Especial Tabela periodica - Néon (Ne) (10)

O néon/neão^{Português europeu} (com predileção a néon em Portugal) ou neônio^{Português brasileiro} é um elemento químico de símbolo Ne, número atómico10 (10 prótons e 10 elétrons) com massa atómica 20 u. É um gás nobre incolor, praticamente inerte, presente em pequena quantidade no ar atmosférico, porém muito abundante no Universo, que proporciona um tom arroxeado característico à luz das lâmpadas fluorescentes nas quais o gás é empregado. A substância é obtida tecnicamente pela retificação do ar líquido. É também usado em tubos luminosos, em sinalização e em fins publicitários. Foi descoberto pelos químicos britânicos William Ramsay e Morris Travers em 1898.

Características principais

É o segundo gás nobre mais leve, apresentando um poder de refrigeração, por unidade de volume, 40 vezes maior que o do hélio líquido e três vezes maior que o do hidrogênio líquido. Na maioria das aplicações, o uso de néon líquido é mais econômico que o do hélio.

• Peso atómico: 20,183 uma
• Ponto de ebulição: 27.1 K (–246 °C)
• Ponto de fusão: 24,56 K (–248,6 °C)
• Densidade: 1,20 g/ml (1,204 g/cm³ a –246 °C)

[editar]Aplicações

Tubo de neon.

O tom roxo-alaranjado da luz emitida pelos tubos de néon é usado profusamente para a fabricação de indicadores publicitários. Também recebem a denominação de tubos de néon outros de cores distintas que, na realidade, contêm gases diferentes.

Outros usos do néon são:

• Indicadores de alta voltagem.
• Tubos de televisão.
• Junto com o hélio é empregado para a obtenção de um tipo de laser.
• O néon líquido é comercializado como refrigerante criogénico.

[editar]História

O néon (do grego néos = novo) foi descoberto em 1898 pelos químicos ingleses William Ramsay (1852-1916) e Morris Travers (1872-1961) em Londres.^[1] Foi descoberto quando Ramsay refrigerou uma amostra retirada da atmosfera até que se tornou um líquido, em seguida, o líquido foi aquecido e Ramsay capturou os gases quando era fervido. Os gases encontrados foram o criptônio, xenônio e o Neon.^[2] A cor vermelha brilhante, que é emitida pelo neon gasoso foi notado imediatamente, sendo que Travers escreveu mais tarde: "A chama da luz vermelha do tubo contou sua própria história".^[3]

A escassez do Neon impediu a sua aplicação imediata para iluminação ao longo das linhas dos tubos de Moore, que usavam nitrogênio e que eram comercializados no início dos anos 1900s. Depois de 1902, a companhia de Georges Claude's, Air Liquide, estava produzindo quantidades industriais de neon como um subproduto de seu negócio de liquefação do ar, e em dezembro de 1910 Claude demonstrou a moderna iluminação de neon baseada num tubo selado de neon. Em 1912, o sócio de Claude começou a vender tubos de descarga de neon como letreiros publicitários. Eles foram introduzidos nos Estados Unidos em 1923, quando dois grandes letreiros de neon foram comprados por uma concessionária de carros de Los Angeles. O brilho e a cor vermelha chamativa fizeram dos letreiros de neon algo completamente diferentes dos usados pelos competidores.^[4]

Neon desempenhou um papel importante na compreensão básica da natureza dos átomos em 1913, quando J. J. Thomson, como parte de sua pesquisa a respeito da composição dos raios anódicos, canalizou raios de íons de neon através de campos magnéticos e elétricos e mediu suas deflexões colocando uma placa fotográfica no seu trajeto. Thomson observou dois separados caminhos de luz na placa fotográfica, o que sugeria duas diferentes parábolas de deflexão. Thomson chegou à conclusão de que alguns dos átomos do gás neon eram de maior massa do que os outros. Embora isto não tenha sido entendido no tempo de Thomson, esta foi a primeira descoberta de isótopos de átomos estáveis. Isto foi realizado utilizando uma versão rústica de um instrumentos que agora se chama espectrômetro de massa.

[editar]Abundância e obtenção

Neon é abundante em uma escala universal, sendo o quinto elemento químico mais abundante por massa no Universo, atrás do hidrogênio, hélio, oxigênio, e carbono. Sua relativa raridade na Terra, como a do hélio, deve-se à sua relativa leveza, alta pressão de vapor a temperaturas muito baixas, e inércia química, todas propriedades que tendem o impedem de ficar preso no gás de condensação e nuvens de poeira, que resultou na formação de planetas sólido pequenos e quentes, como a Terra.

O néon se encontra usualmente na forma de gás monoatômico, tornando-o mais leve do que as moléculas de nitrogênio e oxigênio diatômico que formam a maior parte da atmosfera da Terra, um balão cheio de neon vai subir no ar, embora mais lentamente do que um balão de hélio.^[5]

A abundância em termos de massa no Universo é de cerca de 1 parte in 750 e no Sol e presumivelmente na nebulosa proto-solar, aproximadamente 1 parte em 600.

Neón é raro na Terra, encontrado na atmosfera terrestre a 1 parte em 65000 (15,4 ppm) considerando volume ou 1 parte em 83000 (12 ppm) considerando massa. Sendo obtido em escala industrial pela destilação fracionada do ar. O processo se baseia no resfriamento do ar e destilação do líquido criogênico resultante.^[6]

[editar]Compostos

Ainda que o neônio seja praticamente inerte, tem-se obtido um composto com flúor em laboratório. Não se sabe com certeza se este ou algum outro composto de néon diferente existe na natureza, porém algumas evidências sugerem que podem existir. Os ions Ne⁺, (NeAr)⁺, (NeH)⁺ e (HeNe⁺) têm sido observados em investigações espectrométricas de massa e ópticos. Entretanto, sabe-se que o néon forma um hidrato instável.

[editar]Isótopos

Existem três isótopos estáveis, Ne-20 (90,48%), Ne-21 (0,27%) e Ne-22 (9,25%). O Ne-21 e Ne-22 são obtidos principalmente por emissão neutrônica e desintegração α do Mg -24 e Mg-25, respectivamente, e suas variações são bem conhecidas. No caso do Ne-20 ainda existem dúvidas quanto ao mecanismo de formação. De maneira semelhante ao xénon, o néon das amostras de gases vulcânicos apresenta um enriquecimento de Ne-20 assim como Ne-21 cosmogénico. Igualmente têm-se encontrado quantidades elevadas de Ne-20 em diamantes, o que indica a provável existência de reservatórios de néon solar na Terra.

Especial Tabela periodica - Flúor (F) (9)

Flúor é um elemento químico, símbolo F, de número atômico 9 (9 prótons e 9 elétrons) de massa atómica 19 u, situado no grupo dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) da tabela periódica dos elementos.Em sua forma biatômica (F₂) e em CNTP, é um gás de coloração amarelo-pálido. É o mais eletronegativo e reativo de todos os elementos. Em sua forma ionizada (F^–) é extremamente perigoso, podendo ocasionar graves queimaduras químicas se em contato com tecidos vivos.Índice 

• 1 Características principais

• 2 História

• 3 Abundância e obtenção

• 4 Compostos

• 5 Odontologia

• 6 Precauções

• 7 Métodos análiticos

• 8 Ligações externas

• 9 Referências

Características principaisHistóriaAbundância e obtenção2F^- - 2e^- → F₂Compostos

• Utilizam-se numerosos compostos orgânicos nos quais foram substituídos formalmente átomos de hidrogênio por átomos de flúor. Existem distintas formas de obtê-los, uma das mais importantes é através de reações de substituição de outros halogênios:

CHCl₃ + 2HF → CHClF₂ + 2HCl

• Os CFCs foram empregados numa ampla variedade de aplicações, por exemplo, como refrigerantes, propelentes, agentes espumantes, isolantes, etc., porém, como contribuiam para a destruição da camada de ozônio foram sendo substituídos por outros compostos químicos, como os HCFs. Os HCFCs também são empregados como substitutos dos CFCs, porém também destroem a camada de ozônio a longo prazo.

• O politetrafluoroetileno (PTFE) é um polímero denominado teflon, de grande resistência química e baixo coeficiente de atrito.

• O ácido fluorídrico é uma solução aquosa de fluoreto de hidrogênio. É um ácido fraco, porém muito mais perigoso que ácidos fortes como o clorídrico. O ácido HF é utilizado para gravar vidros e para retirar sílica (areia) de aços especiais.

• O hexafluoreto de urânio, UF₆, é um gás a temperatura ambiente que se emprega para a separação dos isótopos de urânio.

• O flúor forma compostos com outros halogênios apresentando, nestes casos, estado de oxidação -1, por exemplo, IF₇, BrF₅, BrF₃, e ClF.

• A criolita natural, Na₃AlF₆, é um mineral que contém fluoretos. Se extraía na Groenlândia, porém atualmente está praticamente esgotada. Felizmente, pode-se obtê-la sinteticamente para ser empregada na obtenção de alumínio por eletrólise.

OdontologiaTenha algum cuidado ao ler as informações contidas nele. Se puder, tente tornar o artigo mais imparcial.

• 1,5mg/dia a 2,5mg/dia — Redução da cárie em até 70% com 20%–40% de fluorose muito leve e leve, em crianças de até 7 anos, sem nenhum efeito tóxico considerável. Sequer os pais conseguirão ver qualquer alteração no esmalte dentário. Essa quantidade corresponde ao consumo de água a níveis ótimos de flúor.

• 6,0mg/dia — Anulação de boa parte do efeito benéfico, com presença de problemas ósseos e neurológicos em algumas crianças mal-nutridas e fluorose leve, moderada e severa com sério comprometimento da estética. Muita gente resiste bem a essa porção^{[Carece de fontes]}.

• 10,0mg/dia a 20mg/dia — Quantidade tóxica. Algumas pessoas poderão ter problemas gástricos leves devido a formação do HF no estômago. Essa porção pode levar a moléstias ósseas como fluorose esquelética, artrite e fraturas de stress, associadas a distúrbios de aprendizagem em infantes. Corresponde a problemas reportados pelo UNICEF em comunidades indianas e chinesas. Está ligada a problemas relatados por pessoas vivendo próximo a fábricas de cerâmica e fertilizantes e consumidores de águas insalubres no Nordeste brasileiro. A água com mais de 1,5ppm deve ser tratada comadsorção, floculação, destilação ou osmose reversa.

• 200mg — Já foi relatado, nessa dosagem, morte por intoxicação de crianças mais sensíveis. Causa grande mal-estar gástrico devido a formação do ácido fluorídrico(HF) no estômago e consequente ferida na mucosa gástrica.

• 500mg–2g — Com 500mg, em um consumo único, causa parada cardíaca e morte em crianças e com doses a partir de 2g, de fluoreto de sódio, pode matar um adulto. Lavagem gástrica e consumo de água de cal (Ca(OH)2), hidróxido de magnésio, ou leite, podem diminuir a absorção da substância por parte do organismo. É fundamental que o paciente seja levado a um hospital para tratamento.

PrecauçõesMétodos análiticosEm CNTP, o flúor é um gás corrosivo de coloração amarelo-pálido, fortemente oxidante. É o elemento mais eletronegativo e o mais reativo dos ametais e forma compostos com praticamente todos os demais elementos, incluindo os gases nobres xenônio e radônio. Inclusive em ausência de luz e baixas temperaturas reage explosivamente com o hidrogênio. Jatos de flúor no estado gasoso atacam o vidro, metais, água e outras substâncias, que reagem formando uma chama brilhante. O flúor sempre se encontra combinado na natureza e tem afinidade por muitos elementos, especialmente o silício, não podendo ser guardado em recipientes de vidro.Em solução aquosa de seus sais, o flúor apresenta-se normalmente na forma de íons fluoretos, F^–. Outras formas são complexos de flúor como o [FeF₄]^–, ou o H₂F⁺.Os fluoretos são compostos nas quais os íons fluoretos estão ligados a algum resto químico de carga positiva.O flúor não é considerado um elemento mineral essencial para o ser humano^[1]. Pequenas quantidades de flúor podem beneficiar o fortalecimento ósseo, mas sua falta é um problema apenas na formulação de dietas artificiais.O flúor (do latim fluere = "fluir") formando parte do mineral fluorita, CaF₂, foi descrito em 1529 por Georgius Agricola por seu uso como fundente, empregado para reduzir os pontos de fusão de metais ou minerais. Em 1670 Heinrich Schwanhard observou que era possível gravar o vidro quando exposto a fluorita que havia sido tratada com ácido. Posteriormente, Carl Wilhelm Scheele, Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier e Louis Thenard, realizaram experimentos com o ácido fluorídrico. Alguns destes experimentos acabaram em tragédia. O flúor foi descoberto em 1771 por Carl Wilhelm Scheele; entretanto, devido à sua elevada reatividade, não se conseguiu isolá-lo porque, quando separado de algum composto, imediatamente reagia com outras substâncias. Finalmente, em 1886, foi isolado pelo químico francês Henri Moissan.A primeira produção comercial do flúor foi para a bomba atômica do Projeto Manhattan, para a obtenção do hexafluoreto de urânio, UF₆, usado para a separação de isótopos de urânio.O flúor é o halogênio mais abundante da crosta terrestre, com uma concentração de 950 ppm. Na água do mar se encontra numa proporção de aproximadamente 1,3 ppm. Os minerais mais importantes no qual está presente são a fluorita, CaF₂, a fluorapatita, Ca₅(PO₄)₃F e a criolita, Na₃AlF₆.Obtém-se pela eletrólise de uma mistura de HF e KF. No processo ocorre a oxidação dos fluoretos, no anodo:No catodo descarrega-se o hidrogênio, sendo necessário evitar que os dois gases obtidos entrem em contato para que não haja o risco de explosão.O flúor também é um subproduto efluente da produção do alumínio.Este artigo ou secção possui passagens que não respeitam o princípio da imparcialidade.O flúor está presente em mamíferos na forma de fluoretos. E, embora sua essencialidade não tenha sido comprovada inequivocamente (WHO, 2002 — Guidelines Para Qualidade da água), trata-se alegadamente de uma substância essencial, que deve ser utilizada com sabedoria, por ser muito reativa e tóxica, para que todos possam gozar de seus benefícios e fazer jus ao ditado "Só a dose faz o veneno". É preciso lembrar que na dose certa, nem arsênico é venenoso, existindo aplicações medicinais também para ele.Quando em pequenas quantidades se acumula nos ossos e dentes dando-lhes uma maior resistência, (embora algum efeito benéfico sobre os ossos não tenha sido bem comprovado). São acrescentados fluoretos em médias quantidades nos cremes dentais (1000ppm–1500ppm),que não devem ser engolidos, e em baixa quantidade em águas de consumo para evitar o surgimento de cáries, (0,6ppm–1,0ppm). Entretanto a fluoretação da Água potável é motivo de controvérsias entre muitos cientistas, políticos e ativistas, pois o Flúor é considerado medicamento pela Organização Mundial da Saúde (OMS), que endossa sua adição na água, leite ou sal como forma eficaz de combater a cárie. Sua eficácia não pode ser comprovada por falta de grupos de controle. Esta é uma doença pandêmica. Difícil é encontrar no mundo moderno, algum indivíduo que não a tenha.No Brasil, há leis de fluoretação de águas públicas que foram recentemente contestadas por políticos e outros profissionais contrários a esse tratamento de massa da população, no senado e câmara, considerado antiético, segundo seus valores, ao tempo em que foram festejadas por organizações médicas e comunidades científicas. Há questões éticas a respeito dessa medicação em massa sem prescrição médica. Pessoas com algum grau de autismo são prejudicadas pela fluoretação obrigatória uma vez que não há alternativas de abastecimento sem flúor, inclusive de alimentos, e este é depressor do sistema nervoso central.Seja como for, a fluoretação tem eficácia de até 60% nas redução das cáries^{[Carece de fontes]}. E embora esse índice dificilmente chegue a 30% atualmente, devido ao uso disseminado de outras fontes de flúor, é muito importante que seja discutida com a população essa importante medida de saúde, visando beneficiá-la com níveis ótimos da paradoxal substância ao tempo em que se respeite a ética emsaúde pública evitando assim problemas como A Revolta da Vacina de 1906. É muito importante o total controle sobre a dosagem depositada na água, sal e leite por parte de químicos, técnicos e engenheiros. A OMS também recomenda que seja feita a pesquisa das fontes de flúor extra-água, para saber se as pessoas já estão sendo expostas aos níveis adequados do elemento no ar e comida. Infelizmente essa atitude é pouco praticada no Brasil. É tarefa de odontólogos, autoridades públicas e cientistas garantir que o uso excessivo da substância valha punição severa para seus praticantes (indústria, técnicos das estações de tratamento da água, etc.), e que as margens corretas sejam usadas, a fim de se reduzir a doença cárie com o mínimo de efeitos colaterais bem como garantir tratamento para vítimas de fluorose com aspecto antiestético (relativamente rara^{[Carece de fontes]}).Vale lembrar que muitas águas têm fluoretos naturais, a maioria das águas minerais, por sinal. Em chás e peixes ele existe em grande abundância, o que poderia justificar a boa qualidade dental de indígenas e orientais juntamente com um menor consumo de açúcares refinados. Assim, a fluoretação não se mostra tão eficiente e necessária quanto se propagandeia.O Flúor, advindo da fluoretação artificial, é absorvido quase completamente pelo organismo humano, enquanto a sua versão encontrada em chás, peixes e determinados vegetais, tem absorção de apenas 25%. A maior parte dele se deposita nas partes sólidas do organismo mamífero, o tecido ósseo, enquanto uma pequena porção singra para os dentes. Fluoretos orgânicos talvez sejam nutrientes essenciais, mas essa possibilidade ainda não foi provada inequivocamente, embora um ser humano normal tenha em média 500ppm/F nos ossos do corpo.Uma intoxicação por Flúor é conhecida como Fluorose (dentária), e se manifesta com um aspecto quebradiço e cromaticamente disforme dos dentes,(mosqueamento). Geralmente acontece quando do consumo de grandes quantidades de águas naturalmente fluoretadas, por parte de crianças, e em alimentos processados com estas águas, é importante que com a fluoretação seja feito o combate adesnutrição, para que bem suplementada de cálcio e iodo a criança não sofra de má mineralização com cristais defeituosos de Fluorita (CaF2) e problemas da tireóide. É importante também que a substância usada tenha boa procedência e como fim a saúde pública. A lista dos efeitos pode ser resumida assim, para o consumo de compostos do flúor.A fluoretação foi considerada uma das melhores políticas de saúde pública pelo CDC nos Estados Unidos, (ainda que sob muitas críticas de cientistas contrários). Entretanto, se não houver um programa de combate à desnutrição, como há naquele país, o flúor pode não beneficiar as crianças com deficiência de cálcio, proteínas e antioxidantes. É fundamental que expandindo-se tal prática, nutra-se as crianças carentes, para termos um efeito totalmente benéfico e com grande sucesso.O flúor e o HF devem ser manuseados com grande cuidado, devendo-se evitar totalmente qualquer contato com a pele ou com os olhos. Também não podem ser armazenados em recipientes de vidro pois corroem.Tanto o flúor como os íons fluoretos são altamente tóxicos. O flúor apresenta um odor acre característico, sendo detectável em concentrações tão baixas como 0,02 ppm, abaixo dos limites de exposição recomendados.Segundo o Standards Methodos for Water and Wasterwater, 20º edição, as maneiras mais usadas para se determinar fluor são por colorimetria, via SPADNS, e por ion seletivo. Como explicado acima é muito importante controlar os níveis de flúor, tanto na água potável quanto nos efluentes. Segundo a portaria 518 MS o nível máximo permitido para o flúor na água potável é 1,5 mg/L.

Especial Tabela periodica - Oxigênio (O) (8)

Muita gente confunde oxigênio e ar e isso não é por acaso, uma vez que, um dos constituintes do ar atmosférico é o oxigênio. O ar atmosférico é uma mistura gasosa e homogênea, que possui como principais constituintes: o nitrogênio, N2 (75%); oxigênio, O2 (20%), gás carbônico, CO2 (4%); outros gases (1%).

E oxigênio, o que é?

O oxigênio é um elemento representativo e ametal, que se encontra no 16º grupo da Tabela Periódica, que também é chamado de família dos calcogêneos. Ele é o primeiro elemento deste grupo, possui número atômico igual igual a 8, massa molar 16,00 g/mol e símbolo químico, "O".

O oxigênio é conhecido e utilizado desde muito tempo, uma vez que é de grande importância para a vida, seja na forma de compostos como a água, H2O, ou gás oxigênio, O2.

No entanto, a "descoberta" do oxigênio só ocorreu no século XVIII. Geralmente, a descoberta deste elemento é atribuída a Joseph Priestley, em 1774, no entanto, há muitas controvérsia no assunto, pois Antoine Lavoisier, também obteve o gás que Priestley inicialmente obteve a partir do óxido de mercúrio, que por sua vez, obtido da calcinação do metal. O fato é que Priestley não sabia, de início, que havia descoberto o oxigênio, ele acreditava que havia obtido o óxido nitroso. E foi Lavoisier que mostrou que o gás produzido no tratamento do óxido de mercúrio com ácido nítrico seguido da decomposição do nitrato por calor, era oxigênio.

O seu nome foi dado por Lavoisier, chamando-o de princípio acidificante, ou do grego, principe oxygine.

Em 1772, Carl Scheele, de forma independente, analisando o ar atmosférico, observou que o oxigênio era uma de suas partes, no entanto, ele não divulgou seus resultados.

Ocorrência

O oxigênio ocorre livre na natureza, na forma de gás oxigênio (O2) e gás ozônio (O3). Em compostos, ele ocorre na forma de água (H2O) e combinado com diversos outros elementos, formando compostos, tais como: óxidos, carbonatos, nitratos, proteínas, carboidratos, entre tantos outros.

Aplicações

O gás oxigênio é muito importante na respiração de muitos seres vivos, além de ser usado como comburente. Já o ozônio tem grande importância na chamada camada de ozônio, responsável por "filtrar" (absorver) os raios ultravioletas provenientes do Sol. Ele também é usado como desinfetante e em reações orgânicas. Outros compostos que possuem oxigênio em suas estruturas possuem aplicações diversas, dependendo principalmente da presença de outros elementos.

De acordo com Duckworth, que obteve esta informação de um velho livro de química de Klaproth, os chineses do século XIII já conheciam a composição da água e, até certo grau, a natureza da atmosfera. Sabiam que o ar era constituído por mais do que um componente e que o elemento activo, agora chamado oxigénio, se unia com muitos metais, com enxofre e com o carbono, mas não com o ouro. Segundo eles, o oxigénio podia ser preparado aquecendo salitre (nitrato de potássio) e certos minerais, um dos quais era provavelmente a pirolusite (dióxido de manganésio). Além disso, também reconheceram que o oxigénio era um dos constituintes da água.

História

De acordo com Duckworth, que obteve esta informação de um velho livro de química de Klaproth, os chineses do século XIII já conheciam a composição da água e, até certo grau, a natureza da atmosfera. Sabiam que o ar era constituído por mais do que um componente e que o elemento activo, agora chamado oxigénio, se unia com muitos metais, com enxofre e com o carbono, mas não com o ouro. Segundo eles, o oxigénio podia ser preparado aquecendo salitre (nitrato de potássio) e certos minerais, um dos quais era provavelmente a pirolusite (dióxido de manganésio). Além disso, também reconheceram que o oxigénio era um dos constituintes da água.

O papel do ar na combustão foi observado por Leonardo da Vinci (1452-1519) e em 1669 por Mayow, que afirmou que o spiritus nitro-aereus (oxigénio) causava o aumento de massa nos metais quando calcinados. Determinando o conteúdo de oxigénio no ar, conseguiu provar que ele era consumido durante as combustões e na respiração dos animais, concluindo correctamente que os dois processos eram análogos. Em 1678 o oxigénio foi produzido a partir de salitre por Borch; em 1731, da mesma substância por Hales; e em 1774 a partir do óxido de mercúrio por Bayen.

A 1 de Agosto de 1774, cerca de cinco meses depois da preparação do gás oxigénio por Bayen, Priestley obteve este gás focando raios de sol em óxido vermelho de mercúrio, utilizando para isso duas lentes, uma com 16 e a outra com 7 polegadas de diâmetro e distanciadas de 16 polegadas. O seu interesse surgiu quando introduziu inadvertidamente no gás uma vela acesa que ardeu com "uma chama extremamente vigorosa". Chamou à substância "ar deflogisticado", não reconhecendo porém a verdadeira composição do gás.

Entre 1771 e 1773, o químico sueco Scheele preparou oxigénio a partir de nitratos e por outros métodos, descobrindo muitas das suas propriedades, tal como a capacidade de se combinar com os metais e com o fósforo. Os seus resultados, no entanto, apenas foram publicados em 1777.

Contudo, nem Priestley nem Scheele foram capazes de conhecer a verdadeira natureza deste elemento, exprimindo as suas teorias com base na quase doutrina dogmática do flogisto. Este trabalho estava designado para Lavoisier. O grande químico francês estudava a combustão e a respiração. Interessou-se pelo oxigénio e conseguiu reconhecer e interpretar o papel do oxigénio nos processos de calcinação, de combustão e de respiração. Lavoisier foi bem sucedido ao descrever o oxigénio pois, ao contrário dos seus contemporâneos, baseou-se apenas em factos experimentais, estabelecendo a ciência, pela primeira vez, numa base puramente quantitativa. Esta foi a sua grande contribuição para a química e por isso é muitas vezes referido como o pai da Química moderna.

De acordo com as suas observações, alguns elementos como o enxofre e o fósforo ardem no seio do oxigénio formando compostos que na altura eram considerados ácidos. Assim concluiu, embora incorrectamente, que o oxigénio era o constituinte fundamental de todos os ácidos e baptizou-o com o seu nome actual, que em grego significa "produtor de ácidos".

Ocorrência

O oxigénio aparece como substância elementar em duas variedades alotrópicas: o oxigénio natural (segundo constituinte do ar) e o ozono. Forma também uma grande variedade de compostos e, no estado combinado, é o elemento mais abundante da crusta terrestre (sob a forma de sílica e de silicatos) e dos oceanos (sob a forma de água).

Merece referência a reacção do oxigénio com alguns complexos de metais de transição que actuam como transportadores daquela substância, i.e., captam e cedem O2 de forma reversível. Alguns destes complexos constituem grupos prostéticos de proteínas indispensáveis ao processo metabólico da respiração; é o caso da hemoglobina, existente nos glóbulos vermelhos, e de certas hemociaminas que são transportadoras naturais de oxigénio.

Aplicações

O oxigénio utiliza-se principalmente nas indústrias metalomecânicas como comburente de maçaricos para soldagem e corte de materiais de ferro e aço; utiliza-se também na produção de gás de síntese, quer por oxidação do gás natural quer por redução do vapor de água pelo carbono. Utiliza-se ainda na produção de uma grande variedade de substâncias de interesse industrial, como o acetileno, a acroleína, o peróxido de hidrogénio (água oxigenada), o cloro (por oxidação do HCl), o óxido de etileno, o anidrido ftálico, o ozono, etc. Outras aplicações menos normais incluem a utilização do gás em garrafas para mergulhadores, em tendas hiperbáricas para fins terapêuticos e como comburente em motores de reacção.

Elemento

Nome: Oxigénio Número Atómico: 8 Símbolo Químico: O Configuração Electrónica: [He]2s22p4 Abundância: Terra: 4.74x105 ppm Sistema Solar: 6.92x108 (rel. a [H]=1x1012)

Fonte: www.quiprocura.net

Especial Tabela periodica - Nitrogénio (N) (7)

O azoto, nitrogénio ^{(português europeu)} ou nitrogênio ^{(português brasileiro)} é um elemento químico com símbolo N, número atómico 7 e número de massa14 (7 protões e 7 neutrões), representado no grupo (ou família) 15 (antigo VA) da tabela periódica^[1].

É o quinto elemento mais abundante no Universo^[2]. Nas condições ambientes (25 °C e 1 atm) é encontrado no estado gasoso, obrigatoriamente em sua forma molecular biatómica (N₂), formando cerca de 78% do volume do ar atmosférico^[3].

A mais importante aplicação comercial do nitrogénio é na obtenção do gás amoníaco pelo processo Haber.

Considera-se que foi descoberto formalmente por Daniel Rutherford em 1772 ao determinar algumas de suas propriedades. Entretanto, pela mesma época, também se dedicou ao seu estudo Scheele que o isolou.

História
Características principais
Aplicações

• A mais importante aplicação comercial do nitrogênio é na obtenção do gás amoníaco pelo processo Haber. O amoníaco é usado, posteriormente, para a fabricação de fertilizantes e ácido nítrico.

• É usado, devido a sua baixa reatividade, como atmosfera inertizada em tanques de armazenamento de óleos vegetais e animais.^[5] Também é usado em tanques de líquidos explosivos, durante a fabricação de componentes eletrônicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) e na fabricação do aço inoxidável.

• O nitrogênio líquido, obtido pela destilação do ar líquido, se usa em criogenia, já que na pressão atmosférica condensa a -196 °C.

• É usado como fator refrigerante, para o congelamento e transporte de alimentos, conservação de corpos e células reprodutivas sexuais, masculinas e femininas ou quaisquer outras amostras biológicas.

O nitrogênio como adubo
Abundância e obtenção
Compostos
Acções biológicas
Isótopos
Precauções

O nitrogênio (do latim nitrogenium e este do grego νίτρον = nitro, e -genio, da raiz grega γεν = gerar) considera-se que foi descoberto formalmente porDaniel Rutherford em 1772 ao determinar algumas de suas propriedades. Entretanto, pela mesma época, também se dedicaram ao seu estudo Scheeleque o isolou, Cavendish, e Priestley. O nitrogênio é um gás tão inerte que Lavoisier se referia a ele como azote, que é uma palavra francesa que significa "impróprio para manter a vida". Alguns anos depois, em 1790, foi chamado de nitrogénio, por Jean Antoine Chaptal, que significa “formador de salitre”.

Foi classificado entre os gases permanentes desde que Faraday não conseguiu torná-lo líquido a 50 atm e -110 °C. Mais tarde, em 1877, Pictet eCailletet conseguiram liquefazê-lo.

Alguns compostos de nitrogênio já eram conhecidos na Idade Média: os alquimistas chamavam de aqua fortis o ácido nítrico e aqua regia a mistura de ácido nítrico e clorídrico, conhecida pela sua capacidade de dissolver o ouro.

Ocorre como um gás inerte (N₂), não-metal, incolor, inodoro e insípido, constituindo cerca de 4/5 da composição do ar atmosférico, não participando dacombustão e nem da respiração. Como elemento (N) tem uma elevada eletronegatividade (3 na escala de Pauling) e 5 electrões no nível mais externo (camada de valência), comportando-se como ião trivalente na maioria dos compostos que forma. Condensa a aproximadamente 77 K (-196 °C) e solidifica a aproximadamente 63 K (-210 °C).

O nitrogénio é o principal componente da atmosfera terrestre. Este elemento chega ao solo através de compostos orgânicos (restos vegetais e animais) e/ou inorgânicos. Sua fixação pode ser biológica(simbiótica ou não) ou por descargas elétricas. No solo o N se encontra na forma orgânica ou inorgânica, podendo se mudar de forma (ou vice-versa) pelo fenômeno da mineralização ou imobilização.^[4]

Entre os sais do ácido nítrico estão incluídos importantes compostos como o nitrato de potássio (nitro ou salitre empregado na fabricação de pólvora) e onitrato de amônio como fertilizante.

Os compostos orgânicos de nitrogênio como a nitroglicerina e o Trinitrotolueno (TNT) são muito explosivos. A hidrazina e seus derivados são usados como combustível em foguetes.

Na medicina nuclear, o ¹³N (lê-se nitrogênio 13), radioactivo com emissão de positrão, é usado no exame PET.

Na indústria automobilística é utilizado para inflar pneus de alto desempenho.

O nitrogênio é o elemento que as plantas necessitam em maior quantidade. É um macronutriente primário ou nobre. No entanto, devido à multiplicidade de reações química e biológicas, à dependência das condições ambientais e ao seu efeito no rendimento das culturas, o nitrogênio é também o elemento que apresenta maiores dificuldades de manejo na produção agrícola mesmo em propriedades tecnicamente orientadas. As formas preferenciais de absorção de Nitrogênio pelas plantas são a amônia (NH4+) e o nitrato (NO3-). Compostos nitrogenados simples, como uréia e alguns aminoácidos, também podem ser absorvidos, mas são poucos encontrados na forma livre no solo.^[6]

Mas, apesar de ser o nutriente mais abundante da atmosfera terrestre, o N não figura como constituinte de qualquer rocha terrestre. Talvez, seja por este motivo ele é o elemento mais caro dos fertilizantes, pois, para sua formação são necessárias diversas reações químicas, as quais necessitam de muita energia. Tal afirmação e justificada pelo fato da difícil síntese e alto custo energético da formação do NH3.^[7]

As formas em que o N se apresenta nos adubo nitrogenados são: Nítricas (Ex. Nitrato de Cálcio), amoniacal (Ou ambas como e o caso do Nitrato de Amônia), orgânica e amídica (Uréia). A concentração de N nos adubos podem variar desde 82% na amônia anidra até alguns décimo de 1% nos adubos orgânicos.^[8]

O nitrogênio é o componente principal da atmosfera terrestre (78,1% em volume). É obtido, para usos industriais, pela destilação do ar líquido ou pelo enriquecimento através de filtros moleculares. O elemento está presente na composição de substâncias excretadas pelos animais, usualmente na forma de ureia e ácido úrico.

Tem-se observado compostos que contém nitrogênio no espaço exterior. O isótopo ¹⁴N se cria nos processos de fusão nuclear das estrelas.

Com o hidrogênio forma o amoníaco ( NH₃ ) e a hidrazina ( N₂H₄ ). O amoníaco líquido — anfótero como a água — atua como uma base em solução aquosa formando íons amônio ( NH₄⁺ ). O mesmo amoníaco comporta-se como um ácido em ausência de água, cedendo um próton a uma base, dando lugar ao ânion amida (NH₂^-). Também se conhece largas cadeias e compostos cíclicos de nitrogênio, porém, são muito instáveis.

Com o oxigênio forma vários óxidos como o óxido nitroso ( N₂O) ou gás hilariante, o óxido nítrico (NO) e o dióxido de nitrogênio ( NO₂ ), estes dois últimos são representados genericamente por NO_x e são produtos de processos de combustão, contribuindo para o aparecimento de contaminantes (smog fotoquímico). Outros óxidos são o trióxido de dinitrogênio ( N₂O₃ ) e o pentóxido de dinitrogênio (N₂O₅), ambos muito instáveis e explosivos, cujos respectivos ácidos são o ácido nitroso (HNO₂) e o ácido nítrico (HNO₃) que, por sua vez, formam os sais nitritos e nitratos.

O azoto é o componente essencial dos aminoácidos e dos ácidos nucleicos, vitais para os seres vivos. As leguminosas são capazes de desenvolver simbiose com certas bactérias do solo chamadas de rizóbios, estas bactérias absorvem o azoto directamente do ar, sendo este transformado em amoníaco que logo é absorvido pela planta. Na planta o amoníaco é reduzido a nitrito pela enzima nitrito redutase e logo em seguida é reduzido a nitrato pela enzima nitrato redutase. O nitrato é posteriormente utilizado pela planta para formar o grupo amino dos aminoácidos das proteínas que, finalmente, se incorporam àcadeia trófica. Um bom exemplo deste processo é observado na soja, sendo esta uma cultura que dispensa adubação nitrogenada. (veja: ciclo do nitrogênio).

Espectro de descarga do tubo de nitrogênio.

Há dois isótopos estáveis do azoto: ¹⁴N e ¹⁵N. O mais comum é o ¹⁴N, com uma abundância relativa de 99,634%, sendo o restante preenchido pelo ¹⁵N. No universo, o ¹⁴N é produzida pelo ciclo carbono-azoto das estrelas.

Dos dez isótopos artificiais do nitrogênio (sintetizados em laboratório), o ¹³N tem uma vida média de nove minutos enquanto que os demais isótopos, da ordem de segundos ou menos.

As reacções biológicas de nitrificação e desnitrificação contribuem, de maneira determinante, na dinâmica do azoto no solo, quase sempre produzindo um enriquecimento em ¹⁵N do substrato.

Os fertilizantes azotados são uma poderosa fonte de contaminação do solo e das águas. Os compostos que contêm iões cianeto formam sais extremadamente tóxicos e são mortais para numerosos animais, entre os quais os mamíferos.

Especial Tabela periodica - Carbono (C) (6)

O carbono (do latim carbo, carvão) é um elemento químico, símbolo C , número atômico 6 (6 prótons e 6 elétrons), massa atómica 12 u, sólido à temperatura ambiente.^[1] Dependendo das condições de formação, pode ser encontrado na natureza em diversas formas alotrópicas: carbono amorfo ecristalino, em forma de grafite ou ainda diamante. Pertence ao grupo (ou família) 14 (anteriormente chamada IVA).

É o pilar básico da química orgânica, se conhecem cerca de 10 milhões de compostos de carbono, e forma parte de todos os seres vivos.

Características principais

O carbono é um elemento notável por várias razões. Suas formas alotrópicas incluem, surpreendentemente, uma das substâncias mais frágeis e baratas (o grafite) e uma das mais rígidas e caras (o diamante). Mais ainda: apresenta uma grande afinidade para combinar-se quimicamente com outros átomos pequenos, incluindo átomos de carbono que podem formar largas cadeias. O seu pequeno raio atómico permite-lhe formar cadeias múltiplas; assim, com o oxigênio forma o dióxido de carbono, vital para o crescimento das plantas (ver ciclo do carbono); com o hidrogênio forma numerosos compostos denominados, genericamente, hidrocarbonetos, essenciais para a indústria e o transporte na forma de combustíveis derivados de petróleo e gás natural. Combinado com ambos forma uma grande variedade de compostos como, por exemplo, os ácidos graxos, essenciais para a vida, e os ésteres que dãosabor às frutas. Além disso, fornece, através do ciclo carbono-nitrogênio, parte da energia produzida pelo Sol e outras estrelas.

Estados alotrópicos

São conhecidas quatro formas alotrópicas do carbono^[2], além da amorfa: grafite, diamante, fulerenos e nanotubos. Em 22 de março de 2004 se anunciou a descoberta de uma quinta forma alotrópica: (nanoespumas) [1]. A forma amorfa é essencialmente grafite, porque não chega a adotar uma estrutura cristalina macroscópica. Esta é a forma presente na maioria dos carvões e na fuligem.

À pressão normal, o carbono adota a forma de grafite estando cada átomo unido a outros três em um plano composto de células hexagonais; neste estado, 3 elétrons se encontram em orbitais híbridos planos sp² e o quarto em um orbital p.

As duas formas de grafite conhecidas, alfa (hexagonal) e beta (romboédrica), apresentam propriedades físicas idênticas. Os grafites naturais contêm mais de 30% de forma beta, enquanto o grafite sintético contém unicamente a forma alfa. A forma alfa pode transformar-se em beta através de procedimentos mecânicos, e esta recristalizar-se na forma alfa por aquecimento acima de 1000 °C.

Estruturas alotrópicas do diamante e grafite.

Fulereno-C60.

Devido ao deslocamento dos elétrons do orbital pi, o grafite é condutor de eletricidade, propriedade que permite seu uso em processos de eletrólise. O material é frágil e as diferentes camadas, separadas por átomos intercalados, se encontram unidas por forças de Van der Waals, sendo relativamente fácil que umas deslizem sobre as outras.

Sob pressões elevadas, o carbono adota a forma de diamante, na qual cada átomo está unido a outros quatro átomos de carbono, encontrando-se os 4 elétrons em orbitais sp³, como nos hidrocarbonetos. O diamante apresenta a mesma estrutura cúbica que o silício e o germânio, e devido à resistência da ligação química carbono-carbono, é junto com o nitreto de boro (BN) a substância mais dura conhecida. A transformação em grafite na temperatura ambiente é tão lenta que é indetectável. Sob certas condições, o carbono cristaliza como lonsdaleíta, uma forma similar ao diamante, porém hexagonal, encontrado nos meteoros.

O orbital híbrido sp¹, que forma ligações covalentes, só é de interesse na química, manifestando-se em alguns compostos como, por exemplo, o acetileno.

Os fulerenos têm uma estrutura similar à do grafite, porém o empacotamento hexagonal se combina com pentágonos (e, possivelmente, heptágonos), o que curva os planos e permite o aparecimento de estruturas de forma esférica, elipsoidal ecilíndrica. São constituídos por 60 átomos de carbono apresentando uma estrutura tridimensional similar a uma bola de futebol. As propriedades dos fulerenos não foram determinadas por completo, continuando a serem investigadas.

A esta família pertencem também os nanotubos de carbono, de forma cilíndrica, rematados em seus extremos por hemiesferas (fulerenos). Constituem um dos primeiros produtos industriais da nanotecnologia. Investiga-se sua aplicabilidade em fios de nanocircuitos e em eletrônica molecular, já que, por ser derivado do grafite, conduz eletricidade em toda sua extensão.

Aplicações

O principal uso industrial do carbono é como componente de hidrocarbonetos^[3], especialmente os combustíveis como petróleo e gás natural; do primeiro se obtém por destilação nas refinarias gasolinas, querosene e óleos e, ainda, é usado como matéria-prima para a obtenção de plásticos, enquanto que o segundo está se impondo como fonte de energia por sua combustão mais limpa. Outros usos são:

• O isótopo carbono-14, descoberto em 27 de fevereiro de 1940, se usa na datação radiométrica.
• O grafite se combina com argila para fabricar a parte interna dos lápis.
• O diamante é empregado para a produção de jóias e como material de corte aproveitando sua dureza.
• Como elemento de liga principal dos aços (ligas de ferro).
• Em varetas de proteção de reatores nucleares.
• As pastilhas de carbono são empregadas em medicina para absorver as toxinas do sistema digestivo e como remédio para a flatulência.
• O carbono ativado se emprega em sistemas de filtração e purificação da água.
• O Carbono-11, radioativo com emissão de pósitron usado no exame PET em medicina nuclear.
• O carvão é muito utilizado nas indústrias siderúrgicas, como produtor de energia e na indústria farmacêutica (na forma de carvão ativado)

As propriedades químicas e estruturais dos fulerenos, na forma de nanotubos, prometem usos futuros no campo da nanotecnologia (ver Nanotecnologia do carbono).

Os diamantóides são minúsculos cristais com forma cristalina composta por arranjos de átomos de carbono e também hidrogênio muito semelhante ao diamante. Os diamantóides são encontrados noshidrocarbonetos naturais como petróleo, gás e principalmente em condensados (óleos leves do petróleo). Têm importante aplicação na nanotecnologia.

Abundância

O carbono não se criou durante o Big Bang^[4] porque havia necessidade da tripla colisão de partículas alfa (núcleos atómicos de hélio), tendo o universo se expandido e esfriado demasiadamente rápido para que a probabilidade deste acontecimento fosse significativa. Este processo ocorre no interior das estrelas (na fase «RH (Rama horizontal)»), onde este elemento é abundante, encontrando-se também em outros corpos celestes como nos cometas e na atmosferas dos planetas. Alguns meteoritos contêm diamantes microscópicos que se formaram quando o sistema solar era ainda um disco protoplanetário.

Em combinação com outros elementos, o carbono se encontra na atmosfera terrestre e dissolvido na água, e acompanhado de menores quantidades de cálcio, magnésio e ferro forma enormes massasrochosas (calcita, dolomita, mármore, etc.).

De acordo com estudos realizados pelos cientistas, a estimativa de distribuição do carbono na terra é:

Biosfera, oceanos, atmosfera.......3,7 x 10¹⁸ mols

Crosta

Carbono orgânico...........................1,1 x 10²¹ mols

Carbonatos....................................5,2 x 10²¹ mols

Manto..........................................1,0 x 10²⁴ mols

O grafite se encontra em grandes quantidades nos Estados Unidos, Rússia, México, Groelândia e Índia.

Os diamantes naturais se encontram associados a rochas vulcânicas (kimberlito e lamproíto). Os maiores depósitos de diamantes se encontram no continente africano (África do Sul, Namíbia, Botswana,República do Congo e Serra Leoa). Existem também depósitos importantes no Canadá, Rússia, Brasil e Austrália.

Compostos inorgânicos

O mais importante óxido de carbono é o dióxido de carbono ( CO₂ ), um componente minoritário da atmosfera terrestre (na ordem de 0,04% em peso) produzido e usado pelos seres vivos (ver ciclo do carbono). Em água forma ácido carbónico ( H₂CO₃ ) — as bolhas de muitos refrigerantes — que igualmente a outros compostos similares é instável, ainda que através dele possam-se produzir íonscarbonatos estáveis por ressonância. Alguns importantes minerais, como a calcita são carbonatos. As rochas carbonáticas (calcários) são um grande reservatório de carbono oxidado na crosta terrestre.

Os outros óxidos são o monóxido de carbono (CO) e o raro subóxido de carbono (C₃O₂). O monóxido se forma durante a combustão incompleta de materiais orgânicos, e é incolor e inodoro. Como a molécula de CO contém uma tripla ligação, é muito polar, manifestando uma acusada tendência a unir-se a hemoglobina, o que impede a ligação do oxigênio. Diz-se, por isso, que é um asfixiante de substituição. O íon cianeto, ( CN^- ), tem uma estrutura similar e se comporta como os íons haletos. O carbono, quando combinado com hidrogênio, forma carvão, petróleo e gás natural que são chamados dehidrocarbonetos. O metano é um hidrocarboneto gasoso, formado por um átomo de carbono e quatro átomos de hidrogênio, muito abundante no interior da terra (manto). O metano também é encontrado em abundância próximo ao fundo dos oceanos e sob as geleiras (permafrost), formando hidratos de gás. Os vulcões de lama também emitem enormes quantidades de metano enquanto que os vulcões de magma emitem uma maior quantidade de gás carbônico, que possivelmente é produzido pela oxidação do metano.

Com metais, o carbono forma tanto carbetos como acetiletos, ambos muito ácidos. Apesar de ter uma eletronegatividade alta, o carbono pode formar carbetos covalentes, como é o caso do carbeto de silício(SiC), cujas propriedades se assemelham às do diamante.

Isótopos

Em 1961 a IUPAC adotou o isótopo ¹²C como base para a determinação da massa atómica dos elementos químicos.

O carbono-14 é um radioisótopo com uma meia-vida de 5715 anos que se emprega de forma extensiva na datação de espécimes orgânicos.^[5]

Os isótopos naturais e estáveis do carbono são o ¹²C (98,89%) e o ¹³C (1,11%). As relações entre esses isótopos são expressas baseadas nas proporções encontradas no padrão inorgânico VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite). O valor isotópico da proporção entre ¹²C/¹³C encontrado na atmosfera terrestre é da ordem de -8‰ (por mil). Esse valor é negativo pelo fato de que o padrão utilizado (VPDB), por ser um carbonato inorgânico, possui uma quantidade maior de ¹³C que a grande maioria dos compostos orgânicos e da atmosfera.

A maioria das plantas, denominadas plantas de ciclo metabólico C3, apresentam valores isotópicos de carbono que variam entre -22 e -30‰; entretanto as plantas com o ciclo metabólico do tipo C4, como algumas gramineas por exemplo, apresentam valores mais enriquecidos em ¹³C, da ordem de -6 a -12‰. Essa diferença de dá devido às diferenças na apreensão de CO₂ durante esses dois distintos tipos de processos metabólicos que ocorrem na fotossíntese. Um terceiro grupo, constituído pelas plantas de metabolismo CAM (ciclo do ácido crassuláceo), apresenta valores entre cerca de -12 e -26‰, já que ambos os ciclos C3 e C4 são possíveis nessas plantas, influenciados por fatores ambientais. A proporção ente os isótopos ¹²C e ¹³C é também um importante marcador químico de porcessos metabólicos de plantas e animais sendo também utilizado amplamentes em estudos ambientais, ecológicos e de cadeias tróficas de humanos e animais, atuais e pre-históricos, jutamente com os isótopos de nitrogênio(¹⁴N/¹⁵N) e oxigênio (¹⁶O/¹⁸O) dentre outros.

Precauções

Os compostos de carbono têm uma ampla variação de toxicidade. O monóxido de carbono, presente nos gases de escape dos motores de combustão e o cianeto (CN) são extremadamente tóxicos para osmamíferos e, entre eles, os seres humanos. Os gases orgânicos eteno, etino e metano são explosivos e inflamáveis em presença de ar. Muitos outros compostos orgânicos não são tóxicos, pelo contrário, são essenciais para a vida.

Utilização

O principal uso industrial do carbono é como componente de hidrocarbonetos, especialmente os combustíveis como petróleo e gás natural; do primeiro se obtém por destilação nas refinarias gasolinas, querosene e óleos e, ainda, é usado como matéria-prima para a obtenção de plásticos, enquanto que o segundo está se impondo como fonte de energia por sua combustão mais limpa. Recentemente tem sido considerado um dos elementos principais para o desenvolvimento da eletrônica molecular ou moletrônica.

Especial Tabela periodica - Boro (B) (5)

O boro é um elemento químico de símbolo B , número atômico 5 ( 5 prótons e 5 elétrons ) com massa atómica 11 u. É um sólido na temperatura ambiente, classificado como semimetal ou metalóide, semicondutor, tri valente que existe abundantemente no mineral bórax. Apresenta dois alótropos: boro amorfo que é um pó marrom e boro metálico, cristalino, que é negro.

A forma metálica é dura (9,3 na escala de Mohs) e é um mau condutor à temperatura ambiente. Não foi encontrado boro livre na natureza.

Fibras de boro são usadas em aplicações mecânicas especiais , como no âmbito aeroespacial.

O boro foi identificado como elemento químico por Jöns Jacob Berzelius em 1824.

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Especial Tabela periodica - Berílio (Be) (4)

Berílio (Be)

O berílio (Be) é um metal altamente reativo, mas menos reativos que os metais do grupo 1 (metais alcalinos). É divalente e forma compostos iônicos incolores. Os óxidos e hidróxidos são menos básicos que os do elementos do grupo 1: portanto seus oxo-sais (carbonato, sulfatos, nitratos ) são mais susceptíveis ao calor.

Estrutura eletrônica

O berílio possui dois elétrons s no nível eletrônico mais externo. Ignorando os níveis internos preenchidos, a sua estrutura eletrônica pode ser representada como 2s².

Tamanho dos átomos e dos íons

O berílio é grande, mas menor que os correspondentes elementos do Grupo 1, pois a carga adicional no núcleo faz com que esta atraia mais fortemente os elétrons, a retirada de dois elétrons aumenta ainda mais a carga nuclear efetiva. Logo, esse elemento possui densidade maior que os metais do Grupo 1.
O berílio possui cor branca prateada. Ele possui elétrons de valência que pode participar de ligações metálicas. Em conseqüência, o berílio é mais duro, suas energias de ligação são maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são muito elevados.

Energia de ionização

A energia total requerida para obter íons divalentes gasosos do berílio (primeira energia de ionização + segunda energia de ionização) é mais de quatro vezes maior que a energia necessária para formar um íon M+ a partir dos correspondentes elementos do Grupo 1.

Eletronegatividade

O valor de eletronegatividade do berílio é baixo.

Comportamento anômalo do berílio

1. Ele é extremamente pequeno, e as regras de Fajans estabelecem que íons pequenos de carga elevada tendem a formar compostos covalentes.
2. Berílio possui uma eletronegatividade relativamente elevada. Assim, quando esse elemento reage com outros átomos, a diferença de eletronegatividade entre eles raramente é grande, o que também favorece a formação de compostos covalentes.
3. O berílio situa-se no segundo período da tabela periódica, de modo que o nível eletrônico mais externo comporta no máximo oito elétrons. Portando, o berílio pode formar no máximo quatro ligações convencionais.

Solubilidade

A solubilidade da maioria dos sais diminui com o aumento do peso atômico, embora se observe a tendência inversa no caso dos fluoretos e hidróxidos. No caso do berílio, ele é moderadamente solúvel.

Propriedades Químicas

- Algumas reações

• Be provavelmente reage com vapor.
  Be + 2H₂O → Be(OH)₂ + H₂
• O berílio reage com ácidos liberando hidrogênio
  Be + 2HCl → BeCl₂ + H₂
• Be é anfótero
  Be + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + H₂
• O Be forma óxidos normais
  2Be + O₂ → 2BeO
• O Be forma óxidos normais
  2Be + O₂ → 2BeO
• O Be forma fosfetos a temperaturas elevadas
  3Be + N₂ → Be3P₂
• O Be forma sulfetos, selenetos e teluretos
  Be + S → BeS
  Be + Se → BeSe
  Be + Te → TeBe
• O Be forma fluoretos, cloretos, brometos e iodetos
  Be + F₂ → BeF₂
  Be + Cl₂ → BeCl₂
  Be + Br₂ → BeBr₂
  Be + I₂ → BeI₂
• O Be forma amidetos a altas temperaturas
  2Be + 2NH₃ → 2Be(NH₂)₂ + H₂

Diferenças entre o berílio e os demais elementos do grupo 2.

O Berílio apresenta propriedades diferentes daquelas dos demais elementos do grupo 2 e se assemelha diagonalmente com o alumínio, no grupo 13. Abaixo são listadas suas principais características:

1. Berílio é muito pequeno e tem uma densidade de carga elevada, apresentando grande tendência a covalência, como previsto pelas regras de Farjans .Por isso, os pontos de fusão de seus compostos são mais baixos.Todos os haletos de Be são solúveis em solventes orgânicos e se hidrolisam em água, como os haletos de alumínio. Os demais haletos dos elementos do Grupo 2 são iônicos.
2. O hidreto de berílio é deficiente em elétrons e polimérico, e formam ligações multicentradas, tal como o hidreto de alumínio.
3. Os haletos de berílio também são deficientes em elétrons e polimérico, mas com átomos de halogênios em ponte.O BeCl₂ geralmente forma cadeias, mas pode formar o dímero.
4. O Be forma muitos complexos – o que não é comum no caso dos elementos do Grupo 1 e 2.
5. O Be é anfótero, liberando H₂ quando reage com NaOH formando berilatos. O Al forma aluminatos.
6. O Be(OH)₂ , como Al(OH)₃ , é anfótero.
7. O Be, como o Al, se torna “passivo” quando tratado com ácido nítrico.
8. Os potenciais padrão de eletrodo do Be se assemelha mais ao do Al que aos do Ca, Dr e Ba.
9. Os sais de Be se incluem entre os mais solúveis que se conhecem.
10. O berílio forma carbeto incomum, Be₂C, que, como o Al₄C₃, libera metano ao se hidrolisar.

Especial Tabela periodica - Litio (Li) (3)

Lítio (Li)

O lítio é um elemento químico que pertence ao grupo 1 (metais alcalinos) e ao segundo período da tabela periódica.


O lítio é um metal, excelente condutor de eletricidade, mole e altamente reativo. Possui na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente forma compostos univalentes, iônicos e incolores. Os hidróxidos e óxidos são bases muito fortes e os oxo-sais são muito estáveis. Por ser o primeiro elemento, difere consideravelmente dos demais elementos do grupo.

Estrutura eletrônica

O lítio tem um elétron de valência livre no orbital mais externo- um elétron, que ocupa um orbital esférico. Ignorando-se as camadas eletrônicas internas preenchidas, sua configuração eletrônica é 2s¹. O elétron de valência encontra-se bastante afastado do núcleo. Logo, é fracamente ligado pelo núcleo e pode ser removido com facilidade. Em contraste, os demais elétrons estão mais próximos do núcleo, são mais firmemente ligados e removidos com dificuldade.

Tamanho dos átomos e íons

O Li+ é muito menor que os demais íons do seu grupo. Por causa disso, o lítio se mistura com o sódio acima de 3800C e é imiscível com os metais K, Rb e Cs, mesmo quando fundidos. O lítio também não forma ligas substitucionais com eles.

Densidade

Como os átomos são grandes, o lítio apresenta densidade muito baixa. A densidade do lítio metálico é somente cerca de metade da densidade da água.

Energia de ionização

A primeira energia de ionização do lítio é consideravelmente menor do que outros elementos da tabela periódica. O átomo é muito grande e o elétron mais externo é fracamente atraído pelo núcleo. Conseqüentemente, a energia necessária para remover este elétron externo do átomo é muito grande.

Eletronegatividade e tipos de ligação

O valor da eletronegatividade do lítio é relativamente muito pequeno – de fato é menor que qualquer outro elemento. Assim, quando ele reage com outros elementos para formar compostos, geralmente existe uma grande diferença de eletronegatividade entre eles, com a conseqüente formação de ligações iônicas.

Dureza e energia de coesão.

O Lítio é o metal alcalino mais duro, mas é mais mole que o chumbo, em função de bandas ou orbitais moleculares deslocalizados, que se estendem sobre todo o cristal.

O lítio possui a mais baixa energia de coesão do seu grupo.

Ponto de Fusão e de Ebulição

Em conseqüência da baixa energia de coesão do lítio os valores das temperaturas de fusão e de ebulição são muito baixos.

O ponto de fusão do lítio é cerca de duas vezes maior que a do sódio (em Graus Celsius).

Propriedades químicas

- Reação com a água

O lítio reage com a água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos.O lítio reage a uma velocidade moderada.

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂

- Reação com o ar

O lítio é quimicamente muito reativo, e rapidamente perde o brilho quando expostos ao ar seco. O lítio forma uma mistura do óxido e do nitreto, Li3N

- Reação com o nitrogênio

Não reage diretamente com o nitrogênio.

Solubilidade e hidratação

Todos os sais simples se dissolvem em água, formando íons; e portando essas soluções conduzem corrente elétrica.

Como os íons Li+ são pequenos, seria de se esperar que as soluções de sais de lítio conduzissem melhor corrente elétrica que as soluções de mesma concentração de sais de sódio, potássio, rubídio ou césio. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para cátodo e conduzir melhor a corrente que os íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade ou condutividade iônica em soluções aquosas levam a sequência inversa: Cs+> Rb+> K+> Na+> Li+. A causa dessa aparente anomalia é a hidratação dos íons em solução. Como o Li+ é muito pequeno, ele é muito hidratado. Assim,o raio do íon hidratado será grande e se difundirá lentamente.

A solubilidade em água do lítio é a maior do seu grupo.

Importância Biológica

Os organismos vivos requerem pelo menos 27 elementos, 15 dos quais são metais.

Diferença entre o lítio e os demais elementos do Grupo 1

Bateria de lítio

1. O ponto de fusão e de ebulição do lítio é muito mais elevado que os dos demais elementos do Grupo 1
2. O lítio é bem mais duro que os demais elementos do grupo.
3. O lítio reage menos facilmente com o oxigênio, formando o óxido normal. Ele forma o peróxido somente com grande dificuldade; e os óxidos superiores são instáveis.
4. Os hidróxidos de lítio é menos básico que os demais hidróxidos do grupo, em consequência muitos de seus sais são menos estáveis.
5. O lítio forma um nitreto. Nenhum outro elemento do Grupo 1 forma nitretos.
6. O lítio reage diretamente com o carbono para formar carbeto iônico. Nenhum outro metal alcalino apresenta essa propriedade.
7. O lítio apresenta uma tendência maior de formar complexos que os metais alcalinos mais pesados.
8. Li2CO3, Li3PO4, LiF são todos insolúveis em água, e o LiOH é pouco solúvel. Os demais elementos do Grupo 1 são compostos solúveis em água.
9. Os haletos e os compostos alquil-lítios são muito mais covalentes que os correspondentes compostos de sódio, e por isso solúvel em solventes orgânicos.
10. O íon Li+ e seus compostos são fortemente mais hidratados que os compostos dos demais elementos do grupo.

A relação de similaridade entre lítio (o primeiro elemento do grupo 1) e o magnésio (o segundo elemento do grupo 2) segue a correlação diagonal na Tabela Periódica.

Li ↘ Be
Na ↘Mg