Resumo de Química Geral e Inorgânica - MICF PDF

QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA MICF 1ºano 1ºsemestre 2023-2024  Tabela Periódica 1864: John Newlands verificou que quando os elementos eram colocados por ordem cresente de massas atómicas, cada elemento tinha propriedade...

QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA MICF 1ºano 1ºsemestre 2023-2024  Tabela Periódica 1864: John Newlands verificou que quando os elementos eram colocados por ordem cresente de massas atómicas, cada elemento tinha propriedades semelhantes às do 8º elemento seguinte: Lei das Oitavas 1869: Dimitri Mendeleev e Lothar Meyer apresentaram uma organização mais completa dos elementos, com base na regularidade das suas propriedades. A Tabela Periódica pode ser dividida em: Bloco s, elementos com a orbital s parcial ou totalmente preenchida, Grupos 1 e 2 Bloco p, elementos com a orbital p parcial ou totalmente preenchida, Grupos 13 a 18 Bloco d, elementos com a orbital d parcialmente preenchida, Grupos 3 a 12 Bloco f, elementos com a orbital f parcialmente preenchida, lantanídeos e actinídeos Iões Isoeletrónicos: Têm o mesmo número de eletrões ou a mesma configuração eletrónica e a mesma estrutura, independentemente da natureza dos elementos envolvidos. Efeito Blindagem Os eletrões encontram-se sob o efeito de forças atrativas dos protões e forças repulsivas dos outros electrões. Os eletrões mais externos encontram-se parcialmente protegidos das forças atrativas do núcleo pelos electrões de camadas mais internas. A presença de eletrões blindantes reduz a atracção eletrostática entre os protões com carga positiva do núcleo e os eletrões exteriores. Num átomo com muitos eletrões, as forças repulsivas entre os eletrões reduzem ainda mais a força atrativa exercida pelo núcleo. O átomo de hélio tem a configuração 1s2 no estado fundamental. Os dois protões do hélio conferem ao núcleo a carga +2, mas a força atrativa total desta carga nos dois eletrões 1s é parcialmente contrariada pela repulsão eletrão - eletrão. Ou seja, os eletrões 1s protegem-se mutuamente do núcleo. No átomo de néon, o número de camadas de eletrões é maior, logo, os eletrões externos estão mais protegidos das forças de atração exercidas pelo núcleo. São necessários 2373 KJ de energia para remover o primeiro eletrão de uma mole de hélio e 5251 KJ para remover o segundo eletrão de uma mole de He+. É necessária mais energia para remover o segundo eletrão porque com apenas um eletrão presente não há blindagem e o eletrão sente toda a carga +2. Para átomos com 3 ou mais electrões, os eletrões numa dada camada estão protegidos por eletrões nas camadas interiores, mas não por eletrões das camadas exteriores. Os eletrões das camadas internas exercem um efeito de blindagem mais efetivo do que os eletrões da mesma subcamada. Carga nuclear efetiva: Zeff =Z- Ao longo do período, aumenta o número de eletrões de valência. No entanto, os eletrões da camada externa não exercem um efeito de blindagem, a carga nuclear efectiva aumenta (aumento da carga nuclear). Ao longo do grupo, o número de electrões de valência mantém-se, mas o número de camadas aumenta, aumenta o efeito de blindagem, diminui a carga nuclear efectiva. Raio atómico: Quanto maior a carga nuclear efectiva, maior a força de atracção entre o núcleo e os electrões externos, menor o raio atómico. O raio atómico varia na proporção inversa da carga nuclear efectiva. Raio iónico: -Se o átomo forma um anião, o seu raio aumenta porque a carga nuclear mantém-se mas a repulsão entre electrões aumenta, logo a nuvem electrónica aumenta. - Se o átomo forma um catião, o seu raio diminui porque a repulsão entre electrões diminui.  Iões isoeletrónicos Catiões isoeletrónicos Os catiões são menores que os O raio de iões tripositivos é menor aniões. que o raio de iões dipositivos e este é Ex. Na+ e F- têm ambos 11 electrões, menor que o raio de iões mas o Na+ tem maior carga nuclear, monopositivos. logo a carga nuclear efectiva é maior, Ex. Al3+. Mg2+ e Na+, todos logo o raio é menor. isoelectrónicos Aniões isoeletrónicos O raio aumenta com o aumento do número de cargas negativas. Ex. N3-, O2-, F- Carácter Metálico: Energia de Ionização: Energia necessária (em KJ/mol) para remover uma mole de eletrões de uma mole de átomos na fase gasosa e no estado fundamental. Quanto maior a energia de ionização, mais difícil é remover o eletrão Ao longo do Período A carga nuclear nuclear efectiva aumenta, logo o electrão está mais fortemente ligado, logo a energia de ionização aumenta. Ao longo do Grupo A dimensão do átomo aumenta, a carga nuclear efectiva diminui, logo, a energia de ionização diminui. Por essa razão, o carácter metálico aumenta ao longo do grupo. Afinidade eletrónica: Capacidade de receber um ou mais eletrões. X (g) + e- → X- (g) Quanto maior for a afinidade eletrónica de um átomo, maior será a facilidade com que esse átomo aceita um eletrão. Define-se como o negativo da variação de energia que ocorre quando um eletrão é aceite por um átomo no estado gasoso para originar um anião. A aquisição de electrões pode ser endotérmica (afinidade electrónica negativa) ou exotérmica (afinidade electrónica positiva). A.E. Metais maior que A.E. Não metais A.E. mais elevada: halogéneos (grupo 17) A.E. menor que zero: gases nobres Eletronegatividade: Ao longo do período: ↑↑ Carga Nuclear Efectiva => ↑ ↑ Electronegatividade Ao longo do grupo: ↓Carga Nuclear Efectiva, => ↓ Electronegatividade A electronegatividade permite prever a polaridade das ligações e a reactividade química.  Ponto de Fusão Ponto de Ebulição Hidrogénio Elemento mais abundante no universo e o 3º elemento mais abundante no ser humano, depois do oxigénio e do carbono. É o elemento que mais compostos forma. Forma maioritariamente compostos covalentes, uma vez que: a sua energia de ionização é elevada (logo, a formação de iões H+ livres não é favorecida) e a sua eletronegatividade é relativamente alta (logo, não tem tendência para formar compostos iónicos). O catião H+ é muito importante devido ao seu papel em reacções ácido-base. É um ácido de Lewis muito forte => forma H3O+ em água. É o átomo mais simples: um protão (o isótopo mais abundante não tem neutrão) e um eletrão. Propriedades em comum com o Grupo 1 Apenas um eletrão de valência numa orbital s Forma um catião monopositivo Reage com os elementos mais eletronegativos, formando compostos com a espécie H+ Propriedades de outros grupos É um não metal É relativamente eletronegativo Por captação de um eletrão completa a camada de valência = [He] Forma uma molécula diatómica por ligação covalente, tal como O2, F2, Cl2,... Forma ligações covalentes com os não metais Liga-se aos metais dos grupos 1 e 2, formando hidretos metálicos Nas condições normais de pressão e temperatura, é um gás (H2) O hidrogénio pode Perder o seu único eletrão e formar um protão, H+, Partilhar o eletrão através da formação de ligações covalentes com outros elementos. Ganhar um electrão e formar um hidreto, H-, 1s2 Hidrogénio molecular, H2 Gás incolor e inodoro Altamente inflamável Gás menos denso de todos Não é reativo à temperatura ambiente Na presença de catalisadores ou altas temperaturas, torna-se muito reativo com a maioria dos elementos Obtenção de H2 Reacção de um metal com a água: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) Reacção de um metal com ácidos fortes: Na(s) + 2HCl(aq) → Na+(aq) + 2Cl-(aq) + H2(g) Reacção de um hidreto metálico com a água: NaH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq) + H2(g) Reacção do metano com a água: CH4(g) + H2O(l) → CO(g) + 3H2(g) Electrólise da água: 2H2O(l) → O2(g) + H2(g) Hidrogénio verde: refere-se ao hidrogénio produzido utilizando fontes de energia renovável, como a solar ou eólica, no processo de eletrólise da água  → Síntese de Haber-Bosch 2H2(g) + N2(g) 3 NH3 Energia de ionização muito forte Método Industrial mais usado: uso do gás natural que e tratado com vapor de água, a temperaturas elevadas. D areação resulta monóxido de molécula pouco reativa à carbono e hidrogénio. temperatura ambiente e estável Forma com os metais ativos A espécie H é muito reativa e ligações predominantemente reage com o oxigénio tónicas, em que está presente libertando energia suficiente a espécie H- que são hidretos para dissociar mais moléculdas metálicos de H2.  Importante: Forma com os metais fracamente eletropositivos (Sn, Quanto menor é a polaridade Ga) e com os não-metais da ligação menores serão as ligações covalentes simples, forças intermoleculares e mais ou menos polares menor será o ponto de equilíbrio do composto. Grande parte dos compostos As ligações de hidrogénio de H são gases. a fraca justificam algumas proriedades polaridade da ligação, físico-químicas de alguns nomeadamente da ligação C- compostos, inorgânicos e H, faz com que os compostos orgânicos, como os pontos de orgânicos sejam muito fusão e ebulição e a solub estáveis, e portanto, existam ilidade em solventes polares nos organismos vivos Os metais alcalinos são muito reativos e, por isso, têm de ser guardados em óleos ou solventes apolares (hexano) de modo a evitar o contacto com a água e o oxigénio.  Grupo 1 da TP Elementos: LI, Na, K, Rb, Cs, Fr Propriedades: Enorme tendência para perder o seu único eletrão ns1, e portanto pela sua elevada reatividade. A variação do raio atómico e da energia de ionização, explicam as reatividades ao longo do grupo A segunda energia de ionização é muito mais elevada do que a primeira: formam espécies M+ É o grupo em que as características dos seus elementos são mais homogéneas Excitações dos eletrões a um nível superior: teste de chama Possuem um único electrão de valência Formam iões monopositivos Baixa eletronegatividade Propriedades redutoras São metais pouco duros Têm baixo ponto de fusão Elevada reactividade química Caracter Metálico: Brilho metálico Dúcteis Elevada condutividade eléctrica Elevada condutividade térmica Formação de ligações metálicas Formação de ligações iónicas São os maiores dos respectivos períodos O sódio é o metal alcalino mais abundante (depósitos subterrâneos de NaCl, água do mar) O sódio dissolve-se em amónia, abaixo do ponto de fusão da amónia (-33oC), originando Na+ e e- Abundância dos metais alcalinos O sódio e o potássio são o 6o e 7o elementos da crosta terrestre. O rubídio e o lítio são pouco abundantes. O césio ocorre em muito pequena quantidade Obtenção dos metais alcalinos Ao contrário de muitos metais, não podem ser obtidos por redução dos respetivos óxidos. O sódio é obtido por eletrólise do cloreto de sódio. Os restantes elementos são obtidos por reação dos respectivos haletos com sódio líquido. Relações Diagonais Li Be B Mg Al Si Semelhança entre Li e Mg: Formam nitretos (Li3N e Mg3N2) e carbetos Os carbonatos formam os respectivos óxidos por aquecimento (Li2CO3 -> Li2O; MgCO3 -> MgO) Formam compostos organometálicos covalentes p.f. e p.e. elevados Formam óxidos com oxigénio (Li2O e MgO), em contraste com os outros elementos do Grupo 1 - Os seus sais são insolúveis ou pouco solúveis em água (excepto o LiOH) Os haletos de Li e de Mg são solúveis em solventes orgânicos  Li Be B Mg Al Si Semelhanças entre Be e Al: Embora o Al3+ seja maior que o Be2+, têm densidades de carga semelhantes, os catiões livres não existem Formam ambos compostos covalentes. Formam catiões altamente solvatados: Al(H2O)63+ e Be(H2O)42+ Formam hidretos e cloretos poliméricos Semelhanças entre B e Si: Ambos formam óxidos ácidos e sólidos (B2O3 e SiO2) O ácido bórico (H3BO3) e o ácido silílico (H4SiO4) são ácidos fracos Formam boratos e silicatos poliméricos Formam hidretos inflamáveis e gasosos PROPRIEDADES DOS METAIS ALCALINOS: Reagem violentamente com a água: Guardam-se em óleos ou solventes apolares, como o hexano, de modo a evitar o contacto com a água 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) A reactividade aumenta ao longo do grupo, proporcionalmente à diminuição da energia de ionização. Efeito da densidade Os hidróxidos são bons precursores para a síntese de outros sais por neutralização com um ácido apropriado Reagem de modo semelhante com a amónia 2K(s) + 2NH3(l) → 2K+(am) + 2NH2-(am) + H2(g) Reacção com o oxigénio Os elementos do Grupo 1 reagem vigorosamente com o oxigénio. Apenas o Lítio forma um óxido. O Sódio forma um peróxido Os restantes elementos formam superóxidos. A reactividade aumenta ao longo do grupo 4Li(s) + O2(g) → 2Li2O (s) Oxido de Lítio O2- 4Na(s) + O2(g) → Na2O2 (s) Peróxido de Sódio O22- M(s) + O2(g) → MO2 (s) M=K, Rb, Cs) Superóxido O2- Formação de óxidos de Na, K,... 4Na(s) + O2(g) → 2Na2O (s) Os óxidos (M2O) podem ser preparados dissolvendo-se o metal em amónia líquida REAÇÃO COM OS ELEMENTOS DO GRUPO 17: Formação de compostos iónicos ou sais 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl (Na+ Cl-) Reacção com outros elementos: Reacção com o hidrogénio (MH) Reacção com o enxofre: sulfuretos (M2S) Reacção com o azoto: nitretos (Li3N) Reacção com o fósforo: fosforetos (M3P) Usos dos metais alcalinos Preparação de outros metais Na(l) + KCl(l) → NaCl + K (s) TiCl4 (l) + 4 Na(s) → 4NaCl (s) + Ti (s) Preparação de tetraetilchumbo (aditivo da gasolina) 4NaPb (s) + 4 C2H5Cl (g) → 3Pb(s) + 4NaCl(s) + (C2H5)4Pb(g) O lítio é usado no fabrico de ligas metálicas leves, vidro, baterias,... O sódio é usado na preparação de diversos reagentes inorgânicos, organometálicos e na química orgânica Lítio: O lítio destaca-se dos outros elementos do Grupo 1, porque tem um raio atómico pequeno e tem tendência para formar ligações covalentes, apresenta propriedades semelhantes ao magnésio: Relações diagonais Sódio: Metais Alcalinos: Derivados importantes de metais alcalinos Hidróxido de sódio, NaOH Base forte 6o Produto inorgânico mais produzido Preparado por electrólise do cloreto de sódio aquoso 2NaCl(aq) + 2H2O(l) →2NaOH(aq) + H2 (g) Reagente em química orgânica industrial Reagente para formar outros compostos inorgânicos Usos Indústria de pasta do papel Cloreto de sódio, NaCl Obtido dos depósitos subterrâneos por: Extracção mineira Remoção de solução saturada de cloreto de sódio após adição de água Alimentação - o Homem necessita de cerca de 3 g diárias de cloreto de sódio Usos Soluções aquosas de cloreto de sódio, por ex. soro fisiológico Cloreto de potássio, KCl Obtido de depósitos, geralmente subterrâneos Usado como fertilizante. O K+ é um dos 3 elementos essenciais ao crescimento das plantas, juntamente com o fósforo e o azoto. Carbonato de sódio, Na2CO3 Obtido por extracção de um mineral que contém cerca de 90 % de uma mistura de carbonato – hidrogenocarbonato (Na2CO3.NaHCO3.2H2O) Usos É o 9o composto inorgânico mais utilizado Usado na produção de vidro: xSiO2 + Na2CO3 (l) → Na2O.xSiO2 (l) + CO2 (g) É usado na remoção de iões de metais alcalino-terrosos convertendo-os em carbonatos insolúveis: CO32-(aq) + Ca2+ (aq) → CaCO3 (s) Hidrogenocarbonato de sódio, NaHCO3 Obtenção: É preparado borbulhando dióxido de carbono numa solução saturada de carbonato de sódio Na2CO3 (aq) + CO2(g) + H2O (l) → 2 NaHCO3 (s) Sendo menos solúvel que o carbonato, precipita Usos: Componente de extintores de pó seco: 2NaHCO3 (s) → Na2CO3(aq) + CO2(g) + H2O (g) Uso terapêutico: antiácido gástrico Culinária: antiácido e fermento Indústria farmacêutica: formulação de comprimidos efervescentes HCO3- (aq) + H+ (aq) → H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O (l) Importância biológica Iões de sódio e de potássio: Mantêm a pressão osmótica dentro das células A bomba sódio/potássio, localizada na membrana celular, bombeia Na+ para fora do citoplasma e K+ para dentro A diferente concentração de iões dentro e fora das células é crucial para diversos mecanismos biológicos Sais de lítio: Terapêutica: tratamento de doenças psiquiátricas  Grupo 2 da TP Elementos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Propriedades dos metais alcalino-terrosos: Última camada ns2 São metais, com cor prata / branco, brilhante Tendem a perder dois eletrões, formando iões M2+ Compostos divalentes e iónicos A reactividade aumenta ao longo do grupo A solubilidade dos sais diminui com o aumento do peso atómico (excepto fluoretos e hidróxidos) Comparação com os metais alcalinos: Menos reactivos (energias de ionização mais elevadas) Menor raio atómico Os iões são menores Mais densos e mais duros Pontos de fusão mais elevados Ligação metálica mais forte São mais facilmente hidratados Têm um forte poder redutor Cores características quando sujeitos ao teste da chama Origem: Encontram-se na crosta terrestre, mas não na forma elementar, por serem muito reactivos. Integram estruturas rochosas sob a forma de sais. O principal mineral é o magnésio, encontrado na crosta terrestre sob a forma de carnalite, magnesite e dolomite. O cálcio é encontrado no gesso ( sulfato de cálcio di-hidratado CaSO4·2H2O e sulfato de cálcio hemi- hidratado CaSO4·0,5H2O), calcário, calcite, dolomite. O magnésio e o cálcio são o 8o e o 5o elementos mais abundantes na crosta terrestre. Dos elementos deste grupo, apenas o magnésio é produzido em larga escala. É extraído da água do mar por adição de hidróxido de cálcio, o qual permite a formação de hidróxido de magnésio, que precipita e é removido: MgCl2 + Ca(OH)2 →Mg(OH)2 ↓ + CaCl2 O hidróxido de magnésio é convertido no seu cloreto, Mg(OH)2 + 2HCl →MgCl2 + 2H2O o qual, por electrólise, é convertido em magnésio metálico. Reacção com a água Todos os metais do grupo 2, excepto o berílio, reduzem a água, libertando hidrogénio M(s) + 2 H2O(l) → M(OH)2 (aq) + H2(g) O berílio tem uma energia de ionização relativamente elevada, logo é menos reactivo Reacção com o dióxido de carbono 2Mg (s) + CO2(g) → 2MgO + C(s) O magnésio reage com o CO2 e arde. O CO2 não pode ser usado como extintor em fogo com magnésio M (=Ca ou Ba) + CO2(g) → MCO3 + H2O ↔ M(HCO3)2 Reacção com o azoto atmosférico M(s) + N2(g) → M3N2 (s) (ião nitreto N3-) Reacção com o oxigénio Todos os metais do Grupo 2, excepto o berílio, formam, à sua superfície, óxidos em contacto com o oxigénio atmosférico. O bário é muito reactivo (deve ser guardado em óleos). 2M(s) + O2(g) → 2MO (s) Reacção dos óxidos com a água Os óxidos têm carácter básico e formam os respectivos hidróxidos 2 MO(s) + H2O(g) → M(OH)2 (s) Reacção com hidrogénio: Formação de hidretos O cálcio, o estrôncio e o bário reduzem o hidrogénio, formando hidretos. M(s) + H2(g) → MH2 (s) Os hidretos são redutores. Reagem com a água libertando H2 Reacção com os halogéneos: Formação de haletos M(s) + X2(g) → MX2 (s) M(s)+ 2HX→ MX2 (s) MCO3(s) + HX → MX2 (s) Os haletos dos metais alcalino-terrosos são tipicamente iónicos, são solúveis em água (excepto os fluoretos) DERIVADOS DE METAIS ALCALINO-TERROSOS Carbonato de cálcio: CaCO3 Calcário consiste num precipitado de sais de carbonato de cálcio Mármore Depósitos subterrâneos de carbonato de cálcio que, por acção da temperatura e da pressão , se tornam líquidos, solidificando à superfície. Transformação em hidrogenocarbonato de cálcio, Ca(HCO3) 2 CaCO3 (s) + CO2 (aq) + H2O → Ca(HCO3)2 Utilização clínica como antiácido CaCO3 (s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O(l) Carbonato de magnésio: MgCO3 Insolúvel em água, higroscópico Usos: Construção civil Extintores de incêndios Aditivo alimentar (E504) Cosmética: máscaras faciais Desporto: pó para secagem das mãos Carbeto de cálcio O carbeto de cálcio é produzido a altas temperaturas a partir de cal e carvão CaO(s) + 3C(s)→ CaC2(s) + CO(s) + 2 H2O Ca(OH)2 (s) + HCΞCH Produção de acetileno (indústria química) USOS DOS METAIS ALCALINO-TERROSOS Berílio Usado em ligas metálicas com cobre na indústria aeroespacial Magnésio Produção de ligas metálicas, vidro e cimento Por ser pouco denso (1/3 da densidade do alumínio) é usado no fabrico de aviões e mísseis. Cálcio Usado em radiologia. Absorve raios-X. Permite a visualização do esqueleto ósseo. O óxido de cálcio é usado na produção de aço. Usado na terapêutica, no tratamento da osteoporose. Em medicina, o bicarbonato de cálcio é administrado IV para corrigir a concentração de cálcio. Estrôncio Metal raro e caro. Usado em pirotecnia, em ecrãs de televisão. Bário As soluções de bário permitem visualizar tecidos por raios-X. O sulfato de bário (BaSO4) é usado como meio de contraste em radiologia, ao nível do tubo digestivo. Magnésio: IMPORTÂNCIA BIOLÓGICA Berílio Não é necessário ao organismo humano. Existe exposição ao berílio na indústria de metais -> Doença crónica do berílio É tóxico ao nível pulmonar e alergénico. É carcinogénico (existe no ar, água e solo, é assimilado pelas plantas). Magnésio Elemento essencial ao organismo humano (~24 g Mg2+). Baixa toxicidade. Os catiões Mg2+ são os segundos mais abundantes nos fluidos intersticiais, funcionam como cofactores de enzimas (~300). São importantes ao nível neuronal e muscular, na transmissão de sinais. Mg(OH)2 é usado como laxante e como antiácido. Suplementos alimentares de Mg (óxido, cloreto, citrato) para função muscular, sistema nervoso central, pressão arterial e produção de energia Cálcio Os catiões Ca2+ são os quintos mais abundantes no corpo humano (~1000 g), encontram-se em 90 % do total dos ossos. Nos ossos existe sob a forma de cristais de Ca10(PO4)6(OH)2 com iões K+, Na+, Mg2+, CO32-, F- Deficit em cálcio: osteoporose, hipertensão, desregulação do peso. Os catiões Ca2+ provocam obstipação Em excesso exerce toxicidade renal e vascular. Estrôncio Existe no ar, na água e no solo. É tóxico, sobretudo o seu isótopo radioactivo. O cromato de estrôncio, SrCO4, era usado em tintas, é extremamente tóxico e carcinogénico. Grupo 13 da TP Elementos: B,Al, Ga, In, Tl, Nh Propriedades: O Boro é um pó cinzento não metálico. Todos os outros elementos são metais com aspecto prateado. Ao longo do grupo os elementos passam de um carácter não metálico para um carácter metálico. A reactividade aumenta ao longo do grupo: o boro só é reactivo a altas temperaturas o alumínio é altamente reactivo, é espontaneamente oxidado ao ar Alumínio: metal menos reactivo que os elementos do grupo 2. (Muito abundante) Gálio, índio e tálio: metais activos e pouco abundantes. Apresentam preferencialmente um estado de oxidação +3. Formam ligações covalentes. Não existem livres na Natureza, mas sim em diversos minerais. Existem em solução no estado hidratado. Elementos de maior peso molecular (tálio) formam compostos monovalentes. Boro Origem e obtenção Ocorre na forma de borax: Na2B4O7.4H2O e Na2B4O7.10H2O A acidificação do borax dá ácido bórico B(OH)3 ou H3BO3 O aquecimento do ácido bórico permite obter óxido bórico B2O3, O qual pode ser reduzido à forma elementar na presença de um metal (Na ou Mg) Usos Usado na manufactura do vidro boro-silicato Agente de limpeza (bórax, tetraborato de sódio decahidratado: Componente de centrais nucleares Preservação das florestas, como retardador de fogos Soldadura Importância biológica Os humanos estão expostos através da alimentação, água e ar. Tóxico apenas em grandes quantidades.O ácido bórico têm propriedades insecticidas, antissépticas, fungicidas e antivirais - tratamento de água em piscinas, agente de limpezaO boro é importante para o crescimento das plantas. Bortzemib – antitumoral inibidor do proteassoma Derivados do boro Os derivados do boro são muito usados em síntese orgânica. Boranos, são hidretos de boro, BnHn+4 ou BnHn+6 Diborano (B2H6), gás incolor, tóxico, altamente reactivo. Na2B4O7.10H2O) Alumínio É o 3o elemento e o 1o metal da crosta terrestre Origem e obtenção: Obtido da criolite (hexafluoraluminato de sódio Na3AlF6) por extração Reação com o oxigénio Al + O2 → Al2O3 Suporte sólido em catálise heterogénea Reacção com os halogénios 2Al +2Cl2 →2AlCl3 Ácido de Lewis, catalisador em síntese orgânica Importância biológica: O alumínio não tem um papel biológico conhecido. Existe no organismo humano em quantidades muito pequenas (35 mg). Discute-se a toxicidade neurológica do alumínio. Compostos de alumínio são usados como: antiácidos (hidróxido de alumínio, glicinato de alumínio) antitranspirantes (citrato de alumínio) adjuvantes de vacinas (fosfato de alumínio, hidróxido de alumínio ou sulfato de alumínio e potássio) O isótopo radioactivo Ga-67 é usado em medicina nuclear como análogo fisiológico do ião Fe3+. O maltolato de gálio é um complexo de coordenação com actividade antitumoral, anti-infeciosa e anti-inflamatória. O 8-quinolato de gálio é antitumoral  Grupo 14 da TP Elementos: C, Si, Ge, Sn, Pb, Fl Propriedades: Os elementos do Grupo 14 situam-se a meio dos grupos representativos. Exibem grandes diferenças entre si ao longo do grupo: O carbono é um típico não-metal O silício e o germânio são metalóides O estanho e o chumbo são metais típicos (cor metálica, cinzenta, brilhante) Não exibem um padrão comum de reactividade, embora sejam de um modo geral pouco reactivos. Reagem facilmente com os halogéneos. A configuração ns2np2 sugere que formam preferencialmente compostos divalentes. No entanto, a promoção de um electrão da orbital s para a orbital p vazia permite a formação de 4 ligações. O carbono e o silício formam compostos tetravalentes muito estáveis. Nos hidrocarbonetos o estado de oxidação do carbono é -4. O carbono e o silício apresentam-se muitas vezes com o estado de oxidação +4. Nos elementos mais pesados (Ge, Sn, Pb) o estado de oxidação varia de + 4 a + 2, sendo +2 mais estável Carbono É o elemento base da química orgânica. Existe em grande quantidade nos seres vivos. O corpo humano contém, em média, 16 Kg de carbono. Existe em grande quantidade na atmosfera sob a forma de CO2 Uma propriedade importante do Grupo 14 é a concatenação: capacidade de formar anéis ou cadeias com átomos do mesmo elemento. A concatenação diminui ao longo do grupo (com a diminuição das energias de ligação e a estabilização do estado de oxidação +2). Energias médias de ligação (KJ/mol-1) C-C +346 Si-Si +226 O carbono tem uma electronegatividade média e é pequeno. A sobreposição das orbitais numa ligação covalente é muito eficiente, formando ligações muito fortes. O carbono estabelece ligações muito fortes carbono-carbono (ligações simples, duplas e triplas). Estabelece ligações covalentes muito fortes (incluindo duplas e triplas) com outros elementos, como N e O. Origem carvão petróleo e gás natural metano, CH4 O carbono apresenta diversos alótropos (diferentes formas estruturais do mesmo elemento): grafite e diamante (estruturas poliméricas na forma cristalina) Grafite: folhas planares de anéis de 6 membros fundidos. cada carbono usa orbitais híbridas sp2 para se ligar aos outros 3 carbonos da mesma folha. a orbital pz remanescente forma um sistema pi extenso Diamante: rede tridimensional infinita de átomos de carbono tetraédricos (sp3), formando ligações covalentes muito fortes entre si. muito duro (p.f. 3550 oC) , muito denso. quimicamente inerte. Fulerenos: são moléculas compostas unicamente de carbono (C60, C20, C26, C70), esféricas, descobertas em 1985. Hibridação sp2 Possuem alta resistência e boa condutividade elétrica. São obtidas em laboratório a partir da grafite. Mais recentemente foram descobertos na Natureza e no espaço. A sua descoberta abriu um novo campo da química. Têm potencial aplicação na medicina, química de materiais (inclusão em compósitos para melhorar suas propriedades mecânicas e elétricas), nanotecnologia. Derivados do carbono: preparação Carbetos: C22- ExCy, sendo E menos electronegatico que C Carbeto de silício SiO2 (s) + 3C(s)→ 2CO(g) + SiC(s) (extremamente abrasivo, muito usado no polimento de pedras) Carbeto de cálcio (produção de acetileno) CaO(s) + 3C(s)→ CO(g) + CaC2 (s) C22- + 2H2O → C2H2 + 2OH- Monóxido de carbono p.e. -191 ºC Gás incolor, insípido, inodoro Extremamente tóxico: envenenamentos por inalação de fumos em incêndios e por exposição em espaços sem exaustão / renovação de ar. Presente no fumo do cigarro O2 (g) + 2C(s)→ 2CO(g) H2O(g) + C(s)→CO(g) + H2 (g) Dióxido de carbono p.e. -78 ºC. 1,5 x mais denso que o ar. Gás incolor, odor levemente pungente Tóxico em grande concentração (> 15 %) O2 (g) + C(s)→ CO2 (g) 3O2 (g) + C2H5OH (l)→ CO2 (g) + 3H2O(l) Carbonatos Estalactites Estalagmites Bebidas carbonatadas Derivados do carbono Hidrogenocarbonatos NaHCO3 é usado como antiácido, em fermentos e na formulação de comprimidos efervescentes Dissulfureto de carbono Usado em química orgânica como reagente Usado ao nível industrial como solvente não polar CH4 + 4 S → CS2 + 4H2S Haletos de carbono CCl4 Usado em química orgânico como reagente. Ao nível industrial como solvente não polar. Usado em limpeza a seco. Muito tóxico, persistente no ambiente, carcinogénico Polaridade apolar Estado físico: p.e.=76,72ºC Densidade: 1,59 g/ml Ácido cianídrico Gás extremamente tóxico Usado em química orgânica. 3 CS2 + 2 Cl2 → CCl4 + S2Cl2 2 CH4 + NH3 → HCN + 3H2 Estrutura dos hidrocarbonetos: Hidrocarbonetos saturados Hidrocarbonetos insaturados Compostos carbonílicos O grupo carbonilo é planar e a ligação C=O é polar Silício e Germânio O silício é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre, onde ocorre como SiO2 e minerais silicatos. O germânio é o elemento menos abundante do Grupo 14. O silício e o germânio adotam estruturas tipo diamante. Estanho e Chumbo O estanho ocorre como SnO2, a partir do qual o estanho metálico é obtido. O chumbo ocorre sobretudo como PbS, o qual forma óxido de chumbo em contacto com o ar, formando o chumbo metálico por redução.  Grupo 15 da TP Elementos: N, P, As, Sb, Bi, Mc Propriedades: Os elementos do Grupo 15 mais importantes são o azoto e o fósforo. Aparência A aparência dos elementos do grupo 15 varia muito. O azoto, N2, é um gás incolor e inodoro. O fósforo é um não metal. O arsénio é um semi-metal, é encontrado em formas sólidas, amarelas e cinza. O antimónio é um semi-metal, é encontrado na forma metálica ou cinza amorfa. O bismuto é um metal branco cristalino e quebradiço. Essas diferentes aparências mostram a transição de um carácter não metálico para metálico ao longo do grupo. Propriedades: O fósforo é um não metal, ocorre como Ca3(PO4)2 , o qual pode ser convertido em P4. Na forma elementar, existe em formas sólidas com diferentes cores: branco (P4), vermelho e preto, correspondentes a diferentes alátropos. Reactividade geral Os elementos do Grupo 15 mostram uma tendência marcada para o carácter metálico à medida que se desce no Grupo. Esta tendência reflecte-se tanto nas suas estruturas como nas suas propriedades químicas, como por exemplo, na formação de óxidos cada vez mais básicos. Ocorrência O azoto é muito abundante na atmosfera e nos seres vivos O fósforo é o décimo elemento mais abundante da crosta terrestre. Os restantes elementos são encontrados na forma elementar na crosta da Terra, mas mais frequentemente como minerais. São facilmente extraídos por redução dos seus óxidos pelo carbono. Estados de oxidação e energias de ionização Os elementos deste grupo têm a configuração electrónica geral ns2np3. Todos apresentam o esperado estado de oxidação +3 devido aos 3 electrões p desemparelhados. Apresentam também o estado de oxidação +5. Em todos os elementos, excepto o N, este estado de oxidação é possibilitado pela promoção de um electrão s para uma orbital d disponível. O azoto é notável pela sua ampla gama de estados de oxidação que variam de -3 a +5. Neste grupo as cinco primeiras energias de ionização são relativamente baixas, reflectindo a remoção de dois electrões s e de três electrões p. Há um aumento maior entre a 5ª e a 6ª energia de ionização.  Propriedades Físicas As propriedades físicas deste grupo variam amplamente: o azoto é um gás, e os outros elementos são sólidos com carácter cada vez mais metálico. O raio covalente dos átomos aumentam ao longo do Grupo. O átomo de N é especialmente pequeno e por isso pode estabelecer múltiplas ligações com átomos de N, C e O. Propriedades químicas Tanto o azoto como o fósforo existem em estados de oxidação +3 e +5 nos compostos que integram. O fósforo é mais reactivo que o azoto. Reage com metais para formar fosforetos, com enxofre para formar sulfetos, com halogéneos para formar haletos, e inflama ao ar para formar óxidos. Azoto O azoto é encontrado na atmosfera e compõe 78% do volume do ar. É abundante nos seres vivos (integra as proteínas). O azoto participa na formação dos aminoácidos e das bases do DNA. Participa em pontes de hidrogénio N2, propriedades físicas O azoto existe como N2, uma molécula diatómica. É um gás incolor e inodoro, que condensa para formar um líquido incolor a 77K. A força da ligação e o pequeno comprimento da ligação comprovam que a ligação entre os átomos de N é uma ligação tripla. N2, propriedades químicas O azoto é pouco reactivo, principalmente porque a entalpia de ligação é muito alta (944 kJ mol-1). O único elemento que reage com o azoto à temperatura ambiente é o lítio, para formar nitreto de lítio Li3N. Alguns microrganismos desenvolveram um mecanismo para reagir directamente com o azoto molecular e fixá-lo em proteína, o que constitui um passo importante na cadeia alimentar. É usado no fabrico industrial de nitretos, amónia e óxido nítrico. 6Li(s) + N2(g) → 2Li3N (s) Temperatura ambiente 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) 3O2(g) + N2(g) → 2NO (g) Temperatura elevada Óxidos 5 óxidos de azoto, com o número de oxidação do N variando em +1 a +5: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5. 2 oxiácidos importantes com azoto: - ácido nitroso, HNO2 e ácido nítrico, HNO3. O ácido nítrico é altamente reactivo e comporta-se como Agente oxidante Agente de nitração Ácido forte Haletos Os haletos de azoto NX3 são moléculas covalentes com estruturas piramidais Compostos de hidrogénio O composto mais importante é a amónia, NH3. Durante a síntese industrial da amónia, o azoto atmosférico, inerte, é convertido num composto reactivo (a amónia) tornando o azoto atmosférico disponível para muitas reacções. A amónia é um agente redutor. A amónia é uma base de Lewis, já que tem um par de electrões desemparelhado. Azoto molecular, N2 Muito usado em laboratórios industriais e de investigação, indústria alimentar, e como agente criogénico. O azoto gasoso é utilizado para fornecer uma atmosfera inerte para reacções que não podem ser realizados na presença de oxigénio. Para uso industrial, o azoto é obtido por destilação fraccionada do ar. É usado para a produção industrial de amónia pelo processo Haber-Bosch: N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) É necessário um catalisador de ferro. A mistura é aquecida a 450 ° C, a 250 atm de pressão. No laboratório, o azoto pode ser obtido por reacção do cloreto de amónio com nitrito de sódio NH4Cl + NaNO2 → NaCl + NH4NO2 → 2H2O + N2 -3 +3 Amónia: Tem numerosos usos - cerca de 100 milhões de toneladas são produzidas a cada ano. É usado como fertilizante directamente e após a conversão noutros fertilizantes (NH4NO3, (NH4)3PO4) É matéria-prima para a produção de ácido nítrico e para a produção de nylon. Ácido nítrico Obtenção a partir da amónia 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O (g) 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) Dióxido de azoto, é um gás castanho escuro 3NO2(g) + H2O(l) → 4HNO3(aq) + NO(g) Óxido nítrico, é um gás incolor que reage rapidamente com O2 É usado como explosivo, na formação de nitrato de amónio (fertilizante) e em laboratório.  Fósforo Existe na Natureza sob a forma de fosfatos. Forma compostos análogos ao azoto. Existem muitos oxiácidos de fósforo. O ácido fosfórico é o mais importante H3PO4. É produzido em grande escala e usado na produção de fertilizantes. Os seus sais de sódio são usados na preparação de tampões de pH Os haletos de fósforo são mais importantes: PX3 e PX5 Fosfina, PH3, é uma base de Lewis, menos solúvel em água do que a amónia. O fósforo é muito usado em fertilizantes e como antiácido (PO43-). O fósforo branco é usado como arma química (proibida). Forma um fumo denso. Reage com o oxigénio atmosférico de forma explosiva formando óxidos. Causa queimaduras graves na pele e nas vias respiratórias  Arsénio O arsénio é um dos metais mais tóxicos. Está presente no fumo do tabaco. Os compostos de arsénio contendo carbono são menos tóxicos. O arsénio possui propriedades antibacterianas e antitumorais. O trióxido de arsénio, As2O3 é altamente tóxico, distribui-se nos ossos, músculos, cabelo e unhas e é eliminado muito lentamente, causando distúrbios gastro- intestinais. É usado no tratamento da leucemia promielocícita aguda. Atoxyl: descoberto no final do séc. XIX, com propriedades anti-infeciosas Melarsoprol: medicamento utilizado no tratamento da doença do sono, causada pelo Trypanosoma brucei Salvarsan: medicamento descoberto em 1909 para o tratamento da sífilis. Neosalvarsan: apresenta menor toxicidade. Grupo 16 da TP Elementos: O, S, Se, Te, Po Propriedades: Aparência: O primeiro elemento do grupo, o oxigénio, é o único que forma um gás. O O2 é incolor e inodoro. O enxofre é um sólido amarelo quebradiço. O selénio pode ter uma estrutura amorfa ou cristalina. A forma amorfa pode ser vermelha ou preta. O telúrio tem uma cor branca prateada com brilho metálico. O polónio é um elemento radioactivo. O selénio e o telúrio são elementos raros, com poucas utilizações. Reatividade geral: O oxigénio e o enxofre são elementos altamente electronegativos. A sua reactividade é dominada pela facilidade com que ganham electrões. Ao longo do grupo há uma transição de um carácter não metálico para um carácter metálico. O oxigénio é um não metal e o telúrio é um metalóide. Todos os elementos, excepto o polónio formam iões M2- Existe uma diferença marcada entre o oxigénio e os outros membros do grupo, o que se deve a: (a) O tamanho pequeno do átomo de oxigénio permite-lhe estabelecer ligações duplas (b) incapacidade para expandir a sua camada de valência por não ter orbitais d (c) A sua elevada electronegatividade, que lhe permite participar em ligações de hidrogénio Ocorrência e extracção O oxigénio ocorre amplamente como um elemento livre sob a forma de O2, constituindo 21 % do ar em volume. Ocorre sob a forma de ozono, O3, a elevadas altitudes (camada de ozono). Integra uma grande variedade de moléculas, em minerais, na água e nos compostos orgânicos. Os óxidos metálicos (Fe2O3, Fe3O4), os silicatos (SiO44−) e os carbonatos (CO32−) são abundantes nas rochas e nos solos. O oxigénio é obtido industrialmente por destilação fraccionada do ar. É armazenado sob pressão elevada. O enxofre é encontrado como um elemento livre, em sulfuretos metálicos e em sulfatos. Propriedades físicas O raio covalente e o raio iónico aumentam ao longo do grupo à medida que os electrões ocupam camadas com números quânticos mais altos. O oxigénio ocorre como dois alótropos gasosos: O2 (oxigénio ou dióxigénio) e O3 (ozono ou trioxigénio). O oxigénio é o mais comum. Condensa sob a forma de um líquido ligeiramente azul a -183 ºC. O ozono é um gás ligeiramente azul, com odor pungente que condensa a -112 ºC formando um líquido azul. A camada de ozono é uma importante protecção contra a radiação ultravioleta do sol. O enxofre tem diversos alótropos. Os dois alótropos principais são moléculas S8: enxofre rômbico; e o outro, de enxofre monoclínico Propriedades químicas O oxigénio, O2, é um agente oxidante muito reactivo. É o principal agente em reacções de combustão e de respiração. O ozono, O3, é também altamente reactivo e oxidante, capaz de clivar ligações C=C, ozonólise Haletos O único haleto de oxigénio é o difluoreto de oxigénio, OF2, um gás incolor e tóxico (existem, no entanto, diversos óxidos de halogénios, como Cl2O, Cl2O7 e I2O5.) O enxofre forma diversos haletos, como o hexafluoreto de enxofre e o dicloreto de dienxofre. Nos óxidos, o O é o elemento mais electronegativo. Nos haletos, o elemento X é o mais electronegativo Compostos covalentes com hidrogénio O mais importante é a água, H2O, um dos compostos químicos mais versáteis na Natureza. Pode actuar como uma base ou um ácido de Bronsted, como um agente de oxidação ou um agente redutor. O peróxido de hidrogénio, H2O2, é um líquido. Tal como na água, as moléculas encontram-se extensivamente ligadas por ligações de hidrogénio. É fortemente oxidante e é muito usado como tal na indústria. O sulfureto de hidrogénio, H2S, tem um odor desagradável, é usado como agente redutor. Estados de oxidação e afinidades electrónicas O número de oxidação do oxigénio nos compostos que forma é geralmente -2 (0, -1, -2). Os números de oxidação do enxofre variam de -2 a +6, sendo -2, +4, e +6 os mais comuns. Esta variabilidade deve-se à sua electronegatividade intermédia e à facilidade de o enxofre acomodar electrões de valência nas orbitais d disponíveis na camada exterior. Peróxidos: O22- Fórmula geral R-O-O-R' , em que R e R' são radicais orgânicos ou hidrogénio. Oxidantes fortes Superóxido: O.- 2 O2 -, ou com a notação mais simples O2-. Oxidante forte, espécie radicalar, podendo ser produzido em sistemas vivos. ENXOFRE O enxofre é reactivo sob todas as formas. Arde com o oxigénio formando dióxido de enxofre, SO2, um gás tóxico com odor pungente. Com elementos com menor reactividade, o enxofre actua como agente oxidante e forma sulfuretos Óxidos Os óxidos de enxofre mais importantes são o SO2 e o SO3 (dióxido de enxofre e trióxido de enxofre). Formam-se quando o enxofre reage com o oxigénio. O SO3 é um sólido volátil que reage violentamente com a água. O H2SO4 puro é um líquido incolor e viscoso. É um reagente químico importante. Comporta-se como ácido, como agente oxidante e como agente de desidratação. É barato e amplamente usado na indústria. Aplicações industriais O ácido sulfúrico tem grande importância industrial. Como tem várias funções em química, é usado na manufactura de um grande número de produtos. O peróxido de hidrogénio é usado como oxidante na indústria, como desinfectante, em produtos capilares. O hexafluoreto de enxofre é usado como isolante gasoso em transformadores eléctricos. Oxigénio Obtenção de oxigénio Destilação fraccionada do ar liquefeito p.e. O2 = -183 ºC p.e. N2 = -196 ºC Electrólise da água Propriedades do oxigénio Elevada electronegatividade (3,44) Grande poder oxidante Formação de óxidos Formação de peróxidos Usos Industrial: síntese do ácido nítrico indústria do aço Papel importante ao nível biológico (manutenção da vida celular)  Grupo 17 da TP Elementos: F, Cl, Br, I, At Propriedades: Os elementos do Grupo 17 são designados halogéneos. Aparência: O flúor, F2, é um gás venenoso, amarelo claro. O cloro, Cl2, é um gás venenoso, verde claro. O bromo, Br2, é um líquido tóxico e cáustico, castanho. O iodo, I2, é um sólido preto que sublima facilmente para formar um vapor violeta. Reatividade geral Os halogéneos, formam um conjunto de não metais com características comuns. Todos existem como moléculas diatómicas, X2, e oxidam metais formando haletos (X-). A 1a energia de ionização, a electronegatividade e a capacidade oxidante diminuem ao longo do grupo, logo, aumenta o carácter covalente dos compostos. Capacidade oxidante F2>Cl2>Br2>I2 Por exemplo, o AlF3 é iónico, enquanto o AlCl3 é covalente. O poder redutor dos haletos aumenta ao longo do grupo F-