0,1 mg/m³ por 40 horas semanais.

Índio – 114,8 49In

Descoberto por F. Reich e T. Richter em 1863;

Sólido à temperatura ambiente, prateado e brilhante; estável em contato com o ar e não reage com água; Reage com halogênios mediante a aquecimento brando;

Pouco abundante, maleável e funde se facilmente;

Quimicamente similar ao alumínio e gálio porém, mais parecido com o zinco; apresenta baixa toxidade em relação aos outros semimetais;

Principal fonte de obtenção é a partir de minas de zinco;

Usado na fabricação de telas de cristais líquido, como lubrificante, ligas metálicas, soldas e indústria eletrônica, ligas de baixo ponto de fusão (24% In e 76% Ga), produção de fotocondutores, transístores, painéis eletroluminosos, entre outros;  

 

Família IV A

Carbono– 612C

Obtido na queima incompleta de HC (negro de fumo);

Sob a forma de grafite, é retirado juntamente com quartzo, mica e silicatos diversos;

Sob a forma de diamantes, extraído em jazidas principalmente no continente africano e Rússia;

Encontrado ainda sob a forma de carbonatos (rochas calcárias), petróleo e carvão; 

Formas Alotrópicas Formas Alotrópicas

α Diamante e β – grafite; Fulereno – C60

 

Propriedades Químicas:

1. Catenação: formar longas estruturas - forte ligação C–C;

2. Ligações Múltiplas: pπ – pπ, como C=C, C≡C, C=O e C≡N;

3. Caráter não metálico;

4. Reatividade: é o menos reativo do grupo; 

Carvão mineral: é a parte celulósica da vegetação, transformada pelo tempo, pressão, bactérias e outros agentes anaeróbios, em uma massa carbonosa. 

Composição Química Composição Química Composição Química Composição Química

Reservas Reservas

Variedade % O2 % H2 % C País %

Celulose 49,4 6,2 44,4 Rússia 56,5

Turfa 40,0 6,0 54 a 60 EUA 19,5

Linhito 25,0 5,0 65 a 75 China 9,5

Hulha 15,0 4,5 75 a 85 Canadá 7,8

Antracito 3,0 2,0 95,0 Europa 5,0

  

As reservas de carvão ultrapassam 1,1.1013 t./ano;

Produção anual > 5,0. 1012 t; Reservas brasileiras: 2. 1013 t; Produção anual > 1.106 t;

Principais usos: siderurgia, obtenção de energia elétrica e na obtenção de gás: CH4, CO, NH3, entre outros.

Petróleo: forma a partir de compostos orgânicos procedentes da superfície terrestre; com Aumento da temperatura, as moléculas do querogênio (parte insolúvel da matéria orgânica modificada via ação geológica) são quebradas, gerando compostos orgânicos (catagênese).

Para o acúmulo de petróleo é necessário a migração do óleo e/ou gás através das camadas de rochas porosas, até uma rocha impermeável, sobre a qual ocorrerá a acumulo do óleo e/ou gás em uma rocha porosa chamada “rocha reservatório”.

Encontrado nos limites de placas tectônicas e bacias sedimentares;

Registros detalham afloramentos em 4000 a.C.; em Baku (Pérsia) se produzia petróleo em 1271 d.C.;

Principais produtores: Arábia Saudita, Rússia, EUA, Irã, China, Brasil (13°);

Produção anual > 6,3.107 barris;

Aplicações: fabricação de polímeros, combustíveis, cosméticos, agroquímicos, adesivos, tintas, corantes, fibras têxteis, isolantes térmicos, entre outros; 

Silício – 1428,1Si

Descoberto por Jöns Jacob Berzelius, em 1823;

Segundo elemento mais abundante na terra (25.7%)

Ocorre na argila, feldspato, granito, quartzo e areia, normalmente sob dióxido de silício (SiO2) e silicatos;

Produção anual > 1.106 t./ano;

Principais produtores: China, Coréia do Sul e Rússia;

Propriedades intermediárias entre C e Ge, na forma cristalina é muito duro e insolúvel, apresenta brilho metálico, relativamente inerte e resistente à maioria dos ácidos; reage com os halogênios e álcalis;

Obtenção: a partir da sílica de alta pureza em fornos de arco elétrico à 1900 °C: 

SiO2 + C → Si + CO2

O silício se acumula no fundo do forno onde é extraído e resfriado (pureza > 99%);

Na construção de semicondutores é necessário silício de ultrapuro, obtido por métodos físicos e químicos:

Processo Siemens: barras de Si de alta pureza expostas a 1150°C ao triclorosilano:

2 HSiCl3 → Si + 2 HCl + SiCl4

apresenta impurezas de 0,001 ppm (silício policristalino).

Método Dupont: reagir tetracloreto de silício a 950°C com vapores de Zn muito puros:

SiCl4 + 2 Zn → Si + 2 ZnCl2

Apresenta limitações: ZnCl2, solidifica e obstrui as linhas de produção, asism este método foi abandonado;

Aplicações: fabricação do vidro, argamassas, semicondutores, cimento, silicones, baterias solares, sílica gel, componentes eletrônicos (transistores), entre outros; 

Germânio – 76,6 32Ge

Descoberto em 1871 por Mendeleev. Semi-metal sólido, duro, cristalino, branco acinzentada, quebradiço, resiste à ácidos e álcalis.

Importante semicondutor usado em transístores e fotodedectores, responde de forma eficaz a radiação IV e é usado em amplificadores de baixa intensidade.

Produção anual > 5.104 t./ano, EUA é o principal produtor (20% da produção);

Aplicações: “janelas” para espectrofotômetros e instrumentação científica.  

 

Grupo VA

Nitrogênio – 14 7N

78% da atmosfera, não  é abundante na crosta terrestre;

Os nitratos são solúveis, encontrados em algumas regiões desérticas: Chile (NaNO3) e na Índia (KNO3);

Derivados são empregados em fertilizantes e explosivos; O gás N2 é utilizado para aplicações em atmosferas inertes: Indústrias Metalúrgicas e Siderúrgicas; Refinarias de petróleo;

Obtido na destilação do ar junto com: O2, Ne, Ar, Kr e Xe;

Produção anual > 6.107 t./ano;

2/3 da produção: N2 gasoso; 1/3 N2 líquido;

Utilizado como anestésico (N2O); explosivos, fertilizantes e corantes (HNO3); gás refrigerante (NH3), devido ao elevado calor de vaporização; lâmpadas de filamento, termômetros;

Métodos de obtenção

Laboratoriais: Decomposição térmica do NH4NO2: NH4NO2 (s) → N2 (g) + 2 H2O (l)

Industrial: Destilação fracionada do ar (mesmo processo O2);

Propriedades Químicas

Depois dos gases nobres, é o gás menos reativo, assim, reage sob condições extremas:

Reação com metais: formação de nitretos metálicos: N2 + 3 Mg° → Mg3N2

Reação com hidrogênio: síntese da amônia: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (l)

Pressão de 400 atm e temperatura de 380 a 450°C

É obtida pelo processo “Haber-Bosh”, como demonstrado: 

01: Misturador de gases 05: Coletor NH3 líquida 02: Coluna de amônia líquida 06: Bomba circuladora 03: Refrigerador 07: Válvulas 04: Separador / Recuperador: N2 e H2    

Produção anual > 1,2. 108 t./ano;

Principais produtores: Rússia (27%), China (21%) e EUA (18%);

Principais aplicações: fertilizantes, explosivos, fibras, resinas;

Propriedades Químicas – NH3

Reação com água: formação de NH4OH

NH3 (g) + H2O (l) → NH4OH (aq)

Reação com ácidos: formação de sais de amônio: NH3 + HCl → NH4Cl

Oxidação catalítica: produz NO (g): NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l) 

Obtenção do ácido nítrico: Processo Haber-Ostwald:

Síntese de NH3: N2 + 3 H2 → 2 NH3

Combustão catalítica NH3: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

Oxidação do óxido-nítrico: 2 NO + O2 → 2 NO2

Reação de NO2 com água: 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO 

HNO3: forte agente oxidante: reage com metais e ametais;

D: 1,4 g.ml-1   PE: 86°C   PF: -42°C  

Reação com soluções contendo metais: FeCl3 + 3 NH4OH → Fe (OH)3 + 3 NH4Cl

     Al (NO3)3 + 2 NH4OH → Al (OH)3 + 3 NH4Cl

Reação com sódio metálico: 2 Na° + NH3 (g) → 2 NaNH2 (s) + H2 (g) 

Aplicações para a Amônia:

Obtenção do ácido nítrico; Uso como gás refrigerante: alto calor de vaporização;

Obtenção de sais de amônio: usos diversos; Solvente: no estado líquido – polar;

Óxidos de nitrogênio: N2O, NO, N2O3, N2O4 e N2O5.

São instáveis devido à combinação de dois elementos fortemente eletronegativos. 

Fósforo – 3115P

Sólido a temperatura ambiente, mole com aspecto ceroso; muito reativo, por isso é armazenado sob água; reage com o ar úmido gerando quimioluminescência; inflama espontaneamente a 35°C;

Extremante tóxico (puro) – limite de 0,15g;

Essencial para os seres vivos – Um adulto pode ter até 3,5 kg de P;

Apresenta se sob as formas P branco e P vermelho; 11° elemento mais abundante;

Rochas fosfáticas: utilizadas na fabricação de fertilizantes;

Produção mundial > 1,5. 108 t./ano;

Principais Produtores: EUA, China, Rússia e Marrocos;

Principais minérios de fósforo: Fluoroapatita: [3Ca3(PO4)2.CaF2], Hidroxiapatita: [3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2] e Cloroapatita: [3Ca3(PO4)2.CaCl2]

85% da produção para fertilizantes;5% como aditivo para detergentes; 3% na indústria de alimentos (ajuste no pH ~ 2,0) e 2,5% no tratamento de metais;

Curiosidade: A fosfina PH3 - esta presente na putrefação de organismos vivos - possui traços de difosfano (P2H6), este por sua vez provoca sua combustão - fogo fátuo; presente em pântanos e cemitérios.

Métodos de Obtenção: Aquecimento (3000°C) de mistura: fosforita, areia e coque:

Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C → 3 CaSiO3 + 2 P + 5 CO

O fósforo obtido é  armazenado em atmosfera inerte (N2)

Propriedades Químicas

Reação com metais: produção de fosfetos: 3 Ca° + 2 P → Ca3P2

Fosfetos tratados com água produzem fosfina: Ca3P2 + 6 H2O → 3 Ca(OH)2 + 2 PH3

Reação com solução alcalina: produz fosfina: 3 KOH + 4 P + 3 H2O → 3 KH2PO4 + PH3

Reação com oxigênio: 4 P + 3 O2 → 2 P2O3

Reação com enxofre: 4 P + 3 S → P4S3

Óxidos de fósforo: P4O6, P4O8, P2O5, P4O10 P4O7  

Arsênio – 79,4 33As

Não é abundante na crosta terrestre, principal fonte: sulfetos;

São comuns, subprodutos da calcinação de sulfetos metálicos CuS, NiS, FeS → As2O3, o óxido é reduzido à As com carbono;

Tóxico, utilizado em raticidas, conservação da madeira e em semicondutores;

Produção anual > 4,7. 104 t./ano; 

Antimônio (121,8 51Sb) e Bismuto (209 84Bi)

São obtidos de maneira similar ao As;

As, Sb e Bi são todos quebradiços, possuem várias formas alotrópicas;

Sb – produção mundial > 8,5. 104 t./ano;

Usos: ligas de Pb e Sn; retardante de chama em espumas;

Bi – produção mundial > 3,8. 104 t./ano;

Usos: sprinklers, baterias, soldas, mancais e munição;

Grupo VIA – Calcogênios 

Oxigênio – 168O

Descoberto por Carl Wilhelm Scheele em 1771;

Apresenta se na forma molecular (O2), sendo um gás a temperatura ambiente; Incolor, insípido, inodoro, comburente e pouco solúvel em água;

Reage praticamente com todos os metais, exceto os nobres;

Representa aproximadamente 20% da composição de nossa atmosfera;

Métodos de obteção:

Industrial: destilação fracionada do ar: 21% O2, 78% de N2;

Labortorial: Decomposição de nitratos e outros sais oxigenados;

Ozônio (O3): variedade alotrópica do oxigênio, sua presença na atmosfera nos protege da incidência de radiação UV;

Devido a elevada eletronegatividade está presente em uma quantidade enorme de substâncias: ácidos, bases, óxidos, sais, além dos compostos orgânicos.

Aplicações

Como oxidante devido a sua elevada eletronegatividade;

Em processos de solda, na obtenção do aço e do metanol;

Na medicina como suplemento em pacientes com dificuldades respiratórias;

O Oxigênio-15, radioativo com emissão de pósitron é usado no exame PET do cérebro em medicina nuclear. 

Enxofre – 3216S

Século IX a.C. Homero já recomendava evitar a pestilência do enxofre;

Século XII: chineses inventam a pólvora: KNO3 + C + S;

1770 Lovoisier comprovou ser um elemento e não uma mistura;

Sólido a temperatura ambiente; ameta, insípido, de cor amarela; mole, frágil e leve;Apresenta vários estados de oxidação: -2, +2, +4 e +6;

Apresenta formas alotrópicas em todos os estados:

Octaedro ortorrômbico (α); prisma monoclínico (β) e plástico (γ);

16º elemento em abundância, constituindo 0,034% na crosta terrestre,

Ocorrência: cinábrio (HgS), galena (PbS), anglesita (PbSO4), blenda (ZnS), pirita (FeS2);

Produção mundial > 6.104 t./ano;

Princiais produtores: EUA, Canadá, Rússia e China;

Obtido via processo Frasch (23%) ou associado à extração de petróleo;

Presente no carvão, petróleo e gás natural, cuja combustão gera o SO2;

Métodos de Obtenção:

i. Método Frasch: Perfurar o solo com três tubos, injetando se ar comprimido e vapor d’água superaquecido, o enxofre sofre fusão e é transportado a superfície - enxofre obrtido de elevada pureza ~ 99,5%;

Extração do petróleo:

Com o petróleo retira se o enxofre, se oxida a SO2 e em seguida a S:

3 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O

SO2 + 2 H2S → 2 H2O + 3 S

Aplicações

Produção do ácido sulfúrico, pólvora, vulcanização da borracha; fungicidas e manufatura de fertilizantes;

Sulfitos: branqueamento de papel e conservação de bebidas alcoólicas;

Tiossulfato de sódio: fixador em fotografias;

Sulfato de magnésio: laxante e esfoliante e produção de ácido sulfídrico.

Papel biológico: Pontes de dissulfeto entre polipeptídeos, importante na formação de estruturas das proteínas.

Propriedades Químicas

Reação com metais:  Fe + S → FeS

                              2 Al + 3 S → Al2S3

Reação com não metais: O2 + S → SO2

                              C + 2 S → CS2 (ocorre  à 3000°C)   

O nitreto de enxofre polímero (SN)x, sintetizado em 1975 por Alan G. MacDiarmid e Alan J. Heeger, apresenta propriedades metálicas, apesar de ser constituido por não metais com propriedades elétricas e opticas não usuais. Este trabalho serviu de base para o posterior desenvolvimento, com Hideki Shirakawa, de polímeros condutores e semicondutores que motivou a concessão do Prêmio Nobel de Química em 2000, aos três pesquisadores.

Seus óxidos mais importantes: dióxido de enxofre, SO2 e o trióxido de enxofre SO3;

Isótopos: 18 isótopos: os mais estáveis: 32S (95,02%), 33S (0,75%), 34S (4,21%);

Precauções: CS2, H2S e SO2 devem ser manipulados com precaução. Além de serem tóxicos (maior que o cianeto), SO2 reage com a água da atmosfera produzindo a chuva ácida, e em altas concentrações reage com a água dos pulmões formando ácido sulfuroso que provoca hemorragias, enchendo os pulmões de sangue com a consequente asfixia.

 

Selênio – 78,9 34Se

Ametal sólido, descoberto por Jöns Jacob Berzelius em 1817;

Encontrado na maioria das rochas e solos: 0,1 à 2,0 ppm;

Raramente é encontrado isolado, obtido como subproduto no refino do cobre, aparecendo nos esíduos da eletrólise com o telúrio (5 – 25% Se, 2 – 10% Te).

Insolúvel em água e álcool e solúvel em éter;

Possui duas formas alotrópicas: amorfo (vítreo e líquido) e o cristalino;

Exibe o efeito fotoelétrico, convertendo a luz em eletricidade; sua condutibilidade elétrica aumenta quando exposto à luz;

Aplicações

Várias aplicações elétricas e eletrônicas em células solares e retificadores;

Como catalizador em reações de desidrogenação

Usado na fabricação de inseticidas, fabricação de vidros e esmaltes vermellhos;

Na borracha vulcanizada melhora sua resistência;

Células fotoelétricas de selênio são utilizadas em fotômetros;

Papel biológico: O selênio é um micronutriente para todas as formas de vida; sendo encontrado no pão, nos cereais, nos pescados, nas carnes e nos ovos. 

Precauções: é um elemento perigoso ao meio ambiente, seus compostos devem ser armazenados em locais isentos de umidade.

Telúrio – 127,652Te

Semi metal sólido, descoberto em 1782 por Franz Joseph Müller;

Encontrado na calaverita (telureto de ouro);

Elemento raro, quando cristalino é branco prateado, de brilho metálico e frágil;

Obtido na precipitação de ácidos telúrico ou toluroso

Características principais

Há controvérsias se defato o telúrio é amorfo ou constituído de minúsculos cristais; O telúrio é um semicondutor que demonstra condutividade maior em determinadas direções;

Su a condutividade aumenta ligeiramente quando exposto a luz.;

Pode ser dopado com Cu, Au, Ag, Sn ou outros metais.

Quando fundido, tem a capacidade de corroer o cobre ferro e aço inox.

Aplicações

A maior parte do telúrio é usado em ligas metálicas;

Adicionado ao aço inox e no cobre torna estes materiais mais facilmente usináveis;

Adicionado a borracha  aumenta a sua resistência ao calor e envelhecimento;

Tem ação fungicida e bactericida;

Apresenta potenciais aplicações em painéis solares como o telureto de cádmio.

Polônio – 20984Po

Metal radioativo sólido, descoberto por Marie e Pierre Curie em

1898;

Metal raro, associado à minérios de urânio: aproximadamente 100μg / ton;

Dissolve se facilmente em ácidos diluídos, semelhante quimicamente ao Bi e Te;

O 210Po é um metal volátil, de baixo ponto de fusão, 50% se evapora após 45 horas numa temperatura de 326 K. É emissor de partículas alfa, apresenta meia vida de 138.39 dias. Um miligrama deste isótopo emite tantas partículas alfa quanto 5,0g de Ra. Um único grama de 210Po gera 140 watts de energia térmica.

Aplicações

Misturado ao berílio é uma fonte de nêutrons;

Usado em dispositivos para eliminar a carga estática;

Na laminação do plástico e do papel, fiação de fibras sintéticas;

Usado nos eletrodos de ignição de motores a combustão interna (velas);

Usado como gerador termoelétrico em sondas espaciais;

Usado no tabaco com arsênico e naftalina, principal causa de câncer;

Isótopos: Existem 25 isótopos conhecidos, com números de massa que variam de 194 a 218. O Po-210 é o isótopo mais comum, com meia vida de 134,8 dias.

Precauções: O polônio é um elemento altamente radioativo e tóxico; seu manuseio é muito perigoso.     

Grupo VIIA – Halogênios

Propriedades Físicas 

Propriedades Flúor Cloro Bromo Iodo

Número de Massa 19,0 35,5 80 127

Número Atômico 9,0 17 35 53

Estado Físico gasoso gasoso Líquido Sólido

Raio Atômico 0,7 1,0 1,1 1,3

Coloração Amarelo pálido

Amarelo esverdeado

Pardo avermelhado

Preto

 

Cloro – 35,5 17Cl

Não é encontrado em estado puro, devido a alta reatividade;

Oceanos: concentrações de Cl-1: Mg, Ca, Na (2.7%), K, Li;

Crosta terrestre: minas contendo NaCl/MgCl2;

Formação do HCl, no suco gástrico e nos gases vulcânicos.

Métodos de Obtenção

Laboratorial: Oxidação do ácido clorídrico (com MnO2 ou KmnO4)

4 HCl (l) + MnO2 (s) → MnCl2 (s) + 2 H2O (l) + Cl2 (g)

Oxidação do NaCl em meio fortemtente ácido:

2NaCl + MnO2 2H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + 8H2O + 5Cl2

Caso a temperatura das reações for abaixo de 800°C, forma NaCl; 

Industrial: Eletrólise de solução concentrada de NaCl:

Devido a grande quantidade de soda cáustica produzida, o volume de cloro formado é muito grande. Em outras épocas, chegou se armazenar este gás em cilindros e depositá-los no mar!

Algo impensável com a evolução da indústria de plásticos

Eletrólise com célula de diafragma

Utiliza-se um cátodo perfurado de aço e um ânodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. Ao cátodo se adere um diafragma poroso de fibras de asbesto e TEFLON. Este diafragma separa o ânodo do cátodo evitando a recombinação dos gases formados.

O sistema é alimentado continuamente com salmoura que circula desde o ânodo até o cátodo. As reações que ocorrem são:

2Cl- → Cl2 + 2e- (ânodo)   2H+ + 2e- → H2(g) (cátodo) 

Outras formas de obtenção:

Eletrólise com célula de membrana e com célula de amálgama de mercúrio;

Propriedades Químicas

Reação com metais: quanto mais eletropositivo for o metal, maior será a energia liberada: 

 

Reação com não metais: Menos eletronegativos

2P + 3 Cl2 (g) → 2 PCl3

I2 (s) + Cl2 (g) → ICI

Reação com hidrogênio: formação de cloreto de hidrogênio;

Cl2 (g) + H2 (g) → 2 HCl (l) - Ocorre apenas na presença de luz 

Reação com água: formando HCl e HClO

Cl2 (g) + H2O (l) ↔ HCl + HClO 

Reação com solução alcalina:

“A frio”: Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

“A quente”: 3 Cl2 + 6 NaOH → 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O 

Reação com iodetos e brometos: deslocamento do halogênio

2 NaBr + Cl2 → 2 NaCl + Br2

2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2 

Oxida coretos metálicos e não-metálicos:

2 FeCl2 + Cl2 → FeCl3

PCl3 + Cl2 → PCl5

Hg2Cl2 + Cl2 → 2 HgCl2 

Aplicações

Alvejante: têxteis, papel e celulose, polpa de madeira;

Desinfetante: água potável, purificação de piscinas;

Obtenção de organoclorados: CCl4 e PVC; 

Bromo – 79,935Br

Encontrado na água do mar e salgemas: NaBr, KBr, MgBr2, etc;

Descoberto por Antoine Balard em 1826 .

Métodos de Obtenção: Laboratorial

Oxidação de NaBr por cloro ou óxido de manganês:

2 NaBr + Cl2 → Br2 + 2 NaCl

2 NaBr + MnO2 + 2 H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + 2 H2O + Br2 

Industrial: A partir da água do mar (65 ppm de Br-) e lagos salgados, desta forma, 15 t. de água do mar resultam em cerca de 1,0 t. de bromo;

Regiões nos EUA, Japão e no Mar Morto: 2000 a 5000 ppm Br-;

O pH do meio é  ajustado a 3.5, sendo borbulhado com Cl2:

2Br- + Cl2 (g) → 2 Cl- + Br2 (l)

É removido com auxílio de um fluxo de ar (muito volátil); 

Produção Mundial > 400.000 toneladas;

Principais Produtores: EUA, Israel, UK e Japão;

20% de sua produção destinada para compostos orgânicos;

10% para retardantes de chamas;

Outras aplicações: emulsões fotográficas, fármacos, corantes, bactericidas, sedativo, anti-convulsivo e na obtenção do gás lacrimogênio (brometo de benzila – C7H7Br).

Propriedades Químicas

Propriedades semelhantes ao cloro, porém, menos reativo;

2 K° + Br2 → 2 KBr    2 P + 5 Br2 → 2 PBr5

I2 + Br2 → 2 IBr     H2S + Br2 → 2 HBr + S↓

H2O + Br2 → HBr + HBrO   Br2 + Na2CO3 → NaBr + NaBrO3 + CO2 (g)

3 Br2 + 6 NaOH → 5 NaBr + NaBrO3 + 3 H2O 

Compostos inter-halogenados: BrCl, BrF3, IBr, BrF e BrF5;

Forma ácidos: HBr, HBrO e HBrO3;

Forma os óxidos Br2O e BrO2; 

Propriedades Físicas

Líquido a temperatura ambiente, coloração vermelha;

Elevada densidade: 2,95 g.cm-3;

Odor irritante – causa inflamação nas vias nasais, em contato com a pele causa graves queimaduras, de difícil cicatrização;

Insolúvel em água – composto apolar; PE: 60°C  PF: - 7°C 

Iodo – 126,9 53I

Descoberto por Bernard Courtois (França) em 1811; sólido negro, com leve brilho, sublima em condições normais formando um gás violeta de odor irritante;

Encontrado na forma:

NaIO3 na salitre do Chile (NaNO3);

I- → águas salgadas em poços petrolíferos nos EUA;

Presente em vegetais, animais marinhos e na glândula tireóide; 

Métodos de Obtenção

Laboratoriais: Oxidação de NaI com cloro: !não usar cloro em excesso!

2 NaI + Cl2 (g) → I2 + 2 NaCl

Redução por MnO2 em meio ácido:

2 NaI + MnO2 + 2 H2SO4 → Na2SO4 + 2 MnSO4 + 2 H2O + I2 

Industriais

Processos ligados à  matéria prima: I- e IO3-

A partir do NaNO3 (Chile): o sal é cristalizado e o NaIO3 é submetido à redução com NaHSO4:

2 NaIO3 + 5 NaHSO4 → 3 NaHSO4 + 2 Na2SO4 + 4 H2O + I2 

A parir de iodetos (EUA e Japão): oxidação por Cl2:

2 I- + Cl2 → 2 Cl- + I2 

A água do mar contém 0,05 ppm de iodo, pouco atrativo para a exploração comercial;

Produção Mundial > 20.000 toneladas;

Principais produtores: Japão, Chile, EUA e Rússia; 

Propriedades Químicas

Menos reativo da família dos halogênios: maior raio atômico;

Reage com metais e ametais:

I2 + Hg → HgI2     3 I2 + 2P → 2 PI3

I2 + H2 → 2 HI 

Reage com tiossulfato de sódio: formando NaI:2 Na2S2O3 + I2 →  Na2S4O6 + 2 NaI

Reage com clorato de potássio, deslocando o cloro: 2 KClO3 + I2 → 2 KIO + Cl2

Iodeto de Hidrogênio: obtido a partir de H3PO4 concentrado: H3PO4 + NaI → HI + NaHPO4

PE: -35.4°C   PF: -50,8°C  D: 2,80 g.cm-3 

Compostos inter-halogenados: ICl, IBr, IF, ICl3, IF5, IF7 e IF3

Forma óxidos: I2O5 e I4O9I2O4;

Forma ácidos: HIO3, HIO4 e HOI 

Propriedades Físicas

D: 4,5 g.cm-3  PE: 185°C   PF: 114°C

Pouco solúvel em água – composto apolar   I – I (Δδ = 0);

Solúvel em solventes orgânicos: C2H5OH, CH3COCH3, CCl4; 

Aplicações

Antisséptico: KI em álcool e iodofórmio – CHI3,

Compostos orgânicos: iodeto de metila – CH3I;

Filmes fotográficos e formação de chuvas: AgI;

Prevenção ao bócio: adição de NaI e KI ao sal e ração animal;

QA: volumetria e reagente de Nessler: NaI e NaIO3; 

Flúor – 199F

Extremamente reativo o que dificulta manipulação e preparo;

Descoberto em 1771 por Carl Wilhelm Scheele;

Isolado por Moissan em 1886 – Recebeu o Premio Nobel por isso;

Minérios: CaF2 – fluorita, Na3AlF6 – criolita e e fluroapatita;

Em menores concentrações, ocorre nos oceanos e mares; 

Métodos de obtenção

Industrial: Reação da fluorita com H2SO4, otendo HF e realizando eletrólise na mesma:

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF

KF + HF → K [HF]

KF + K [HF] → H2 + F2

Este é um processo muito perigoso, isso se deve a:

HF é corrosivo, ataca o vidro e provoca queimaduras graves; muito tóxico e mal condutor;

O flúor ataca a maioria dos materiais: metais, vidro, grafite;

Propriedades químicas

Reage com metais e ametais: reação exotérmica:

Ca° + F2 → CaF2

2 B + 3 F2 → 2 BF3

Si + 2 F2 → SiF4

Cl2 + F2 → 2 ClF

H2 + F2 → 2 HF  (ocorre até -250°C)

2 F2 + Xe → XeF4

Desloca todos os não metais de seus compostos

2 HCl + F2 → 2 HF + Cl2

2 H2O + F2 → 2 HF + O2

Forma óxidos: OF2, O2F2 e O4F2;

Forma ácidos: HF e HOF; 

Aplicações

Gases refrigerantes: freon – CCl2F2, CClF3, CCl3F; Produção de alumínio;

Isótopos U – UF6 (consumo de 75% de flúor produzido);

Obtenção de teflon: politetrafluoroetileno; Isolante elétrico: SF6 – hexafluoreto de enxofre;

Na prevenção à cárie dentária: 1ppm; Produção anual > 3,6 milhões de toneladas;

Principais produtores: China, México, Mongólia, Rússia e África do Sul; 

Astato – 21085At

Não ocorre naturalmente – produção de 20 isótopos;

Isótopos mais estáveis: 210At e 211At (meia vida ~ 8 horas);

Último isótopo descoberto em 1940:

20983 Bi + 4

2 He → 21185 At + 2 1

0n

Estudos com traçadores radioativos – 10-4 mol: semelhança com I2;

Decaimento por captura eletrônica e emissão de partículas α. 

 

Grupo VIIA – Gases Nobres

A característica destes gases é de não combinarem com os demais elementos. Estes gases têm uma baixa reatividade e são conhecidos por gases inertes. Isto se deve ao total prenchimento de suas camadas de valência por elétrons. Possuem configuração eletrônica ns2 np6. Formam o grupo VIIA da Tabela Periiódica

A primeira evidência da existência dos gases nobres foi através da descoberta da existência do hélio no Sol, através de uma análise espectrográfica da luz solar.

Apresentam forças de atração interatômicas muito fracas, por isso possuem baixas temperaturas de fusão e ebulição e são gasosos nas condições normais, mesmo os átomos mais pesados.

Apesar de estarem associados a inércia química, desde 1962 se conhecem compostos com alguns elementos deste grupo, quando Neil Bartlett preparou compostos de xenônio: XeF2, XeF4, e XeF6. Há tembém alguns compostos de radônio e argônio. Alguns usos:

Neônio: usado em letreiros luminosos (gás neon);

Xenônio: usado em lâmpadas de flash de máquinas fotográficas;

Hélio: gás de pequena densidade, usado em bexiga e balões dirigíveis;

Radônio: gás radiativo, perigoso, em determinadas concentrações; 

O hélio juntamente com o hidrogênio está presente no Sol, onde é obtido por meio de uma reação de transmutação nuclear, convertendo hidrogênio em hélio, devido às altíssimas temperaturas nesta estrela;         

Água – H2O

Cobre ¾ da superfície terrestre;

Participa em alta % na constituição do mundo animal e vegetal;

Presente em até  4,0 % na atmosfera;

Muitos minerais, incluindo rochas, possuem água de hidratação;

Substância mais abundante na natureza; 

Impurezas em águas naturais

1. Águas pluviais: relativamente pura; 2. Águas de rios e fontes: 0,01 a 0,2% de substâncias sólidas 3. Água do mar: impura, 3,5 % de sais; sendo 2,7% NaCl; 4. Água dura: sais de Ca e Mg, não prejudica a saúde, auxilia na

calcificação dos ossos.

 

Purificação da água

A água destinada ao abastecimento passa por processos de filtração, decantação e desinfecção a base de derivados de cloro, ozônio, peróxidos, etc.

Filtração doméstica: eliminar partículas de tamanho pequeno;

Fins científicos: água destilada, água deionizada e água Mili-Q;

Fins industriais: “água mole” para caldeiras, retirada de sais contendo Ca e Mg, por simples aquecimento: Ca(HCO3)2 → CaCO3 (ppt) + H2O + CO2 (g)

Caso tenha CaSO4 pode se eliminar com uma zeólita:

CaSO4 (aq) + Na2Z (aq)→ CaZ (aq) + 2Na 1+

Propriedades Químicas

1. Reage com óxidos das famílias I A e IIA formando bases:

2 NaO (s) + H2O (l)→ 2 NaOH (aq)

CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq)

2. Reage com óxidos não metálicos formando ácidos:

CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (l)

SO2 (g) + H2O (l) → 1 H2SO3 (l)

3. Reage com metais reativos liberando gás hidrogÊnio:

2 K° + 2 H20 (l)→ 2 KOH + H2 (g)

4. Reage com sais formando sais hidratados:

CuSO4 (s) + 5 H2O (l) → CuSO4. 5H20 (s)

CaCl2 (s) + 6 H2O (l) → CaCl2. 6H2O (s)

5. Atua como agente catalítico em reações bioquímicas, oxidação do ferro, ionização de ácidos e dissociação de sais e bases.

Propriedades Físicas

Líquido inodoro, insípido e incolor;

PF: 0°C  PE: 100°

D = 1,0 g/cm3 (a 4°C) – se dilata ao resfriar de 4 a 0°C;

Quando pura é  péssima condutora de eletricidade;

Solvente polar → dissolve compostos iônicos; 

 

Ligação via Pontes de Hidrogênio 

 É a união realizada entre moléculas polares, assim, o pólo negativo atrai o positivo e vice versa. O número de moléculas que se unem aumenta de maneira inversa à temperatura;

Devido a esta interação, o peso molecular aumenta e, por isso, apresenta se líquida a TA

 

 

Água Pesada

Constituída por isótopos do hidrogênio:

1. D2O17  óxido 16 de deutério 2. DHO  óxido 17 de prótio e deutério 3. TDO18  óxido 18 de deutério e trítio

No total, existem 17 variedades de água.             

Água Oxigenada – Peróxido de Hidrogênio – H2O2 

Métodos de obtenção

Laboratorial → reação do peróxido de bário com ácido sulfúrico:

BaO2 (s) + H2SO4 (l) → BaSO4 (s) + H2O2 (l)

Indústria → eletrólise de ácido sulfúrico concentrado:

2H2SO4 (l) → H2S2O8 (l) + H2 (g)

H2S2O8 (l) + 2 H2O → 2 H2SO4 (l) + H2O2 (l)

Ao final do processo o ácido sulfúrico é regenerado. 

Propriedades Físico – Químicas

1. Instabilidade: formação via reação endotérmica, possui elevada energia interna, decompõe se facilmente: 2 H2O2 (l) → H2O (l) + O2 (g)

2. “Catalisador negativo”: a presença de ácidos inibe sua decomposição; 3. Agente oxidante: apresenta oxigênio lábil (ativo) [O]; 4. Agente redutor: com oxidantes mais fortes, comporta se como redutor; 5. Solúvel em água, álcool e éter; 6. Quando diluído → água oxigenada; 7. Líquido “xaroposo”; D: 1,46 g/cm3;