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Trabalho de Química Inorgânica II - Prof. Ms. Maria Carolina Goetz

1) Introdução

Diz-se que a Química Inorgânica mistura uma vasta coleção de fatos desconexos, contrastando

com a Química Orgânica, onde aparenta existir uma grande precaução quanto à sistematização

e a ordem. Essa afirmação é em parte verdadeira, já que os assuntos tratados em Química

Inorgânica são muito mais diversos e complicados, e as regras para os comportamentos

químicos ainda não estão muito bem estabelecidas. Dizemos que os objetos de estudo são

complicados porque mesmo em meio de elementos de estruturas eletrônicas similares, como

Li, Na, K, Rb e Cs – Grupo 1 –, surgem diferenças nos comportamentos, devido às diferenças

nos tamanhos dos átomos, nos potenciais de ionização, nas energias de hidratação, de

solvatação, e assim por diante. Algumas dessas diferenças podem ser bastante sutis (p.ex.

aquelas que permitem que as células humanas e outros sistemas vivos diferenciem Li, Na e K).

Em resumo, cada elemento se comporta de um modo especial.

A Química Orgânica lida com muitos compostos que são formados por poucos elementos:

carbono nos estados de hibridação sp, sp2 ou sp3, junto com H, O, N, S e os halogênios e –

raramente – B, Si, Se, P e Hg. A química é majoritariamente a de compostos moleculares que

são líquidos ou sólidos comumente solúveis em solventes apolares; destiláveis ou cristalizáveis,

e normalmente estáveis ao ar ou à presença de oxigênio, apesar de serem combustíveis.

A Química Inorgânica, em contraste, lida com muitos compostos formados por muitos

elementos. Envolve o estudo da química de mais de 100 elementos que podem formar

compostos como gases, líquidos ou sólidos; cujas reações podem ser (ou podem necessitar

ser) estudadas a temperaturas muito baixas ou muito altas. Os compostos podem formar

cristais iônicos, covalentes-extendidos ou moleculares, e sua solubilidade pode variar do 0 em

qualquer solvente a alta solubilidade em alcanos; eles podem reagir espontânea e

vigorosamente com o ar ou com a água. Além disso, enquanto os compostos orgânicos

seguem quase invariavelmente a regra do octeto, com um número de coordenação e de

valência máximos de 4 para todos os elementos, os compostos inorgânicos podem ter números

de coordenação que chegam até 14, sendo aqueles de 4, 5, 6 e 8 especialmente comuns; e

números de valência que variam de -2 a +8. Finalmente, existem tipos de ligação em

compostos inorgânicos que não apresentam paralelos na química orgânica, onde as ligações

e pp normalmente prevalecem.

Apesar de vários conceitos ajudarem a trazer um pouco de ordem na química inorgânica, o

mais velho e, até hoje, mais significativo é a tabela periódica dos elementos. A ordem nessa

tabela depende das estruturas eletrônicas dos átomos gasosos. Adicionando-se

sucessivamente elétrons aos níveis de energia disponíveis, podemos construir um padrão de

© por Bruno Ramos, 2004. 1


estruturas eletrônicas dos elementos desde o mais leve ao mais pesado atualmente conhecido,

o elemento 111 (Roentgênio). Com base nas configurações eletrônicas, os elementos podem

ser classificados em períodos e grupos, como na tabela periódica.

Natureza e Tipo dos ElementosDe acordo com suas naturezas e seus tipos, os elementos podem ser classificados

basicamente em 5 tipos, de acordo com Cotton et. al. [02]:

- Elementos monoatômicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn: São os gases nobres, que com

suas estruturas eletrônicas de níveis completos são necessariamente monoatômicos.

No estado de vapor, o mercúrio (5d106s2) também é monoatômico. Entretanto, o

mercúrio líquido (apesar de sua pressão de vapor relativamente alta, assim como sua

solubilidade em água e em outros solventes) apresenta condutividade elétrica

apreciável e tem aparência metálica. Isso ocorre porque os orbitais 6p encontram-se

disponíveis para participar de ligações metálicas.

- Moléculas diatômicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2: Para os halogênios, a formação de

uma única ligação em uma molécula diatômica completa o octeto. Para o nitrogênio e

o oxigênio, ligações múltiplas permitem uma simples molécula diatômica. As

moléculas diatômicas de fósforo e de enxofre são estáveis a temperaturas elevadas,

mas não a temperatura ambiente. No dihidrogênio, a formação de uma ligação simples

completa o nível 1 de cada um dos dois átomos.

- Moléculas poliatômicas discretas: P4, Sn, Se8 e fulerenos (Cn): Do segundo período

em diante da tabela, as ligações do tipo das encontradas no O2 e no N2 são menos

efetivas. O arranjo dos átomos em cadeias poliatômicas leva à uma maior estabilidade

do que o arranjo diatômico. O enxofre tem uma profusão de alótropos, que contém

anéis de enxofre multiatômicos. O mais conhecido até então é o S20. Tais alótropos

são conhecidos como ciclohexaenxofre, ciclooctaenxofre e assim por diante.

- Elementos com estruturas estendidas: Em alguns elementos, os átomos formam 2,

3 ou 4 ligações covalentes um com o outro, resultando em cadeias, planos ou redes

tridimensionais (estruturas estendidas). Os elementos mais importantes que fazem

isso são: C, P, S, Si, As, Se, Ge, Sb, Te, Sn e Bi.

- Metais: A maioria dos elementos são metais. Estes elementos têm muitas

propriedades físicas diferentes das dos outros sólidos. Vale notar: Alta refletividade;

alta condutividade elétrica (que diminui com o aumento da temperatura); alta



condutividade térmica; propriedades mecânicas, como força e ductibilidade. Os metais,

assunto deste trabalho, serão organizados e descritos detalhadamente a seguir.

2) Os MetaisOs elementos metálicos são os mais numerosos dos elementos, e suas propriedades químicas

são de grande importância tanto para a indústria quanto para a pesquisa contemporânea.

Todos os elementos dos blocos s, d e f da tabela periódica são metais, e sete dos trinta

elementos do bloco p também (alumínio, gálio, índio, tálio, estanho, chumbo e bismuto). O

germânio e o polônio são às vezes descritos como metais.

Propriedades Gerais[1]

A maioria dos metais tem condutividades elétrica e térmica elevadas, e são maleáveis e

dúcteis. Entretanto, existe uma gama de propriedades dentro dessa uniformidade geral. Um

aspecto dessa diversidade é a força de coesão entre átomos, como indicado pela variação nas

entalpias de vaporização:

Fig

1.

Entalpias

de vaporização,

gráfico kJ/mol x

número atômico

Uma aplicação

prática das

baixas entalpias

de vaporização

dos grupos 1 e

12 (os metais

alcalinos; zinco, cádmio e mercúrio) é

o uso de vapores de sódio e mercúrio em lâmpadas de descargas elétricas, como lâmpadas

fluorescentes. Os metais com as entalpias de vaporização (ou sublimação) mais altas são

encontrados no meio das séries 4d e 5d. O Tungstênio (W), que possui a maior entalpia de

sublimação de todos os elementos, é usado como filamento nas lâmpadas incandescentes

porque se volatiliza muito lentamente a altas temperaturas.



Duas propriedades químicas características de muitos metais são a formação de óxidos

básicos e hidróxidos quando o metal está no estado de oxidação +1 ou +2; e a formação de

cátions simples (hidratados) em soluções aquosas ácidas. A maioria dos metais reage com

oxigênio. Entretanto, a velocidade e a espontaneidade termodinâmica dessa reação varia do

césio, que inflama em contato com ar, aos metais como alumínio e ferro, que sobrevivem no ar.

Os únicos metais que não têm tendência a formar óxidos sob condições padrões são o

pequeno grupo de metais situados no sudeste do

bloco-d da tabela, os chamados metais nobres.

Ósmio é uma exceção. Os exemplos mais

conhecidos são o ouro e a platina.

Os elementos no meio do bloco d têm propriedades bastante variadas, devido às suas largas

faixas de estados de oxidação acessíveis e habilidades de formarem vários complexos.

A visão tradicional das propriedades químicas dos metais é feita sob a perspectiva dos sólidos

iônicos e dos complexos contendo apenas um íon metálico.

Apesar de as propriedades químicas dos elementos metálicos serem muitas, cada bloco de

elementos mostra padrões bastante consistentes quanto às estabilidades dos estados de

oxidação, às tendências de formação de complexos, e à natureza dos haletos e calcogenetos

dos vários estados de oxidação. Veremos a seguir cada bloco de elementos metálicos e suas

principais características.

2.1) Metais do bloco s

Os cátions dos metais alcalinos (Grupo 1) e alcalino-terrosos (Grupo 2) são normalmente

encontrados em minerais e águas naturais, e alguns são constituintes importantes de fluidos

biológicos como o sangue. Os metais mais baratos (lítio, sódio, potássio e cálcio) são

comumente utilizados como poderosos agentes redutores para reações químicas em solventes

não-aquosos. Os NOX característicos dos elementos do bloco s são os mesmos dos números

de seus grupos: +1 para os metais alcalinos e +2 para os alcalinos terrosos. Quando ar e água

são removidos, alguns compostos incomuns com os metais em estados de oxidação baixos

podem ser preparados (incluindo sodetos, contendo Na – ). A fraqueza das ligações metal-

ligante para os elementos do bloco s significam que até recentemente poucos complexos de

metais s haviam sido caracterizados. Porém, o advento de ligantes polidentados que

conseguem “prender” cátions ocasionou o ressurgimento de pesquisas de complexos desses

metais.

Ocorrência e Isolação


Fig. 2: Ocorrência dos metais do bloco s, sob aforma logarítmica.de gramas do metal por 100 kg deamostra do solo.


A abundância dos metais dos grupos 1 e 2

na crosta terrestre segue uma variação

ampla, desde o cálcio (o quinto metal mais

abundante), sódio (o sexto), magnésio (o

sétimo) e potássio (oitavo) até os metais

relativamente raros, como berílio e césio. As

baixas abundâncias do lítio e do berílio

devem-se a detalhes da nucleossíntese. As

baixas abundâncias dos metais alcalinos e

alcalino-terrosos pesados estão associadas

com o declínio nas energias de ligação

nuclear dos elementos além do ferro. Os

gráficos ao lado mostram as abundâncias

dos elementos dos grupos 1 e 2. Elas são

dadas na forma logarítmica (na base 10) das

gramas do metal por 100 kg de amostra da

crosta. Como a escala vertical é logarítmica,

as diferenças reais são bem maiores do que

aparentam no gráfico.

Reações redoxOs potenciais padrão dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (tabela 1) sugerem que eles são

todos capazes de serem oxidados pela água:

Grupo 1 Grupo 2

Li - 3,04 Be - 1,97

Na - 2,71 Mg - 2,36

K - 2,94 Ca - 2,87

Rb - 2,92 Sr - 2,90

Cs - 3,06 Ba - 2,92Tabela1. Potenciais padrão para os elementos dobloco s.

As oxidações por água liberam gás hidrogênio, como mostram as reações abaixo:

Grupo 1: M(s) + H2O(l) M+(aq) + OH –

(aq) + ½H2(g)

Grupo 2: M(s) + 2H2O(l) M2+(aq) + 2OH–

(aq) + H2(g)

Essa reação é tão rápida e exotérmica para o sódio e seus congênitos mais pesados que o

hidrogênio expelido inflama. O vigor destas reações está associado ao baixo ponto de fusão

dos metais, porque, uma vez fundido, uma superfície metálica limpa é mais facilmente exposta


Fig 3.a: Estrutura cúbica,do NaCl

Fig. 3.b: Estrutura do CsCl


e uma reação rápida se processa. No grupo 2, ambos berílio e magnésio estão protegidos de

uma oxidação maior por uma fina cobertura de óxido e, por isso, sobrevivem na presença de

água e de ar.

Compostos BináriosOs potenciais aquosos geralmente dão uma indicação da tendência dos metais do bloco s

formarem compostos. Entretanto, as interações desses cátions com ânions no estado sólido

podem diferir significativamente da interação entre os íons metálicos e as moléculas de água,

de modo que a tendência a respeito da formação de um composto não se correlaciona com os

potenciais padrões em todos os casos.

As periodicidades são muito mais simples

para os haletos. A maioria dos haletos

alcalinos tem a estrutura de coordenação do

NaCl, mas o CsBr, CsBr e CsI têm uma

estrutura mais bem empacotada, estrutura

do cloreto de césio, (8,8)-coordenada. A

altas pressões, os haletos de sódio,

potássio e rubídio sofrem uma transição

para a segunda estrutura (CsCl).

Um aspecto distintivo dos cátions alcalinos é sua alta solubilidade em água na maioria dos sais

simples. As principais exceções a essa regra são os cátions grandes (K+ ao Cs+) em

combinação com ânions grandes. Por exemplo, a solubilidade de percloratos de metais

alcalinos pesados é muito menor do que a solubilidade dos de metais alcalinos leves. A

concentração molar de uma solução saturada de CsClO4 é 0,09 mol/L, enquanto a de LiClO4 é

4,5 mol/L. Os sais de tetrafenilborato de potássio e dos metais alcalinos mais pesados são

ainda menos solúveis em água. Similarmente, os cátions metálicos alcalino-terrosos mais

pesados formam sais insolúveis com íons dinegativos grandes: um exemplo comum é o sulfato

de cálcio hidratado. O padrão acerca da menor solubilidade em água crescente conforme

descemos num grupo é bastante evidenciado: MgSO4 é altamente solúvel, enquanto a

solubilidade do CaSO4 · 2H2O é 5 x 10-2 mol/L, e a do BaSO4 é de apenas 10-5 mol/L.

Formação de complexos

A maioria dos complexos de íons do bloco s surgem de interações coulombicas com doadores

pequenos e duros, como os que possuem átomos de Oxigênio ou Nitrogênio. Portanto, os íons

dos grupos 1 e 2 são classificados como quimicamente duros.

Os complexos mais notáveis dos cátions do grupo 1 e dos metais pesados do grupo 2 (do

cálcio ao bário) são formados por ligantes polidentados. Ligantes monodentados são

fracamente ligados, devido às fracas interações coulombicas.



Éteres-coroa, como o 18C6 (figura ao lado) formam complexos com

íons alcalinos metálicos que sobrevivem indefinidamente em

soluções não-aquosas. Ligantes criptatos bicíclicos formam

complexos ainda mais estáveis, como o mostrado na segunda figura

da coluna à esquerda (2,2,1 crypt). Esse tipo de ligante é

estericamente seletivo para um íon metálico em particular. O fator

dominante na seletividade é o encaixe geométrico entre o cátion e a

cavidade no ligante que o acomoda.

Os cátions do grupo 2 também formam esse tipo de complexos. Os

mais estáveis são formados com ligantes polidentados carregados,

como o etilenodiamintetraacetato (EDTA).

Um grande número de complexos de Ca2+ e Mg2+ ocorre na natureza,

sendo a clorofila, que contém Mg2+ a mais familiar:

Um detalhe a ser notado na clorofila, é a quantidade de ligações conjugadas. É a ressonância

dessas ligações que dá à clorofila sua coloração esverdeada/amarelada.

Outra classe importante de compostos formados pelos metais do bloco s são os

organometálicos, que têm grande aplicação em sínteses orgânicas e inorgânicas. Dois

exemplos familiares são os reagentes de Grignard, como o CH3MgBr, e o metil-lítio, Li4(CH3)4.

..Sódio e Potássio: Os primeiros metais do bloco s descobertos..[4]



Compostos de sódio são conhecidos desde a Antiguidade. O cloreto de sódio (NaCl) além de

ser o famoso sal de cozinha é também uma necessidade vital. A soda, ou carbonato de

sódio (Na2CO3), foi extensivamente usada na limpeza. Durante muito tempo não se

distinguiam o carbonato de sódio e o carbonato de potássio. Os árabes chamavam a ambos

de Álcali, derivada de Alqalay, "fritar ou assar em uma panela". Al-qali é "a substância que é

frita". Na Europa, ambas substâncias eram conhecidas como potassa. A potassa era obtida

das cinzas de um material vegetal. As cinzas eram encharcadas e a solução era evaporada

até completa secagem, uma operação muitas vezes realizadas em caldeirões de ferro; daí o

nome em inglês, potash, "pot" (panela) "ashes" (cinzas). O termo em inglês surgiu pela

primeira vez em 1648.

Foi Martin Heinrich Klaproth, em 1797, quem primeiro distinguiu os dois álcalis: ele sugeriu

o nome kali para o álcali vegetal e natron para o álcali mineral.

O sódio metálico foi isolado pela primeira vez por Sir Humphry Davy (1778-1829) usando

eletrólise da soda cáustica (NaOH). Naquele tempo, os hidróxidos de sódio e de potássio

eram considerados substâncias elementares e eram chamadas de álcalis fixos. Ele chamou o

novo metal de Sodium, porque ele poderia obtê-lo a partir da eletrólise da soda. O nome é

uma derivação de "sodanum", palavra neolatina para um remédio contra dor de cabeça.

Essa deriva do arábico Sudâ (soda). Gay-Lussac e Thénard, que também investigaram os

álcalis, chamaram os metais inicialmente de métal de potasse e métal de soude, e depois

também adotoram os termos potássio e soda.

O nome Natronium foi, junto com Kalium, sugerido por Martin Heinrich Klaproth e Ludwig

Wilhelm Gilbert, que pensavam que 'potassa' e 'soda', títulos de "substâncias comerciais

impuras", eram fontes inapropriadas para nomear elementos. Estes metais também foram

chamados de "Base de Álcali" e "Base de Natron".

Em 1813 Berzelius publicou em um periódico britânico, “Thomas Thomson's Annals of

Philosophy”, seu sistema de símbolos atômicos como abreviações contendo uma ou duas

letras dos nomes latinos para os elementos. Na sua primeira publicação, ele seguiu a

nomenclatura do descobridor britânico Davy, e abreviou potássio e sódio como Po e So. Mas

dentro de um ano, Berzelium decidiu em favor de Kalium e Natrium (ele "reduziu" o nome

Natronium). Natrium vem de Natron, o nome usado na alquimia para a soda e a potassa.

Kalium deriva de alkali que, por sua vez, vem do árabe al-qali, cujo sentido foi explanado

mais acima.

2.2) Metais do bloco d [1][2]

Os elementos do bloco d têm propriedades químicas ricas e interessantes devido às variedades

em seus estados de oxidação, suas tendências a formarem complexos, compostos



organometálicos e alguns sólidos bastante úteis, e suas participações como catalisadores e em

processos bioquímicos.

Fig. 4: Metais do bloco d

O conceito de estado de oxidação é melhor definido em compostos de elementos de

eletronegatividades consideravelmente diferentes, nos quais os orbitais moleculares resultantes

estão mais proximamente relacionados com os orbitais atômicos de um átomo do que de outro.

Naqueles casos em que as diferenças nas eletronegatividades são pequenas e especialmente

naqueles em que existem orbitais moleculares extensivamente deslocalizados que são não-

ligantes, fracamente ligantes ou antiligantes, a situação se torna difícil.

Para a primeira série de transição (4º período) existe um variação geral de NOX entre um

número mínimo de estados de oxidação (um ou dois) em cada ponta da série (Sc e Zn) a um

número máximo no meio (Mn, de -3 a +7).

OcorrênciaOs elementos à esquerda do bloco 3d ocorrem na natureza principalmente como óxidos

metálicos ou como cátions em combinação com oxoânions. Destes elementos, o titânio é o

mais difícil de se reduzir e, até a descoberta de novas técnicas eletroquímicas, ele era obtido

pelo uso de agentes redutores fortes (e caros) como o sódio ou o magnésio. À direita do ferro,

ainda na série 3d, o cobalto, o níquel e o cobre ocorrem como sulfetos e arsenetos, o que

corresponde ao crescente caráter mole dos íons dipositivos com a progressão rumo à direita na

série. O cobre é usado em grandes quantidades na manufatura de condutores elétricos; usa-se

eletrólise para refinar o cobre natural de modo a alcançar a alta pureza necessária para a

condutividade elétrica.

A dificuldade de se reduzir metais 4d e 5d reflete a tendência que esses elementos têm de

apresentar estados de oxidação altos bastante estáveis. Os metais platínicos (Ru, Os, Rh, Ir,

Pd e Pt) ocorrem em minerais arsênicos ou de sulfetos; normalmente associados com

quantidades maiores de cobre, níquel e cobalto. São coletados a partir da lama formada

durante o refino eletrolítico do cobre e do níquel.



Os Estados de OxidaçãoOs estados de oxidação dos elementos da primeira série de transição são dados na tabela a

seguir. Os mais comuns e importantes (especialmente na química aquosa) estão em negrito;

bem como as configurações de elétrons d;

Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu

2 d²

3 d¹

4 d0

0 d5

1 d4

2 d³

3 d²

4 d¹

5 d0

0 d6

1 d5

2 d4

3 d³

4 d²

5 d1

6 d0

0 d7

1 d6

2 d5

3 d4

4 d³

5 d2

6 d1

7 d0

0 d8

2 d6

3 d5

4 d4

6 d2

0 d9

1 d8

2 d7

3 d6

4 d5

5 d4

0 d10

1 d9

2 d8

3 d7

4 d6

1 d10

2 d9

3 d8

Tabela 2. Estados de oxidação para a primeira série de transição. Estados de oxidação negativos

formais podem ocorrer em compostos de ligantes ácidos, como no caso do Fe-II no [Fe(CO)4]2-, Mn-1 no

[Mn(CO)5]-, e assim por diante.

A química desse tipo de metais pode ser classificada com base na sua configuração d. Por

exemplo, a série d6 é V-1, Cr0, Mn1, FeII, CoIII e NiIV. Comparações deste tipo podem enfatizar

similaridades no espectro e nas propriedades magnéticas. Entretanto, as diferenças nas

propriedades das espécies dn, devidas à natureza do metal, seus níveis de energia, e

especialmente a carga do íon, costumam exceder as similaridades.

Estados de oxidação menores que II: Com exceção do cobre, para o qual compostos binários

e complexos de Cu(I) são encontrados comumente, a química dos estados de oxidação formais

I, 0, -I e –II está inteiramente relacionada com:

(a) Ligantes -ácidos, como CO, NO, PR3, CN – e bipy;

(b) A química organometálica, na qual alcenos, acetilenos ou sistemas aromáticos são

ligados aos metais.

Estado de oxidação II: Os compostos binários nesse estado são normalmente iônicos. Os

óxidos metálicos são básicos. Eles têm a estrutura do NaCl, mas costumam ser não-

estequiométricos; particularmente com Ti, V e Fe. Os íons aquosos [M(H2O)6]2+, com exceção

do desconhecido Ti2+, são bem caracterizados em soluções. O V(II), Cr(II) e Fe(II) são oxidados

pelo ar em soluções ácidas.

Metal M2+ M3+

Ti - VioletaV Violeta AzulCr Azul Celeste Violeta



Mn Rosa Claro MarromFe Verde Claro Roxo ClaroCo Rosa AzulNi Verde -Cu Azul Esverdeado -

Tabela 3.: Cores assumidas pelos complexos aquosos dos

íons di e trivalentes dos metais de primeira transição.

As moléculas de água dos complexos aquosos podem ser substituídas por ligantes como NH3,

en, EDTA4-, CN-, e acac. Os complexos resultantes podem ser catiônicos, neutros ou aniônicos,

dependendo da carga dos ligantes. A adição de ânions OH- a soluções de M2+ resulta em

hidróxidos. Alguns deles podem ser obtidos sob a forma de cristais. Quando da adição de

bicarbonato, os carbonatos de Mn, Fe, Co, Ni e Cu são precipitados.

Estado de oxidação III: Todos os elementos formam pelo menos alguns compostos neste

estado, mas para o Cu apenas poucos complexos – instáveis em água – são conhecidos. Os

fluoretos e óxidos são geralmente iônicos, mas os cloretos, brometos e iodetos (quando

existem), assim como os sulfetos e compostos similares, podem apresentar considerável

caráter covalente. Os elementos do Ti ao Co formam íons octaédricos, [M(H2O)6]3+. O Co3+ e o

Mn3+ são prontamente reduzidos pela água, enquanto o Ti3+ e o V3+ são prontamente oxidados

pelo ar.

Existem muitos complexos MIII aniônicos, catiônicos ou neutros, que são – em sua maioria –

octaédricos. Para o CrIII e, especialmente, para o Co(III), centenas de complexos octaédricos

substitucionalmente inertes são conhecidos.

Uma característica especial dos íons M3+ é a formação de carboxilatos básicos, onde um

átomo de O está no centro de um triângulo de átomos metálicos:

Essa estrutura oxo-centrada já foi comprovada para carboxilatos de V, Cr, Mn, Fe, Co, Ru, Rh

e Ir.

Estados de oxidação IV e maiores: O estado IV é o mais importante para o Ti, onde a

química principal é a do TiO2, TiCl4 e derivações. Os estados de oxidação de V pra cima são



conhecidos para o V, Cr, Mn e Fe em fluoretos, fluorocomplexos e oxo-ânions. (ex.: CrF5,

KMnO4 e K2FeO4). Todos são poderosos agentes oxidantes.

Caráter NobreOs metais à direita do bloco d são resistentes à oxidação. Essa resistência é mais evidente

para a prata, o ouro e os metais 4d e 5d, nos grupos de 8 a 10. O último é chamado de metais

platínicos ou grupo da platina, pois ocorrem juntos nos minerais que contêm platina. Em

reconhecimento a seus usos tradicionais, o cobre, a prata e o ouro são chamados de metais de

cunha. O ouro ocorre como o próprio metal; prata, ouro e os metais platínicos são conseguidos

pelo refinamento eletrolítico do cobre.

O cobre, a prata e o ouro não são susceptíveis a

oxidação por íons hidrogênio, H+, em condições padrão,

e esse caráter nobre justifica o uso desses metais, junto

com a platina, em jóias e ornamentos. A água régia,

uma mistura 3:1 de ácidos clorídrico e nítrico

concentrados, é um velho e eficaz reagente que permite

a oxidação da platina e do ouro. Sua função é dupla: os

íons nitrato provêm o poder oxidante, e os íon cloreto

atuam como agentes complexantes. A reação global é:

Au(s) + 4 H+(aq) + NO3

-(aq) + 4 Cl-(aq) [AuCl4]-

(aq) + NO(g) + 2 H2O(l)

Acredita-se que as espécies ativas em solução sejam o Cl2 e o NOCl, que são gerados na

reação:

3 HCl(aq) + HNO3(aq) Cl2(aq) + NOCl(aq) + 2 H2O(l)

Os estados de oxidação preferíveis não seguem um padrão no Grupo 11. Para o cobre, os

estados +1 e +2 são os mais comuns, mas para a prata o +1 é o típico e, no ouro, +1 e +3 são

os comuns. Os íons monovalentes aquosos simples de cobre e ouro sofrem

desproporcionação em solução aquosa:

2Cu+(aq) Cu(s) + Cu2+

(aq)

3Au+(aq) 2Au(s) + Au3+

(aq)

Elementos do grupo 12

Os elementos do Grupo 12 apresentam características em seus estados de oxidação que

contrastam fortemente com os apresentados pelos outros metais do bloco d. Ou seja, o caráter

nobre, que vem se desenvolvendo ao longo do bloco d, de repente se perde no Grupo 12.


Posições dos metais platínicos e de

cunha na tabela periódica.

Fig 5: Abundância dos metais do grupo 12, em escalalogarítmica de gramas do metal por 100 kg de amostra de solo.


O zinco é, de longe, o elemento mais abundante deste grupo. É o 23º no ranking de abundância

na crosta terrestre, logo atrás do cobre. Cádmio e Mercúrio são muito menos abundantes; são

até menos abundantes do que a maioria dos lantanídeos. Os sulfetos são as principais fontes

dos elementos do grupo, com zinco e cádmio ocorrendo juntos. O sulfeto de zinco é queimado ao

ar para produzir o óxido:

ZnS(s) + 3/2O2(g) ZnO(s) + SO2(g)

O óxido é, então, reduzido em uma fornalha com carbono. Quando cádmio e zinco ocorrem

juntos, o mineral de sulfeto é queimado em ar para produzir uma mistura de óxidos e sulfetos

dos metais. A mistura é dissolvida em ácido sulfúrico e reduzida. A separação é baseada na

grande facilidade de redução do Cd2+, se comparado com o Zn2+.

O mercúrio ocorre no mineral vermelho brilhante, cinnabar, HgS, que já foi utilizado como um

pigmento (vermilion) por artistas; prática que caiu em desuso por causa da toxicidade do

mercúrio. O mercúrio elementar é recuperado através da queima do sulfeto em ar.

Reações Redox: O zinco e o cádmio são muito mais facilmente oxidados do que seus vizinhos

cobre e prata do Grupo 11. Essa diferença torna-se aparente nos potenciais padrões, que são

muito menores para o Zn(II) (– 0,76V) e o Cd(II) (– 0,40V) do que para o Cu(II) (+0,34V) e a Ag

(I) (+0,80V). Por quê? A origem da diferença termodinâmica entre os dois grupos é a menor

entalpia de sublimação e, numa menor extensão, as entalpias de ionização mais baixas dos

elementos do Grupo 12 em comparação com o Grupo 11. O decréscimo na entalpia de

sublimação (vide fig.1), por sua vez, reflete uma diminuição na força da ligação Metal-Metal.

Varias evidências sugerem que as fracas ligações metal-metal surgem da falta de contribuição

dos orbitais d para as ligações no Grupo 12.



Outra diferença dos outros elementos do bloco d é a mudança substancial nas propriedades

químicas entre o Zn e seus congêneros, Cd e Hg. Por exemplo, o mercúrio é muito menos

eletropositivo do que o zinco e o cádmio, e é o único a ter um estado de oxidação +1 (Hg22+)

que sobreviva em solução aquosa. Em parte como resultado dessa estabilidade, o Hg22+ é uma

espécie muito mais importante do que o Zn22+ e o Cd2

2+.

Fig 6: Primeira entalpia de ionização dos metais d.

Ouro: Ápice da Perfeição[3][6][7]

Os elementos cobre, prata e ouro são conhecidos, coletivamente, como "metais de cunha",

devido aos seus primeiros usos. Esses elementos foram quase certamente os três primeiros

metais conhecidos pelo homem. Todos ocorrem em suas formas elementares, ou "nativas",

e todos eles devem ter sido usados como uma espécie de "dinheiro" primitivo, antes da

introdução das moedas de ouro no Egito, em cerca de 3400 AC.

Costumava-se usar técnicas de forja a frio no fim da Idade da Pedra para produzir placas de

ouro para fins ornamentais. Esse metal sempre foi sinônimo de beleza, riqueza e poder.

Uma grande variedade de enfeites de ouro e arte elaborada têm sido encontradas em sítios

pertencentes às mais antigas civilizações conhecidas: Medos, Egípcios, Assírios, Etruscos.

Na literatura antiga, o ouro é o símbolo universal de grande pureza e valor, como, por

exemplo, mostram passagens do Velho Testamento (ex.: Sl 19:10):

"São mais desejadas do que o ouro, do que muito ouro puro."

Desde os tempos mais antigos, o ouro era comparado com o sol; era chamado de "metal

solar" ou simplesmente de Sol. O símbolo alquímico para o ouro - um círculo com um ponto

no centro - é idêntico ao símbolo do sol. Na literatura alquímica, o ouro era indicado por

muitas palavras, geralmente codificada, como: zaras, trikor, sol, sonir, secur, senior, etc., e

também por várias palavras de origem árabe, por exemplo al-bahg (felicidade), hiti

(estrume de gato), ras (cabeça, princípio), su'a (raio), diya (luz) e alam (paz).

Na astrologia alquímica, os sete corpos celestiais conhecidos pelos ancestrais foram

associados com os sete metais também conhecidos na antiguidade:



Sol (Sol) Ouro (Aurum)Mercúrio (Mercurius) Mercúrio (Hydrargyrum)Vênus Cobre (Cuprum)Lua (Luna) Prata (Argentum)Marte Ferro (Ferrum)Júpiter Estanho (Stannum)Saturno Chumbo (Plumbum)

A origem do nome, em português, vem do latim - Aurum - que, por sinal, é o nome de onde

se originou seu símbolo na tabela periódica. O nome latino (etrusco) aurum significa

"amarelo". Essa palavra é também comparada com o antigo romano aurora (o brilho da

manhã). Ela deriva de uma palavra Sânscrita "hari", que também significa "amarelo".

O ouro, como comentado anteriormente, costuma ocorrer como o próprio mineral. Mas, em

alguns casos, ocorre associado a outros elementos. Para extraí-lo e/ou purificá-lo existem

diversos métodos, sendo a maioria baseada em extrações por solventes. Discute-se,

brevemente, abaixo duas delas: a recuperação utilizando o dibutil carbitol, um solvente

bastante seletivo para AuCl3; e um método ainda em pesquisas, a extração por stripping

galvânico do solvente anioônico.

Recuperação do Ouro usando Butil Diglima (dibutil carbitol) Apesar de o uso de extrações por solventes para a recuperação de metais não ser uma

nova tecnologia, ela é pouco utilizada, apesar da ampla evidencia e experimentação que

validam essa técnica. Em muitos casos, a extração por solvente pode promover reduções

significativas nos custos operacionais, em comparação aos métodos mais tradicionais da

recuperação e do refino de metais.

Poliéteres, como as glimas, formam complexos com vários metais. Essa propriedade pode

ser aplicada à recuperação de metais de transição, incluindo os metais nobres, a partir de

seus minerais. Uma dessas aplicações comercialmente comprovadas utiliza a butil diglima

para extrair cloreto de ouro (III) de soluções aquosas ácidas. Fontes de ouro incluem vários

minerais, limos de ânodos, lamas de cátodos, operações eletrolíticas e partes eletrônicas

banhadas a ouro. A extração com butil diglima tem um custo efetivo e é um processo de

recuperação metálica bem visto, ambientalmente.

Essa técnica apresenta rendimentos de mais de 99% de ouro de alta pureza (99,9 a 99,99%

m/m).São quatro os passos necessários para um processo de extração de ouro baseado na butil

diglima:

1. Um banho oxidativo converte o ouro metálico impuro ou o Au(I) a uma solução

aquosa de cloreto de ouro (III);

2. A extração com o solvente transfere seletivamente o cloreto de ouro (III) como

Ácido Cloroáurico da solução aquosa para a fase do butil diglima. Uma lavagem

desse extrato orgânico com HCl diluido remove outras impurezas metálicas;



3. A redução do ouro(III) a ouro metálico é completada por uma variedade de agentes

quimicos, que convertem o ouro(III) solubilizado a uma forma sólida de outro

metálico, que é coletado e colocado em fôrmas.

4. Reciclar e reutilizar a butil glimina, através de um processo de baixo custo e de alta

eficiência.

Obtenção de ouro por stripping galvânico de um solvente orgânico aniônico.O método se baseia em um sistema heterogêneo composto de uma solução orgânica

contendo ouro em contato com um metal sólido usado como redutor, onde reações

eletroquímicas podem ocorrer na interface entre o agente redutor e a solução orgânica. O

produto destas reações consiste numa deposição do metal na superfície do redutor e a

formação e posterior absorção pela fase orgânica de espécies complexas/iônicas do agente

redutor. A reação de stripping galvânico pode ser escrita como uma reação de deslocamento

aquosa. A reação genérica pode ser escrita como:

R–M1(org) + M2(s) = M1(s) + R–M2(org),

onde M1 representa o íon metálico a ser removido, M2 o metal redutor e R-Mn é a fase

orgânica contendo o íon Mn.

Deve ser usada uma quantidade suficiente de extrator orgânico para formar complexos com

ambos M1 e M2. No caso da recuperação do ouro, o uso de extratores aniônicos fortemente

básicos de sais de amina quaternária permite atingir valores de mais de 90% na extração

de ouro do metal inicialmente presente na solução cianídica alcalina.

Resultados experimentais demonstram que a maior recuperação é conseguida quando se

usa agitação magnética da solução, quando trabalha-se a temperaturas elevadas e permite-

se o contato solução orgânica de ouro + agente redutor por mais tempo; o mesmo ocorre

quando se trabalha com concentrações maiores de soluções áuricas.

A técnica de stripping galvânico para a recuperação de metais de extratores orgânicos

hidrometalúrgicos comerciais típicos ainda está em fase inicial de estudo tecnológico, mas

mostra-se como uma grande porta para a indústria de processamento mineral.

2.3) Os Metais do Bloco p[1]

Pode-se dizer que, ao contrário dos elementos no bloco d, os metais mais pesados do bloco p

favorecem os estados de oxidação mais baixos.

Nos metais do grupo 13, Tl, In, Ga e Al, o estado máximo de oxidação é facilmente atingido

pelo Gálio Ga(III), mas não pelo Tálio, Tl(III). O último favorece o estado de oxidação +1. Essa

tendência a favorecer um estado de oxidação 2 unidades menor do que o do resto do grupo

também ocorre nos grupos 14 e 15, e é um exemplo do efeito do par inerte. O efeito do par

inerte é atribuído às baixas entalpias de ligação M – X para os elementos pesados do bloco p,



e o fato de que eles requerem menos energia para oxidar um elemento a

um baixo EOx do que a um alto EOx. Essa energia deve ser fornecida por

ligações iônicas ou covalentes, de modo que, se a ligação com um

elemento em particular é fraca, um estado de oxidação maior pode ser

inacessível.

Os estados de oxidação mais comumente encontrados para os três

elementos mais pesados nesses grupos são: Tl(I), Pb(II) e Bi(III). Os

compostos contendo esses elementos nos estados de oxidação de seus

grupos, Tl(III), Pb(IV) e Bi(V) são facilmente reduzidos.

OcorrênciaAs abundâncias dos metais do bloco p na crosta terrestre variam largamente, desde o alumínio

– terceiro elemento mais abundante (ficando atrás apenas do oxigênio e do silício) – ao

bismuto, que é o elemento mais pesado com apenas um isótopo estável. O gálio, que é mais

abundante que o lítio, boro, chumbo, e muitos outros elementos familiares, é um elemento

bastante caro porque encontra-se disperso em minerais de alumínio e de ferro. É difícil de

recuperá-lo porque as propriedades químicas do Ga(III), Al(III) e Fe(III), são similares, devido à

similaridade de seus raios e de suas propriedades ácido-base.

Fig 7: Abundância dos elementos do bloco p. Gráfico

grupo x período x abundância (em escala logarítmica).

Os elementos menos abundantes aqui são o tálio e o bismuto. A ocorrência neste grupo de

três elementos do sexto período está em harmonia com as observações gerais de energias de

ligações nucleares mais baixas com o aumento do número atômico. O chumbo não segue essa

tendência, e é mais abundante que os lantanídeos e o germânio. Assim como mercúrio e

cádmio, o chumbo é ambientalmente perigoso, por ser altamente tóxico. Infelizmente, chumbo,

mercúrio e cádmio são unicamente adequados e utilizados em uma variedade de produtos,

como pilhas e interruptores.



Apesar de o alumínio ser o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre, a maioria

dele está distribuída em argilas e minerais aluminossilicatos, que não são fontes

economicamente atrativas do metal. A rocha primaria do alumínio é a bauxita, um óxido

hidratado. O Gálio, que ocorre como traços na bauxita, é produzido como produto secundário

no refino do alumínio. Os elementos mais pesados, e quimicamente mais moles, do bloco p do

grupo 13 (índio e tálio), junto com germânio no grupo 14, são obtidos como produtos

secundários do refino dos minerais de sulfeto dos elementos mais abundantes. O bismuto é,

algumas vezes, obtido dos minerais bismitinita, BisS3, e bismita, Bi2O3, mas como os outros

elementos pesados do bloco p, esse metal é mais comumente recuperado a partir purificação

do cobre, zinco ou chumbo.

Grupo 13 – IIIAOs metais do grupo 12 têm um brilho semelhante ao da prata e variações erráticas nos pontos

de fusão, descendo em um grupo: Al (660 °C), Ga (30 °C), In (157 °C) e Tl (303 °C). O baixo

ponto de fusão do gálio é refletido na estrutura incomum do metal, que contém unidades de

Ga2 que persistem ao derreterem. Gálio, Índio e tálio são todos metais mecanicamente moles.

Fig. 8: Pontos de fusão dos elementos do grupo 13

O Estado de Oxidação do Grupo: (+3)

Apesar de a reação direta do alumínio ou do gálio com halogênios levarem a formação de

haletos, ambos metais também reagem com HCl ou HBr gasosos, e este costuma ser um

caminho mais conveniente para a produção dos haletos:

2Al(s) + 6HCl(g) 2AlCl3(s) + 3H2(g)

Os haletos de ambos elementos são comercialmente disponíveis, mas é comum sintetizá-los

em laboratório quando se requer um produto livre de hidrólises. Haletos de Ga(I) e Ga(II), como

GaCl e GaCl2, podem ser preparados por uma reação de comproporcionamento, na qual o

haleto de gálio (III) é aquecido com o gálio metálico:

2GaX3 + Ga + Δ 3GaX2; X = Cl, Br ou I; mas não F.



Como o ânion fluoreto, F – , é muito pequeno, os fluoretos AlF3 e GaF3 são sólidos duros que

têm pontos de fusão e entalpias de sublimação muito maiores do que os outros haletos. Suas

altas entalpias reticulares também resultam nas suas limitadas solubilidades na maioria dos

solventes, e eles não se comportam como ácidos de Lewis com

simples moléculas doadoras. Em contraste, os haletos mais pesados

são solúveis numa variedade de solventes polares e são excelentes

ácidos de Lewis. Entretanto, apesar de suas baixas reatividades

contra a maioria dos doadores, o AlF3 e o GaF3 formam sais do tipo

Na3AlF6 e Na3GaF6, que contêm íons complexos octaédricos [MF6]3-

(mostrado na figura ao lado).

Mantendo a tendência geral acerca de altos números de coordenação para elementos do bloco

p mais pesados, os haletos de alumínio e seus congêneres podem se ligar a mais de uma

base de Lewis e se tornarem hipervalentes:

AlCl3 + N(CH3)3 Cl3AlN(CH3)3

Cl3AlN(CH3)3 + N(CH3)3 Cl3Al[N(CH3)3]2

A forma estável do Al2O3, -alumina, é um material muito duro e refratário. Na sua forma

mineral é conhecida como coríndon, e como pedra, é a safira. O azul do último surge de uma

transição de transferência de carga das impurezas iônicas Fe2+ ao Ti4+. A estrutura da -

alumina e da gália, Ga2O3, consiste de um arranjo hcp (hexagonal close packed) dos íons O2-

com os íons metálicos ocupando dois terços dos buracos octaédricos num arranjo ordenado. O

Rubi é uma -alumina na qual uma pouca porcentagem do Al3+ é substituída por Cr3+. O Cr(III)

é vermelho ao invés do violeta característico do [Cr(OH2)6]3+, ou do verde do Cr2O3, porque

quando o Cr(III) substitui o pequeno íon Al3+, os ligantes O são comprimidos sobre o Cr(III).

Essa compressão aumenta o parâmetro do campo ligante, Δo, e muda as bandas d-d spin-

permitidas.

A desidratação do hidróxido de alumínio a temperaturas abaixo de 900 °C leva à formação da

- alumina, uma forma policristalina metaestável, com uma grande área superficial. Devido, em

parte, à sua superfície ácida e seus sítios básicos, esse material é utilizado como fase

estacionária em cromatografia e como um catalisador.

Estanho e Chumbo

Soluções aquosas e não-aquosas de sais de estanho(II) são agentes redutores moderados,

bastante úteis, mas devem ser armazenados sob atmosfera inerte, pois a oxidação pelo

oxigênio atmosférico é espontânea e rápida:



Sn2+(aq) + ½O2(g) + 2H+

(aq) Sn4+(aq) + H2O(l) E° = +1,08 V

Os di-haletos e tetra-haletos são ambos bem conhecidos. O tetracloreto, brometo e iodeto são

compostos moleculares; mas o tetrafluoreto tem uma estrutura consistente com um sólido

iônico, porque o pequeno íon fluoreto permite uma estrutura hexacoordenada.

Tanto o estanho(IV) quanto o estanho(II) formam uma variedade de

complexos. Assim, SnCl4 forma íons complexos como [SnCl5]- e [SnCl6]2- em

soluções ácidas. Em soluções não-aquosas, uma variedade de doadores

interagem com o moderadamente ácido SnCl4, para formar complexos.

Em soluções aquosas e não aquosas, o SnCl2 forma tri-halo complexos, como o [SnCl3]-, onde

a estrutura piramidal indica a presença de um par isolado estereoquimicamente ativo.

Os óxidos de chumbo são bastante interessantes dos pontos de vista fundamentais e

tecnológicos. Na forma vermelha do PbO, os íons Pb(II) são tetracoordenados, mas os íons

O2- ao redor do Pb(II) estão em um quadrado (estrutura piramidal de base quadrada). A

estrutura pode ser racionalizada pela presença de um par isolado estereoquimicamente ativo

no átomo metálico.

Bismuto

As propriedades químicas do bismuto ilustram bem o efeito do par inerte. O bismuto perde

todos os seus cinco elétrons de valência com grande dificuldade, e a maioria de suas

propriedades químicas se relacionam ao estado +3. O Bi(III) pode ser considerado como a

fronteira entre o mole e o duro. Uma indicação dessa classificação é a insolubilidade de ambos

Bi(OH)3 e Bi2S3. Os potenciais padrão para o bismuto em soluções ácidas ilustram o forte

caráter oxidante do estado de oxidação +5 e o caráter moderadamente eletropositivo do

elemento:

Bi3+(aq) + 3 e Bi(s) E° = +0,32V

Bi5+(aq) + 2 e Bi3+

(aq) E° ≈ +2 V

O Bismuto (V) é preparado pelo aquecimento de Bi2O3 com peróxido de sódio:



Bi2O3(s) + 2 Na2O2(s) 2 NaBiO3(s) + Na2O(s)

Quando o bismutato de sódio é dissolvido em uma solução aquosa de um ácido não-

coordenante, como o HClO4, uma espécie metaestável fracamente caracterizável de Bi(V) é

produzida.

A química da coordenação do Bi(III) reflete a afinidade fronteira por ligantes moles e duros, e a

tendência à coordenações distorcidas. Estruturas distorcidas são atribuídas ao par isolado

estereoquimicamente ativo.

..Gálio: Marcando presença na física de partículas..[8][9]

O Gálio foi descoberto em 1875 pelo químico francês Paul Émile (François) Lecoq de

Boisbaudran (1838-1912). O exame espectroscópico de concentrados de uma pedra

Pyrenesa revelaram linhas de emissão cujas posições correspondiam àquelas preditas para

o eka-alumínio, um elemento faltante entre o alumínio e o índio na Tabela Periódica dos

elementos de Mendeleyev. Lecoq de Boisbaudran subsequentemente preparou esse novo

elemento através da eletrólise de soluções cáusticas e observou algumas de suas

propriedades. Ele anunciou a descoberta em seu artigo "Caractères chimiques et

spectroscopiques d'un nouveau métal, le gallium, découvert dans une blende de la mine de

Pierrefitte, vallée d'Argelès (Pyrénées)" em 1875. Ele escolheu o nome em homenagem à

sua pátria, França que, até então, era conhecida por Gália.

O gálio, assim como mercúrio, césio e rubídio, pode ser líquido a temperaturas próximas à

temperatura ambiente (PF = 28,7 °C); o que torna possível seu uso em termômetros de

altas temperaturas. Ele possui uma das maiores faixas líquidas dos metais, e possui baixa

pressão de vapor mesmo a altas temperaturas. Ultra puro, o gálio tem uma aparência

prateada, e o metal sólido exibe uma fenda concoidal semelhante ao vidro. O metal se

expande ao solidificar-se e, portanto, não deve ser guardado em recipientes de vidro ou

metal, já que eles podem quebrar quando o gálio se solidificar.

O Arseneto de gálio é capaz de converter eletricidade diretamente em luz coerente. É um

componente chave dos LEDs (light emitting diodes).



Gálio como peça chave dos Diodos de Emissão de Luz, LEDsLEDs são extremamente eficientes na conversão de eletricidade em luz. Esse fenômeno

resulta de propriedades intrínsecas ou inerentes dos semicondutores dos quais eles são

feitos. Semicondutores representam uma importante classe de materiais caracterizados por

duas bandas de energia: a banda de valência e a banda de condução. Em um semicondutor

intrínseco, sob condições normais, a banda de valência - situada em um menor estado de

energia - encontra-se preenchida com um grande número de elétrons, enquanto a banda de

condução, a níveis maiores de energia, está praticamente vazia. A condutividade elétrica é

atribuída ao transporte de elétrons na banda condutora, e pode ser mudada se ela for

dopada com impurezas atômicas apropriadas. Os elétrons contidos na banda de condução

são não apenas se movimentam nela, mas podem também cruzar o bandgap e atingir a

banda de valência. Nos semicondutores de bandgap direto, onde os mínimos da banda de

valência e da banda de condução ocorrem no mesmo valor de momento, normalmente zero,

essa transição é radiativa, ou seja, resulta na emissão de fótons.

Um LED, em sua forma mais simples, é produzido fazendo-se crescer um material

semicondutor do tipo n em um do tipo p ou vice-versa.

Novos LEDs azuis brilhantes e azuis esverdeados, baseados na heteroconjunção dupla

InGaN/AlGaN estão sendo utilizados em industrias automotivas no Japão, como a Toyota.

O “EXPerimento GÁLio”: um experimento radioquímico para detectar neutrinos pp

solares. - GALLEX

Um alvo especial das pesquisas astrofísicas do século XX foi o sol. Entender a estrutura e os

processos dentro do sol é mandatário para qualquer estudo sobre formação de estrelas, de

galáxias; ou de modelos cosmológicos. Como o sol é a estrela mais próxima, ele oferece

uma aproximação única para observação. De acordo com o modelo desenvolvido em 1938

por Hans Bethe (entre outros), a produção de energia dentro das estrelas e especialmente

dentro do sol se daria por processos de fusão nuclear de prótons. Junto com um modelo da

estrutura e das condições internas do sol, essa reação em cadeia prevê um enorme fluxo de

neutrinos, cerca de 100 bilhões por segundo através de uma cabeça de alfinete (!!),

espalhados com uma grande variância de energia (0,1 - 15 MeV).

Até o ano de 1990 não havia observação da reação inicial na cadeia de fusão nuclear. Isso

mudou com a instalação dos Experimentos "Gálio". O Gálio como alvo, permite interação

com neutrinos através da seguinte reação:

νe + 71Ga → 71Ge + e–.



A energia dessa reação é 233 keV; baixa o suficiente para detectar também neutrinos da

reação de fusão protônica inicial. O processo experimental consiste de 30 toneladas de gálio

natural em 100 toneladas de uma solução aquosa de cloreto de gálio. O 71Ge é

quimicamente extraído da solução alvo, convertido a 71GeH4, e o decaimento radioativo é

detectado com pequenos contadores de proporção.

O Gallex detectou neutrinos(e) da ordem de magnitude prevista pelo modelo solar padrão.

Essa foi a primeira observação dos neutrinos solares e, então, uma confirmação importante

do processo de fusão nuclear dentro do sol.

O tanque alvo do Gallex e o contador de decaimento situam-se em um laboratório

subterrâneo na Itália, para pesquisas astrofísicas (LNGS - Laboratori Nazionali del Gran

Sasso). A camada de rochas protege o detector de radiações cósmicas interferentes.

Mapa virtual do LNGS, situado abaixo das montanhas de

Gran Sasso; Fica a cerca de 600m abaixo do solo.

3. ConclusãoOs metais constituem a maior parte dos elementos existentes e, por isso, têm larga

aplicabilidade no mundo cotidiano, desde de funções das mais simples até as mais complexas

(como a mostrada para o gálio no box anterior). Dos 111 elementos até agora descobertos,

apenas 23 não são metais. Apesar de formarem um grande grupo, os elementos metálicos têm

algumas propriedades em comum, como:

- Aparência brilhante;

- Apresentarem-se no estado sólido à temperatura ambiente (ex. ao mercúrio);

- Altos pontos de fusão;

- Altas densidades;

- Raios atômicos grandes;

- Baixas energias de ionização;



- Baixas eletronegatividades;

- Normalmente, alta deformação;

- São maleáveis;

- São dúcteis;

- Funcionam como condutores térmicos e elétricos.

Como pôde ser observado ao longo desse trabalho, entretanto, os metais apresentam outras

características (como a reatividade contra determinados ligantes, ou a estabilidade relativa em

diferentes soluções) que variam bastante de um grupo a outro, e mesmo dentro de um único

grupo. Essas características relacionam-se, geralmente, com a própria estrutura eletrônica do

metal (ou do íon formado a partir dele) em questão.

4. Bibliografia[1] ATKINS, P.W.; SHRIVER, D.F.; LANGFORD, C.H. Inorganic Chemistry. 2ed. Oxford University Press: Oxford,

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