Tabela 2 :REAÇÕES IMPORTANTES DOS METAIS ALCALINOS

UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP
QUÍMICA INORGÂNICA
DESCRITIVA
Prof. Dra. Silvia Carla Haither Goós
QUÍMICA BIOINORGÂNICA
A Química Bioinorgânica é a ciência que estuda o papel das substâncias inorgânicas (e dos complexos
metálicos especialmente) em sistemas biológicos. Estuda os elementos químicos dentro do contexto especial dos
organismos vivos, sejam eles essenciais à vida, ou necessários em pequeníssima escala. Os elementos são ditos
essenciais quando a sua falta no organismo vai causar algum tipo de disfunção, ou vai debilitar seriamente alguma
função orgânica, e a adição desse elemento vai restaurar a saúde daquele organismo.
Todas as formas de vida são afetadas pela presença de metais dependendo da dose e da forma química.
Muitos metais são essenciais para o crescimento de todos os tipos de organismos, desde as bactérias até mesmo
o ser humano, mas eles são requeridos em baixas concentrações e podem danificar sistemas biológicos.
Os metais são classificados em:
1. Elementos essenciais: aqueles que o nosso organismo necessita em grandes quantidades, tais como
sódio, potássio, cálcio, ferro, zinco, cobre, níquel e magnésio;
2. Micro-contaminantes ambientais: arsênico, chumbo, cádmio, mercúrio, alumínio, titânio, estanho e
tungstênio;
3. Elementos essenciais e simultaneamente micro-contaminantes: cromo, zinco, ferro, cobalto,
manganês e níquel.
Há outros sete elementos que são não- metais (H, C, N, O, P, S e Cl).
Para esses elementos, é relativamente fácil aos cientistas demonstrarem de que forma o nosso organismo
se ressente da falta, ou do excesso de cada um. Muito difícil é mostrar as necessidades do nosso organismo
àqueles elementos que são necessários, aparentemente, em pequenas quantidades, os chamados elementos
"traço".
Por exemplo, nossa necessidade básica de selênio, um desses traço-elementos, foi determinada ser entre
50 e 200 g/dia: a falta pode causar sérios problemas de saúde, enquanto o excesso pode levar à morte.
Felizmente, nossa dieta normal nos providencia a quantidade necessária desse elemento, de formas a que não
necessitamos nos preocupar com sua falta, ou excesso.
Os traço-elementos mais importantes são os metais V, Cr, Mn, Co, Ni, Mo e Sn, e os não-metais B, F, Si,
Se e I.
Esta apostila lista a parte química relativa a cada família da tabela periódica e enfatiza como o nosso
organismo reage com relação à bioquímica de alguns elementos presentes em cada família.
Outros exemplos:
- A hemoglobina (proteína que promove o transporte de oxigênio para as células) depende
fundamentalmente de uma molécula relativamente pequena, o Heme, que por sua vez está estruturado
sobre um átomo de ferro. Portanto, o estudo da estrutura e do mecanismo do grupo heme é um dos
objetos típicos da Química Bioinorgânica.
- As superóxido-dismutases, que eliminam radicais livres gerados no metabolismo, e que dependem de
átomos de cobre;
- As hemocianinas, que fazem às vezes da hemoglobina (ou seja, transportam oxigênio) nos artrópodos e
moluscos, e que dependem também de átomos de cobre;
- A vitamina B12, único caso de importância biológica do cobalto e a única molécula organometálica da
natureza (que contém uma ligação metal-carbono);
- As clorofilas, que dependem de átomos de magnésio e são estruturalmente muito semelhantes à nossa
hemoglobina.
- Compostos de metais de transição sempre estiveram associados justamente a intoxicações severas,
como pelo chumbo, mercúrio, etc.
- Complexos de lítio para o tratamento de doenças psiquiátricas e os complexos de ouro para tratamento
de artrite.
- O arsenal terapêutico da Medicina quase nunca empregou moléculas inorgânicas, até o advento da
cis-diamindicloroplatina (II), popularmente conhecida como cisplatina, utilizada no tratamento do câncer.
A Química Bioinorgânica é, na verdade, um fantástico híbrido entre a química variada e
colorida dos metais e o fascinante mundo da orgânica.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
-1
O HIDROGÊNIO
1- A ligação de hidrogênio
A ligação de hidrogênio, também conhecida como ponte de hidrogênio, é um enlace
químico em que o átomo de hidrogênio é atraído simultaneamente por átomos muito
eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As ligações de hidrogênio podem existir no
estado sólido e líquido e em soluções. É condição essencial para a existência da ligação de
hidrogênio a presença simultânea de um átomo de hidrogênio ácido e de um receptor básico.
Hidrogênio ácido é aquele ligado a um átomo mais eletronegativo do que ele, de maneira que o
seu elétron sofra um afastamento parcial. Receptor básico é uma espécie química que possua um
átomo ou grupo de átomos com alta densidade eletrônica, sendo que o ideal é a presença de pelo
menos um par de elétrons livres. A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos:

Intramolecular - Nesse caso a configuração espacial da molécula é favorável à formação
da ligação entre um grupo doador e um receptor de prótons dentro da própria molécula.

Intermolecular - Envolve o grupo doador de prótons de uma molécula e o grupo receptor
de prótons de outra molécula.
2- Ligações na água
A molécula de água apresenta dois pares de elétrons ligantes e dois pares não ligantes. O
ângulo de ligação esperado seria de 109o28' (geometria angular). No entanto, verifica-se
experimentalmente que esse ângulo é de 104o5'. Isso se deve ao fato de que a repulsão existente
entre pares eletrônicos não ligantes é mais intensa do que entre pares ligantes, o que causa um
fechamento do ângulo de ligação.
3- Ligações policêntricas
O hidrogênio pode formar ligações especiais com elementos que possuem baixa
densidade eletrônica, como o boro, com o qual pode formar o composto BH 3. Este, porém, é
instável à temperatura ambiente, e é substituído pelo composto de fórmula B 2H6 (borano), com
uma estrutura esquematizada abaixo:
Como cada ligação envolve três núcleos atômicos, esse
tipo de ligação é dito tricentrada. Cada linha vermelha
tracejada é uma ligação que envolve apenas um elétron.
Assim, os pares eletrônicos do hidrogênio fazem parte
também dos átomos de boro.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
-2
4. Estados de oxidação
O hidrogênio poder ter dois estados de oxidação: +1 e -1. O primeiro ocorre quando ele se
liga a elementos mais eletronegativos.
O hidrogênio com carga positiva corresponde a um próton, e como se trata de um cátion
de volume extremamente pequeno, sua carga elétrica é mais intensa e, conseqüentemente, gera
um maior campo elétrico, o que lhe confere alto poder polarizante.
O estado de oxidação negativo ocorre quando o hidrogênio se liga a elementos menos
eletronegativos (geralmente metais). Os compostos mais importantes em que o hidrogênio adquire
carga -1 são chamados hidretos. Ex: PH3 (fosfina), AsH3 (arsina), NaH, etc.
5- Algumas aplicações do Hidrogênio

Em maçaricos: o oxídrico (com temperatura em torno de 2700 o C) e o atômico (com
temperatura em torno de 5000
o
C - esse tipo de maçarico regenera o hidrogênio
molecular)

Redutor na metalurgia - evita a oxidação do metal

Síntese da amônia

Combustível

Bomba de hidrogênio

Hidrogenação de óleos vegetais

Gasolina sintética
Prof. Silvia Carla Haither Goós
-3
GRUPO 1 – METAIS ALCALINOS



São em número de seis: Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr).
O termo álcali foi usado pelos árabes para indicar os carbonatos de sódio e potássio obtidos das cinzas das plantas.
Na Tabela 1 estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
Tabela 1: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 1
ELEMENTO
Ano da descoberta
Descobridor
Ocorrência
Li
Na
K
Rb
1817
1790
1807
Arfevdson.
Humphry Davy.
Sir Humphry Davy
 Lepidolita ou Mica litífera:
 O NaCl é extraído  Leucita: K2AlSi2O6
K2Li3(Si4O10)2 (F,OH)4
diretamente das salinas  Ortoclásio: KAlSi3O8
 Petalita: LiNaAlSi4O11
por evaporação da
 Trifilita: (Li,Na)(Fe, Mn)PO4 água do mar.
 Filipsita: KCaAl3Si5O16
 Como
sal-gema:
NaCl é encontrado em
jazidas que ocupam
vastas superfícies.
Número Atômico
Configuração
Eletrônica
Energia de
Ionização (kJ/mol)
I1
I2
Raio Iônico (Å)
Ponto de Fusão
(oC)
Ponto de Ebulição
(oC)
Hof de M(g)
(kJ/mol)
Estrutura cristalina
estável a 25oC e 1
atm
Prof. Silvia Carla Haither Goós
1861
Bunsen e Kirchoff
 Um dos isótopos naturais
desse elemento, o rubídio-87,
é fracamente radiativo, e se
transforma lentamente em
estrôncio.
Cs
1860
Bunsen e Kirchoff
 Na natureza: tem
massa atômica 133,
e estável.
 Artificialmente:
isótopo de massa
137,
que
se
desintegra emitindo
radiação .
3
11
19
37
55
[He] 1s1
[Ne] 3s1
[Ar] 4s1
[Kr] 5s1
[Xe] 6s1
520
7298
496
4562
419
3052
403
2633
376
2233
0,60
0,95
1,33
1,48
1,69
180,5
97,8
63,2
39,5
28,4
1342
883
759
688
671
159,4
107,3
89,2
80,9
76,1
Cubo de corpo centrado
-4
1. Obtenção
Em virtude do fato dos metais alcalinos serem fáceis agentes redutores, a eletrólise é o único meio
conveniente de obtê-los a partir de seus compostos. Em escala laboratorial:
Ca(s) + 2 CsCl (s)  CaCl2 (s) + 2 Cs (g)
Os metais alcalinos são voláteis e podem ser isolados na forma pura, por destilação de misturas
de reação.
2. Aplicações
Na:

Sob a forma de vapor, o sódio é usado nas lâmpadas que iluminam os túneis e nas lâmpadas de rua.

O cloreto de sódio (NaCl)é largamente utilizado na alimentação, além de servir para conservar carnes,
para se obter misturas refrigerantes e para a preparação de outros sais de sódio.

O nitrato (NaNO3) é usado como fertilizante, no tratamento de minérios de níquel, na preparação de
vidros e como integrante de misturas explosivas (a própria pólvora tem como um de seus componentes o
nitrato de sódio, conhecido como salitre do Chile).

O carbonato de sódio (CaCO3) é utilizado principalmente na indústria do vidro e na fabricação de
sabões.

Outro mineral de sódio importante para a indústria é a criolita (Na3AlF6), usada na fabricação do vidro e
na metalurgia do alumínio.

O hipoclorito de sódio (NaOCl) é usado como agente alvejante e como desinfetante.

O bicarbonato (NaHCO3) é usado como fermento químico.

Também o hidróxido de sódio (NaOH), conhecido como soda cáustica, é largamente utilizado na
fabricação de sabões e na refinação do petróleo e de um grande número de óleos vegetais, na indústria
do papel e do raiom e na regeneração da borracha velha.
K:

O potássio metálico combinado com o sódio, na proporção de 70% do total, forma uma liga que serve
como veículo de condução de calor em máquinas térmicas.

KCl e K2SO4: fertilizantes.

Carbonato de potássio (K2CO3): indústria de vidros e sabões.

Na preparação da pólvora, o nitrato (KNO3).

O superóxido de potássio é empregado em aparelhos de respiração e em submarinos,

O KBr encontra uso na fotografia.
Rb:

Juntamente com o césio, é utilizado em masers - aparelho usado para amplificação de microondas por
meio de emissão estimulada de radiação. Os maseres são geradores de microondas dotadas de
frequência rigorosamente constante, podendo ser usado como padrão de tempo para relógios de extrema
precisão.

Também a relação entre rubídio e estrôncio numa rocha permite-nos conhecer sua idade.
Cs:

O césio-137 é empregado na terapia de tumores, em um aparelho chamado "bomba de césio".
Prof. Silvia Carla Haither Goós
-5

Tendo forte afinidade com o oxigênio, o césio elementar pode ser utilizado para absorver resíduos
desse gás quando se exige o alto-vácuo, como acontece nas válvulas termoiônicas. O metal é evaporado
no interior da válvula e o eventual oxigênio ainda existente se deposita nas paredes, aumentando o vácuo.
Fr :

É utilizado em reatores nucleares.
Li
 É usado na gaseificação do cobre e suas ligas e no endurecimento de ligas à base de chumbo e
cálcio.

Na medicina o lítio é empregado sob a forma de bicarbonato, utilizado no combate à uremia - excesso
de ácido úrico no sangue - pela sua facilidade de formar sais solúveis com este ácido.

O cloreto (LiCl), o sulfato (Li2SO4) e o nitrato (NaNO3) possuem uma forte tendência a absorver água e
a se liquefazerem. Por isso estes sais são utilizados em sistemas de condicionamento de ar, participando
da confecção de elementos higroscópicos.

Também se utiliza o carbonato de lítio (Li2CO3) para endurecer vidros e espelhos e como agente
psicótrópico.

O estearato de lítio (C17H35COOLi) é usado na fabricação de graxas lubrificantes para automóveis.

O lítio encontra ainda emprego na fabricação de células eletroquímicas (baterias primárias e
secundárias).
Tabela 2 :REAÇÕES IMPORTANTES DOS METAIS ALCALINOS
EQUAÇÃO GERAL
EXEMPLO
OBSERVAÇÕES
Reação com água
2 M + 2 H2O  2 M+1 + 2 OH-1 + H2
2Na(s) + 2H2O(l)  2Na+(aq) + 2 OH-1(aq) + H2 (g)
Li lentamente e os
demais rapidamente
Formação de Hidretos
2 M + H2  2 MH
2Na(l) + H2(g)  2NaH (s)
Reação com Haletos (X2)
2 M + X2  2 M+ X-
2 Na(s) + Cl2 (g)  2 NaCl(s)



Reação com O2
Monóxido: 4 M + O2  2 M2O
Peróxido:
2 M + O2  M2O2
Superóxido: M + O2  MO2
Todos os metais
alcalinos produzem
hidretos iônicos
Todos os metais
alcalinos reagem
violentamente com
todos os halogênios
4 Li + O2  2 Li2O
2 Na + O2  Na2O2
K + O2  KO2
Li somente
Na somente
Os demais
Tabela 3: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E METAIS ALCALINOS
(106g encerram 10 x g do elemento)
ELEMENTO
CROSTA
H
Li
Na
K
Rb
Cs
3,14
1,30
4,45
4,41
1,95
0,44
Prof. Silvia Carla Haither Goós
ÁGUA
5,03
- 0,76
4,02
2,58
- 0,92
- 3,3
HOMEM
4,96
- 1,50
3,41
3,34
0,90
----
OBSERVAÇÕES
Constituinte do fluido e das moléculas biológicas
Não essencial. Usado no tratamento de doenças mentais.
Principal cátion extracelular
Principal cátion intracelular
Não essencial
Não essencial
-6
3. Bioinorgânica
Como mencionado na Introdução, o sódio e o potássio são essenciais. Nós necessitamos de pelo menos
1g/dia de sódio em nossa dieta, mas em nossa cultura ocidental, habitualmente ingerimos muito mais do que isso.
De fato, é muito mais comum a deficiência de potássio no nosso organismo. O fato noticioso mais corriqueiro
sobre essa deficiência vem das práticas esportivas: jogadores de futebol muitas vezes são submetidos a dietas
ricas em bananas para evitar cãibras, contrações espasmódicas musculares muito doloridas. Bananas, e mesmo
café, são ótimos provedores de íons potássio para o organismo. Assim sendo, o excesso de potássio no nosso
organismo raramente é motivo de preocupação, ao contrário do que acontece com o sódio. Nesse caso, ele pode
vir a causar altas pressões arteriais, o que pode vir a ser fatal. Pessoas com problemas de pressão alta, os
chamados hipertensos, têm de controlar cuidadosamente a ingestão de sal, a tal ponto que o próprio mercado já
coloca à disposição marcas de sal comerciais contendo até 40% menos sódio.
A função básica dos íons sódio e potássio é a de contrabalançar as cargas negativas associadas a grupos
funcionais orgânicos em proteínas, além de manter a pressão osmótica dentro de nossas células, evitando que
elas entrem em colapso.
Diferentemente da química inorgânica tradicional, onde tratamos o íon sódio e o íon
potássio como similares, o mundo biológico discrimina ambos de forma precisa. As células do
O
O
O
O
nosso organismo bombeiam o sódio para fora do citoplasma (o protoplasma da célula,
excluído o núcleo) e bombeiam o potássio para dentro, através de enzimas seletivas que
contém "cavidades" onde cabem ou o pequeno sódio, ou o grande potássio (veja figura ao
lado).
Esse controle enzimático sobre as concentrações de sódio e potássio dentro e fora das células produz um
potencial elétrico através da membrana celular que é vital para a realização de muitos dos processos básicos do
organismo, como a geração dos sinais elétricos rítmicos do coração, a incessante separação de solutos tóxicos
dos não tóxicos do sangue pelo fígado. A atividade elétrica do nosso cérebro também é dependente dessa troca
potássio/sódio, e até nossos olhos dependem dela para manter a nossa visão, isto é, o índice de refração de
nossas lentes oculares.
Embora não se conheça o mecanismo biológico preciso do íon lítio em nosso organismo, há tempos que
se reconhece sua ação sobre o cérebro das pessoas: seu excesso causa vários distúrbios cerebrais, mas não se
sabe ainda se a sua falta é responsável, pelo menos em parte, por levarem pacientes a estados depressivos. Hoje
em dia, a administração de carbonato de lítio é a forma mais segura - embora tenha de ser cuidadosamente
controlada - para o tratamento de maníacos depressivos. Excesso de lítio no organismo pode levar a parada
cardíaca, e conseqüentemente à morte do paciente.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
-7
GRUPO 2 – METAIS ALCALINOS TERROSOS


ELEMENTO
Ano da descoberta
Descobridor
São em número de seis: Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Rádio (Ra).
Na Tabela 4 estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
Be
1828
Wöhler e Bussy.

Berilo:
Be3Al2(Si6O1).
Tabela 4: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 2
Mg
Ca
Sr
1808
1808
1808
Humphry Davy.
Davy e Berzelius.
Crawford e Davy.
Como cloreto (na
Encontrado
na
 Calcita e Aragonita:
água do mar) e em
diversos minerais:
 Magnesita: MgCO3
Ocorrência
 Dolomita:
MgCO3.CaCO3
 Carnalita:
CaCO3
 Dolomita:
natureza sob a forma de
carbonatos e sulfatos:
MgCO3.CaCO3
 Gipsita: CaSO4 2 H2O
 Estroncianita: SrCO3
 Celestina: SrSO4
 Fosforita: Ca3(PO4)2
 Fluorita: CaF2
Ba
1770
Wilhelm Scheele.
 Witherita: BaCO3

Ra
1898.
Casal Curie
Na natureza:
em quantidades
Barita ou Baritina:
BaSO4 (As principais
mínimas.
reservas de barita
estão
nos
EUA,  Suas fontes são
Alemanha Ocidental,
minérios de urânio,
México e Canadá,
mas também ocorrem
na Itália e no Brasil)
MgCl2 . KCl . 6 H2O
 Brucita: Mg(OH)2
Número Atômico
Configuração
Eletrônica
Energia de
Ionização (kJ/mol)
I1
I2
Raio Iônico (Å)
Ponto de Fusão
(oC)
Ponto de Ebulição
(oC)
Hof de M(g)
(kJ/mol)
Prof. Silvia Carla Haither Goós
4
12
20
38
55
88
[He] 1s2
[Ne] 3s2
[Ar] 4s2
[Kr] 5s2
[Xe] 6s2
[Xe] 7s2
900
7159
738
1451
590
1146
550
1064
503
965
0,31
0,65
0,99
1,13
1,35
1287
649
839
768
729
2472
1090
1484
1377
1898
324,3
147,7
178,2
164,4
180
-8
1 - Obtenção
Todos os metais alcalino terrosos podem ser preparados pela eletrólise de seus haletos, no estado
fundido. A maioria do magnésio é preparada comercialmente pela redução do óxido metálico com carvão:
MgO + C  Mg + CO
Em geral, a maneira mais conveniente de preparar pequenas quantidades é por meio da redução de seus
óxidos por metais redutores disponíveis:
3 BaO + 2 Al  2 Ba + Al2O3
2 - Aplicações
Be:

Em liga com o cobre, é usado na fabricação de molas de grande resistência.

Por ser muito leve, é excelente para a construção de mísseis e outros objetos espaciais.

Também é utilizado na fabricação de reatores nucleares.
Mg:

Entre os sais de magnésio, os mais usados são o sulfato (MgSO 4) , o cloreto (MgCl2) e o
carbonato (MgCO3) .

O MgSO4 é conhecido como sal de Epson, é utilizado na agricultura, como fertilizante.

O cloreto de magnésio, misturado com óxido de magnésio, fornece uma pasta bastante
dura, usada na preparação de cimentos.

O MgO - um pó branco de elevado ponto de fusão (3000o C) é usado no preparo de
revestimentos refratários.

Os organo-metálicas, de fórmula geral RMgX, onde R é um grupo alquil ou aril e X é um
halogênio são usados na preparação de siliconas (compostos orgânicos de silício), na
obtenção de aldeídos, ácidos carboxílicos e outras substâncias orgânicas.
Ca:

O fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2] é usado como fertilizante

O sulfeto (Cãs) como depilatório na preparação de couros e na fabricação de tintas
luminosas.

O fluoreto (CaF2) é largamente usado na indústria metalúrgica, na preparação de
escórias de baixo ponto de fusão.

A cal apagada (hidróxido de cálcio [Ca(OH)2] é utilizada na preparação de argamassas
em construção civil.
Sr:

Alguns sais de estrôncio são usados pelos seus poderes diurético, analgésico e sedativo.
Ba:

O sulfato de bário BaSO4, por ser opaco aos raios X, é usado em exames radiológicos do
tubo digestivo.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
-9

Misturado com o sulfeto de zinco, o sulfeto de bário (BaS) é usado como pigmento
branco.

O fluorsilicato de bário (BaSiF6) é usado como inseticida.

Todos os sais de bário são tóxicos.
Ra:

Como elemento emissor de partículas alfa, beta e gama, o rádio é usado em medicina,
principalmente em oncologia, pela sua ação sobre as células cancerosas.
3 - Dureza da água
Na água utilizada industrialmente, a presença de íons cálcio e magnésio provocam incrustações em
caldeiras e tubulações e, em conseqüência, a sua rápida deterioração. É muito importante conhecer o teor
desses íons na água: quando em quantidades acima de certos valores, fazem com que a água seja
classificada como dura. Alguns dos inconvenientes de uma água dura podem ser constatados na experiência
diária.
Por exemplo, a emulsão de sabões nessa água forma pouca espuma. É que a presença de sais de
cálcio e magnésio provoca reações entre o sabão e os íons, produzindo sais orgânicos insolúveis (os sabões
geralmente são sais alcalinos de ácidos graxos, especialmente o estearato e o palmitato de sódio).
2 Na+1(aq) + (C17H35COO)-(aq) + Ca+2(aq)  {Ca+2(C17H35COO-)2}(s) + 2 Na+1(aq)
Evitar esse fenômeno é especialmente importante para as indústrias que fazem uso de sabão, seja
como detergente, seja como reagente. A perda de sabão nas reações com os íons Ca 2+ e Mg2+ acaba
onerando o custo industrial a um ponto quase intolerável. Além disso, os sais insolúveis formados nessas
reações depositam-se sobre as paredes das caldeiras, reduzindo seu tempo de vida útil. Com esses
exemplos, podemos compreender a necessidade de um controle preciso em relação à dureza da água.
Para o abrandamento da água, convém passa-la através de uma resina de troca iônica:
{resina . n H}(s) + Ca+2(aq)  {resina . (n – 2) H . Ca}(s) + 2 H+(aq)
Tabela 5: REAÇÕES IMPORTANTES DOS METAIS ALCALINOS TERROSOS
EQUAÇÃO GERAL
EXEMPLO
OBSERVAÇÕES
Reação com água
M + 2 H2O  M
+2
+ 2 OH + H2 Ba(s) + 2H2O(l) 
-1
Formação de Hidretos
Ba+2(aq)
Ca(l) + H2(g)  2CaH (s)
M + H2  2 MH
Reação com Haletos (X2)
Ca(s) + Cl2 (g)  CaCl(s)
M + X2  M X2
Reação com O2
2 M + O2  MO
Prof. Silvia Carla Haither Goós
2 Ba + O2  BaO
-1
+ 2 OH
(aq)
+ H2 (g)
Mg e Ca reagem mais
lentamente, os demais,
rapidamente
Apenas Ca, Sr e Ba
formam hidretos
iônicos sólidos e
brancos.
Todos os metais
alcalinos terrosos
reagem violentamente
com todos os
halogênios
Todos
- 10
Tabela 6: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E METAIS ALCALINOS
TERROSOS
(106g encerram 10 x g do elemento)
ELEMENTO CROSTA
0,45
Be
4,32
Mg
4,55
Ca
ÁGUA
- 6,22
3,13
2,60
1,95
2,62
Sr
Ba
- 0,92
- 1,50
HOMEM
---2,60
4,14
0,60
- 0,50
OBSERVAÇÕES
Não essencial, tóxico.
Função enzimática, componente da clorofila.
Função enzimática, constituinte dos ossos e das
conchas.
Não essencial
Não essencial
4 - .Bioinorgânica
A principal função bioquímica do magnésio é a fotossíntese. A
C2H5
R
clorofila (figura ao lado) contendo magnésio, através da energia fornecida
CH2
HC
N
H3C
N
pelo sol, converte a água e o dióxido de carbono em açúcares, a fonte
Mg N
básica de energia dos organismos vivos, e oxigênio:
6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2
N
O
H
H3C
H
H
CO2CH3
CH2CH2CO2R
E é esse oxigênio o responsável pela imensa biodiversidade encontrada
no nosso planeta. Além disso, é de se especular que, sem a energia
fornecida pelos açúcares, teria sido muito difícil para a vida no planeta ter
evoluído das plantas aos animais herbívoros, e, é claro, a nós mesmos. O interessante dessa necessidade da
natureza pelo íon magnésio é que ele não é reativo, pois existe um único estado de oxidação, +2. Assim
sendo, o íon simplesmente "senta" no meio da molécula (complexa!) de clorofila, como se a sua função lá
fosse somente "segurar" a molécula dentro de uma determinada configuração específica para que não se
perca calor antes que seja usada na reação química. Dessa forma, as transferências de elétrons envolvidas
na fotossíntese ocorrem independentemente do íon metálico em si, mas não acontecem de forma alguma na
sua ausência.
Tanto o magnésio quanto o seu irmão maior, o cálcio, estão presentes nos nossos fluidos corpóreos: o
íon cálcio se acumula nos fluidos intracelulares e o pequeno magnésio se acumula dentro das células.
O magnésio é aparentemente essencial para o funcionamento do sistema neuromuscular, de forma que
ele é encontrado em todas as células do nosso corpo, mas em concentrações elevadas ele pode levar ao
colapso do sistema nervoso central. Afortunadamente, os rins excretam o magnésio com muita facilidade, de
formas a que raramente irá ocorrer o envenenamento por magnésio.
Além de suas funções bioquímicas específicas, compostos inorgânicos do magnésio, como o hidróxido
e o sulfato (sal de Epson) são indicados contra a acidez estomacal.
Os íons cálcio são os responsáveis pela contração muscular, como os batimentos cardíacos, e muitas
variedades de cãibras podem ser relaxadas pela ingestão de cálcio. Criaturas com esqueletos internos usam
apatita nos ossos, unhas e dentes: a apatita é um composto hidroxi fosfato de cálcio muito insolúvel, de
fórmula Ca5(OH)(PO4)3, de formas a que baixa ingestão de cálcio, principalmente durante a infância, produz
pessoas com poros nos ossos, que são mais sujeitos a quebras, e pode levar ao problema de osteoporose na
velhice.
Os esqueletos externos de organismos como corais e conchas marinhas são constituídos de outro
composto insolúvel de cálcio, o carbonato de cálcio. Uma parte da medicina dita alternativa recomenda a
ingestão de pó de casca de ostras para regular o teor de cálcio no organismo de pessoas carentes, ou com
deficiência, no metabolismo normal desse íon.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 11
GRUPO 13 – FAMÍLIA DO BORO
A característica mais notável na química dos metais alcalinos e alcalinos terrosos é a grande semelhança entre os membros da mesma família. Existem alguns
pontos de semelhança entre os elementos do grupo 13: Boro (B), Alumínio (Al), Gálio (Ga), Índio (In) e Tálio (Tl), porém, em geral, os elementos apresentam uma
variedade de propriedades e alguns contrastes. Indo do boro para o tálio, encontraremos uma mudança das propriedades semimetálicas para metálicas, por exemplo.
Na Tabela 7 estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
Tabela 7: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 13
ELEMENTO
Ano da descoberta
B
Al
Ga
In
Tl
1808
1825
1875,
1863
1861
Oersted
Lecoq e Boistraud
Descobridor
Gay-Lussac e Thénard
Ocorrência
 Bórax ou Tincal: Na2B4O7 Bauxita: Aal2O3 . n H2O
Criolita: Na3AlF3
. 10 H2O
 Colemanita: Ca2B6O11 . 5 Alumina: Al2O3
H2O
 Boracita: Mg3B7O13Cl
Número Atômico
F. Reich e T. Reichter
William Crookes
Baixo teor em alguns
O In é raro e
Ocorre junto com o Al,
minerais, aparecendo
acompanha quase
Ph, Zn, Se e S.
com subprodutos da
sempre o zinco,
Crokesita
extração do aluminio da
alumínio e o chumbo.
Corandita
bauxita.
Hutchinsonita
5
13
31
49
81
[He] 2s22p1
[Ne] 3s23p1
[Cu+1] 4s24p1
[Ag+1] 5s25p1
[Au+1] 6s26p1
I1
801
578
579
534
589
I2
2427
1817
1979
1821
1971
I3
3660
2475
2963
2706
2878
Raio Iônico (Å)
------
0,5
0,62
0,81
0,95
Ponto de Fusão (oC)
2027
660,1
29,8
156,6
304
Ponto de Ebulição (oC)
4002
2520
2205
2073
1473
Hof de M(g) (kJ/mol)
562,7
326,4
277
243,3
182,2
Cristais pretos brilhantes
Metal branco-prateado
Metal branco-prateado
Metal branco-prateado
Metal cinza-prateado
Configuração Eletrônica
Energia de Ionização (kJ/mol)
Estado a 25oC e 1 atm
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 12
1 - Obtenção:

O Boro é preparado pela redução de seu óxido com um forte agente redutor, como o Mg. Por
exemplo:
B2O3 + 3 Mg  2B + 3MgO
2 Al2O3 (l)  4 Al(l) + 3 O2 (g)

O Alumínio é preparado pela eletrólise à 1000oC:

O Índio é obtido pela eletrólise de seu óxido com carvão: In2O3 + 3 C  2 In + 3 CO.
2- Aplicações
B:

O íon piroxoborato {Na2[B2(O2)2 (OH)4].6 H2O}: soluções de limpeza e como agente branqueador

O B2O3 é usado como fluido auxiliar em soldas.

Os boranos (B2H6) são substâncias altamente energéticas, muito utilizadas como combustível.

O ácido bórico (H3BO3) é empregado como colírio.

O tetraborato de sódio (bórax) é usado na indústria do vidro.
Al:

Utensílios domésticos e esquadrias metálicas.

Um avião de grande porte pode ter cerca de 40 toneladas de liga alumínio-cobre.

Na forma de Al2O3 (corindón) é um material duro e usado em abrasivos

Algumas gemas preciosas são de óxido de alumínio impuro: rubi sintético (Al2O3 com pequena
quantidade de Cr+3), safiras azuis (Al2O3 com pequena quantidade de Fe+2 e Ti+4)

Quando se apresenta coberto por uma camada protetora de óxido, oferece, como o ouro e
a prata, excepcional resistência aos efeitos corrosivos da atmosfera, da água e de vários
agentes químicos  fabricação de embalagens de alimentos.

O alúmen – Al2(SO4)3 . K2SO4 . 24 H2O (sulfato de alumínio e potássio) – é usado em
tinturaria, para fixação do corante ao tecido.

Com o óxido de ferro e areia o alumínio forma a vérmite, mistura que encontra aplicação
direta em operações de solda.
Ga;

É empregado na fabricação de termômetros especiais

Em tubos de quartzo, que podem ser usados mesmo acima de 1200o C, pois apesar do
baixo ponto de fusão (30o C), seu ponto de ebulição é bastante elevado (1700oC).
In:
 Misturado com vapor de mercúrio, é empregado na fabricação de lâmpadas de mercúrio.
 Em reatores atômicos, em discos usados para medir o fluxo de nêutrons produzidos.

Combinado com o chumbo, é usado na fabricação de rolamentos para motores de avião.

Devido ao elevado nível de polimento é usado na construção de espelhos especiais.
Tl:

Por ser altamente venenoso é usado na fabricação de raticidas (Tl2S) e desinfetantes.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 13
Tabela 8: REAÇÕES IMPORTANTES DO GRUPO 13
EQUAÇÃO GERAL
EXEMPLO
Formação de Sulfetos
4 M + 3 S2  2 M2 S3
4 Al + 3 S2  2Al2S3
Reação com Haletos (X2)
2 M + 3 X2  2 M X 3
2 Al + 3 Cl2  2 AlCl3
Reação com O2
4 M + 3 O2  2 M2O3
4 Al + 3 O2  2Al2O3
Tabela 9: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E FAMÍLIA DO BORO
(106g encerram 10 x g do elemento)
ELEMENTO
CROSTA
ÁGUA
HOMEM
OBSERVAÇÕES
B
1,00
0,66
- 0,70
Al
4,91
- 2,00
---
Não essencial
Ga
1,17
- 4,50
---
Não essencial
In
- 1,00
---
---
Não essencial
Tl
0,30
---
---
Não essencial, tóxico.
Essencial em plantas
3 - Bioinorgânica
O primeiro elemento do Grupo 13 da tabela periódica, o boro, não é um metal. Sabe-se apenas
que ele é imprescindível às plantas, onde funciona como um micronutriente.
Já sobre o alumínio há uma pesquisa considerável, tanto no que diz respeito à agricultura quanto
à medicina. A primeira trata o íon como sendo largamente distribuído na superfície da terra, e solos ricos
em alumínio são ácidos e, portanto, pobres para a atividade agrícola. Além disso, a maioria das plantas
tem suas funções vitais, como o metabolismo celular, afetadas pelo alumínio absorvido por suas raízes. O
alumínio de rochas solúveis pode aumentar o teor daquele elemento, principalmente em lagos,
aumentando a acidez das águas. Entretanto, não é o aumento daquela acidez que irá aniquilar os peixes,
mas a toxicidade do próprio alumínio dissolvido. Nós humanos somos mais tolerantes, mas devemos ter
um certo cuidado com o alumínio. O chá, por exemplo, é rico em íons alumínio, mas tanto a adição de
umas gotas de leite, ou de suco de limão, vão tornar aqueles íons em compostos inertes.
Existem antiácidos à base de alumínio, que hoje em dia não são mais recomendados.
Os desodorantes contêm hidroxicloretos de alumínio, que tem ação antibacteriana acentuada.
Pesquisas estão sendo feitas para comprovar, ou não, a dependência da doença de Alzheimer ao
metabolismo do Al+3 em nosso organismo.
Recentemente, descobriu-se que o nitrato de gálio, Ga(NO3)3, é eficaz contra a hipercalcemia,
a perda rápida de cálcio dos ossos dos pacientes.
Todas as argilas são aluminossilicatos, pois todas têm alumínio e silício. Muitos remédios contra
indisposições estomacais contêm argilas muito purificadas, que absorvem o excesso de ácido no
estômago e também bactérias potencialmente perigosas e as respectivas toxinas, que são, muitas vezes,
cátions orgânicos. Este é o tratamento corrente em muitas sociedades, onde a argila é recomendada
contra muitas indicações.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 14
GRUPO 14 – FAMÍLIA DO CARBONO
A semelhança entre os elementos da mesma família, tão óbvia nos grupos 1 e 2 e um pouco menos no grupo 13 , é ainda menos aparente para o
grupo 14. O carbono (C) é indiscutivelmente um não-metal. Enquanto a química do silício (Si) em alguns aspectos é característica de um não-metal, suas
propriedades elétricas e outras propriedades físicas correspondem as de um semimetal. O germânio (Ge), sob todos os pontos de vista, é um semimetal. O
estanho (Sn), e particularmente o chumbo (Pb), já apresentam características físicas de metais.
Os elementos do grupo 14 têm em comum os estados de oxidação +2 e +4, porém, enquanto o estado +4 é muito importante para o carbono e o
silício, o estado +2 torna-se cada vez mais importante para o germânio e o estanho, e constitui o estado de oxidação mais importante do chumbo. Na Tabela 10
estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
Tabela 10: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 14
C
Elemento
Ano da descoberta
Si
1823
Descobridor


6
Configuração Eletrônica
[He] 2s22p2
Pb
C.Winkler
Estado elementar
 Não ocorre livre na  Traços: junto com o
zinco e em muitos
Três
formas: natureza, mas forma
silicatos
diamante,
grafita inúmeros minerais - os
silicatos
que
compõe
(retículo
cristalino
 Principais fontes:
particular) e carvão cerca de 95% da crosta - Argirodita: Ag8GeS6 amorfo
(disposição terrestre.
- Germanita: u3(FeGe)S4
dos átomos de C  Na forma de sílica,
desordenada).
(SiO2).
Número Atômico
Sn
1886
Herzelius
Ocorrência
Ge
14
[Ne] 3s23p2
32
[Cu+1] 4s24p2
 A principal fonte é  Raramente encontrado no
a cassiterita, que
estado elementar.
contém óxido de
estanho (SnO2).
 Forma diversos minerais:
-
Galena (PbS)
-
Cerusita (PbCO3)
50
[Ag+1] 5s25p2
82
[Au+1] 6s26p2
E de Ionização (kJ/mol)
I1
Ponto de Fusão (oC)
Ponto de Ebulição
(oC)
Hof de M(g) (kJ/mol)
Estado a 25oC e 1 atm
Prof. Silvia Carla Haither Goós
1086
787
762
709
716
Sub
1412
937,3
231,9
327,5
3830 (sub)
3267
2834
2603
1750
562,7
326,4
277
243,3
182,2
Sólido cinzento macio
Cristais cinzentos duros
Cristais cinzentos
Metal branco-prateado
Metal branco-prateado
(grafita)
brilhantes
brilhantes
- 15
1- Obtenção

O único minério importante de estanho é a cassiterita, SnO2, dele o Sn pode ser obtido por
aquecimento com C em um forno:
SnO2 + 2 C  2 Co + Sn

O Si pode ser obtido a partir do SiO2, que é reduzido com carvão:
SiO2 + 2 C  Si + 2 CO

O chumbo metálico é obtido da galena por um processo cuja primeira etapa é a queima do
minério ao ar até que fique completamente convertido em óxido: 2 PbS + 3 O 2  2 PbO + 2SO2
O óxido PbO é então reduzido por aquecimento com carbono:

2 PbO + C  2 Pb + CO2
O germânio, o elemento menos abundante do grupo, é relativamente raro. A principal fonte de
germânio é a esfarelita, um sulfeto de zinco (ZnS), que contém cerca de 1% de germânio. A
extração do Ge desse minério é semelhante ao do chumbo.
2- Aplicações
C;

O carbono forma compostos binários com vários elementos, denominados carbetos. De
longe, o mais importante deles é o carbeto de cálcio, CaC2. Esse carbeto é usado na
reação com a água, para produzir gás acetileno ( H2O + CaC2  HC  CH + CaO ) e na
produção de cianamida de cálcio, um fertilizante ( CaC2 + N2  Ca(NCN) + C ).

O carbeto de magnésio Mg2C3, quando reage com água, fornece o propino (CH3-C  CH).

Com o oxigênio, o carbono forma alguns compostos importantes, como o dióxido de
carbono (CO2) e o monóxido de carbono (CO). As seguintes misturas são importantes
combustíveis:
o
Gás d'água: CO + H2
o
Gasogênio: CO + N2
o Gás de iluminação: CO + CO2 + CH4 + H2

Aquecendo-se o carbono a uma temperatura acima de 1000o C, seus átomos se ordenam
progressivamente, adquirindo a conformação reticular da grafita. Este processo chama-se
"grafitização", e é empregado para produzir grafita sintética, que possui muitas aplicações:
o
Indústria metalúrgica, usado na fabricação dos eletrodos dos fornos de arco ou de
certas células eletrolíticas, devida à sua boa condutividade elétrica.
o
Moderadora de nêutrons em reatores nucleares.
o
A estrutura da grafita permite que ela seja facilmente esfoliada em lâminas planas,
que escorregam umas sobre as outras. Esta propriedade é aproveitada para
produzir óleos com partículas de grafita em suspensão coloidal (lubrificantes).

O carvão amorfo (negro de fumo) é usado como pigmento.

O diamante é a variedade mais preciosa do carbono, e encontra emprego na indústria
mecânica e na fabricação de brocas de perfuração na indústria do petróleo, graças à sua
excepcional dureza.

As formas alotrópicas do carbono, denominadas fulerenos ou buckballs, formadas por
complexas estruturas C60 e C70, são substâncias simples utilizadas em brocas de
perfuração de petróleo, pois constituem excelentes lubrificantes.

Os chamados compostos de carbono CFC´s (compostos flúor clorados) são responsáveis
pela agressão à camada de ozônio.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 16
Si:

É adicionado ao aço para remoção de oxigênio, tornando o aço resistente à corrosão.

Usado na indústria do vidro e na indústria eletrônica, como componentes de transistores e
microprocessadores.

Sílica: fabricação cadinhos e cápsulas para laboratório, devido ao seu baixo coeficiente de
dilatação.

Moléculas do tipo (CH3)2SiCl2 quando hidrolisadas formam moléculas de alta massa molar,
chamadas de siliconas, que são usadas como lubrificantes, materiais elásticos, etc.

O carbeto de silício (SiC), conhecido como carborundum, é usado na indústria abrasiva
Ge:

Assemelha-se com o silício, sendo usado na fabricação de transistores, retificadores de
corrente, moduladores e detectores de células fotoelétricas.

Usado também em prismas e lentes especiais.
Pb:

O óxido Pb3O4 é muito importante, chamado zarcão, usado como base na pintura de
outros metais, para evitar a corrosão destes.

O PbO2 encontra aplicação como cátodo nas baterias de chumbo.

Entre os compostos orgânicos do metal, são importantes o chumbo-tetraetila Pb(C2H5)4 e
o chumbo-tetrametila Pb(CH3)4, adicionados comumente à gasolina como antidetonantes.

O chumbo é ainda usado em tubulações, em revestimentos protetores contra radiações X
e na fabricação de cargas para cartuchos de caça.
Sn:

Empregado no revestimento de outros metais, em particular o ferro (o ferro estanhado é
comumente chamado folha-de-flandres).

Na formação de ligas com outros metais, como o bronze.
Tabela 11: REAÇÕES IMPORTANTES DO GRUPO 14
REAGENTE
REAÇAÕ COM O ELEMENTO (E)
EXEMPLO
DO GRUPO 14
C(s)
Hidrogênio
+
2 H2(g)

CH4(g)
e outros
---------------------------------------
hodrocarbonetos
E(s) + O2(g)  EO2(s)
Oxigênio
Halogênio
E = C, Si, Ge, Sn
E(s) + 2 X2 (g,l,s)  EX4 (s, l, g)
(X2)
Água
2 Pb(s) + O2(g)  2 PbO(s)
Pb(s) + X2 (g,l,s)  PbX2 (s)
E = C, Si, Ge, Sn
C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
Si(s) + 2 H2O(l)  SiO2 (s) + 2 H2(g)
Ácido
---------------------------------------
E(s) + 2 H3O+(aq)  E+2 (aq) + 2 H2O(l) + H2(g)
Pb(s) + 2 H3O+(aq)  Pb+2(aq) + 2 H2O(l)) + H2(g)
E = Sn, Pb
Base
E(s) + 2 H2O(l) + 2 OH-1  E(OH4)-2(aq) + H2(g)
Pb(s) + 2 H2O(l) + 2 OH-1  Pb(OH4)-2(aq) + H2(g)
E = Sn, Pb
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 17
Tabela 12: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E FAMÍLIA DO CARBONO
(106g encerram 10 x g do elemento)
HOMEM
OBSERVAÇÕES
ELEMENTO CROSTA ÁGUA
C
2,30
0,66
5,28
Constituinte de biomoléculas
Si
5,44
0,48
1,60
Função estrutural
Ge
0,17
- 4,15
0,30
Não essencial
Sn
0,30
- 3,10
-----
Não desconhecida
Pb
1,11
- 4,50
- 0,30
Não essencial, tóxico, poluente.
3- Bioinorgânica
O estanho é outro elemento que aparece como traçoelemento necessário à vida, mas sua ação
bioquímica não é conhecida. Não se tem relatos de toxicidade promovida pelo elemento ou seus compostos mais
simples, mas seus compostos organometálicos, como os trialquilcloretos (R 3SnCl) e trialquilhidróxidos são muito
tóxicos e empregados contra ataques de fungos nas culturas do arroz e da batata.
Já o elemento mais pesado do grupo, o Chumbo, é talvez o mais tóxico de todos os elementos. O
envenenamento por chumbo é lento e gradual, se a exposição do indivíduo for contínua. Há inúmeras formas de
exposição, como o contato direto com a pele, ingestão e respiração em ambientes contaminados.
Até o advento de tubos plásticos como o PVC na segunda metade do século passado, os encanamentos
pluviais das residências eram feitos de canos de chumbo, cuja lenta corrosão certamente liberava um teor
considerável do elemento, que assim entrava em contato com os residentes.
Vários pigmentos de tintas a óleo, como o vermelho e o amarelo, por exemplo, são até hoje
manufaturados a partir de compostos de chumbo, e residentes expostos a paredes pintadas com essas tintas
estão vulneráveis à ação do metal.
Em muitos lugares no mundo, inclusive o Brasil, ainda se emprega o organometálico chumbotetraetila para
aumentar a octanagem da gasolina, e o conseqüente aumento de rendimento dos motores a combustão.
Felizmente em nosso país esse uso está quase totalmente eliminado. Com a queima desses combustíveis,
literalmente, milhares de toneladas do metal foram descarregadas na atmosfera do planeta.
Testes analíticos em cigarros de marcas mais comuns têm evidenciado que um fumante ingere 1g de
chumbo por cigarro fumado.
Como a maioria dos compostos de chumbo carregam o íon Pb +2, assume-se que o organismo o toma pelo
íon cálcio, daí a sua disseminação insidiosa por todo o corpo do indivíduo afetado.
Em baixas concentrações, o chumbo causa dores de cabeça e anemia, que pode se tornar profunda. Em
concentrações mais elevadas ele leva à falha do fígado e convulsões, com danos cerebrais e a morte.
O sistema nervoso, a medula óssea e os rins são considerados órgãos críticos para o chumbo, que
interfere nos processos genéticos ou cromossômicos e produz alterações na estabilidade da cromatina em
cobaias, inibindo reparo de DNA e agindo como promotor do câncer.
A relação chumbo - síndrome associada ao sistema nervoso central depende do tempo e da
especificidade das manifestações. Destaca-se a síndrome encéfalo-polineurítica (alterações sensoriais,
perceptuais, e psicomotoras), síndrome astênica (fadiga, dor de cabeça, insônia, distúrbios durante o sono e dores
musculares), síndrome hematológica (anemia hipocrômica moderada e aumento de pontuações basófilas nos
eritrócitos), síndrome renal (nefropatia não específica, proteinúria, aminoacidúria, uricacidúria, diminuição da
depuração da uréia e do ácido úrico), síndrome do trato gastrointestinal (cólicas, anorexia, desconforto gástrico,
constipação ou diarréia), síndrome cardiovascular (miocardite crônica, alterações no eletrocardiograma, hipotonia
ou hipertonia, palidez facial ou retinal, arteriosclerose precoce com alterações cerebrovasculares e hipertensão) e
síndrome hepática (interferência de biotransformação).
A possibilidade de originar milhares de substâncias diferentes, por formar cadeias e anéis, é o objeto de
estudo da bioinorgânica do carbono. O Carbono não é encontrado em nosso organismo na sua forma elementar,
porém, se pudesse ser totalmente isolado, verificaríamos que ele representa cerca de 18% da massa total de
nosso corpo. Participa no efeito estufa pela emissão de CO e CO 2, e no equilíbrio do pH sanguíneo através do
sistema tampão bicarbonato / gás carbônico.
O CO é tóxico porque forma um complexo com a hemoglobina do sangue, impedindo-a de transportar
oxigênio para as células do organismo. Isso se deve ao fato do C, no monóxido de carbono, possuir um par de
elétrons livres, capazes de efetuar uma ligação coordenada com o metal. Essa ligação, particularmente chamada
retrodoação, é fraca e, por isso, se uma pessoa intoxicada por CO voltar a um ambiente bem arejado, ela volta a
respirar normalmente. A reação, portanto, é reversível.
O Silício é menos amplamente usado nos materiais estruturais da Natureza, mas uma das exceções
principais a essa generalização é o uso do dióxido de silício hidratado (SiO2 . n H2O), presente nas paredes de
suas células, dentes e plantas e que, após sua morte, formam a “terra de diatomáceas”, um agente filtrante
bastante útil no laboratório.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 18
GRUPO 15 - FAMÍLIA DO NITROGÊNIO




Os elementos deste grupo são: nitrogênio (N), fósforo (P), arsênio (As), antimônio (Sb) e bismuto (Bi).
A maior diferença de propriedades se apresenta entre os dois primeiros elementos do grupo, N e P.
Serão tratados primeiramente de cada um desses elementos em separado e finalmente o arsênio, antimônio e bismuto, em conjunto.
Na Tabela 13 estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
ELEMENTO
Ano da descoberta
Descobridor
Ocorrência
N
1722
Priestley.
 O N2 (g) constitui
cerca de 78% do ar
atmosférico da Terra.
 Forma vários sais
solúveis presentes no
solo, que são
utilizados pelas
plantas.
Tabela 13: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 15
P
As
1669
século XIII
Alquimista Brand
Roger Bacon
 Apatita,
que
pode
se  Ouro-pigmentado: As2S3
apresentar de 3 maneiras:
 Realgar: AsS
*Fluorapatita: 3Ca3(PO4)2. CaF2
 Arsenopirita: FeAsS
*Cloroapatita: 3Ca3(PO4)2.CaCl2
 Arsenolita: As2O3
Sb
1450
Thölde.
Bi
1753,
Georgius Agricola.
 Antimonita (Sb2S3)
 Bismutinita: Bi2S3
 Na pirargirita e na
 Bismita ou Bismutocre: Bi2O3
estefanita
existe,
além do enxofre, a  Bismutita: Bi2CO3(OH)4
prata.
 Telurobismutita: Bi2Te3
*Hidroxiapatita: 3Ca3(PO4)2 .Ca(OH)2
 Tetradimita: Bi2Te2S
 Fosforita: carbonatos e fosfatos
de cálcio.
Número Atômico
Configuração
Eletrônica
Energia de Ionização
(kJ/mol)
I1
I2
7
15
33
51
83
[He] 2s22p3
[Ne] 3s23p3
[Cu+1] 4s24p3
[Ag+1] 5s25p3
[Au+1] 6s26p3
1402
2856
1012
1903
947
1798
834
1794
704
1610
74
- 210
110
44
280
121
603 (sub)
-----
141
631
1750
182
Raio Atômico (pm)
Ponto de Fusão (oC)
Ponto de Ebulição (oC)
- 196
Estado a 25oC e 1 atm Gás incolor
Prof. Silvia Carla Haither Goós
Não metal branco ou vermelho
Metalóide cinza
- 19
Metalóide
branco Metal rosado
azulado brilhante
271
1650
1 - Obtenção
N : Em laboratório, o nitrogênio pode ser convenientemente preparado por aquecimento cuidadoso do NH 4NO2:
NH4+1(aq) + NO2-1(aq)

N2(g) + 2 H2O(1)
Comercialmente, o gás nitrogênio, contendo argônio e pequenas quantidades de oxigênio, é preparado por
destilação fracionada do ar líquido.
P : O fósforo é comumente preparado pela reação do Ca 3(PO4)2 com SiO2 em um forno elétrico à temperatura de
1450oC:
2 Ca3(PO4)2(s) + 6 SiO2(s)  6 CaSiO3(s) + P4O10(g)
P4O10(g) + 10 C(s)  P4(g) + 10 CO(g)
As, Sb e Bi: podem ser obtidos pela redução de seus óxidos com carvão, conforme exemplo abaixo:
2 Sb2O3 + 3 C  4 Sb + 3 CO2
2 - Aplicações
N:
 O nitrogênio líquido (-180o C) é muito utilizado na conservação de embriões, sêmen e outros materiais, além
de encontrar emprego na medicina, como anticéptico e para retirada de verrugas na pele.
 Usado para fornecer atmosfera inerte em diversos processos químicos e metalúrgicos: conservação de
alimentos, proteção de pneus de automóveis contra a oxidação corrosiva das paredes internas de borracha
pelas moléculas de O2 à altas pressões.
 Produção de NH3, que por sua vez é utilizado na manufatura de fertilizantes, de HNO 3 e de outros compostos
de nitrogênio.
 Os nitratos são empregados como fertilizantes agrícolas e na fabricação de explosivos e o nitrito é usado em
testes laboratoriais.
 A hidrazina (N2H4) é um líquido fumegante quando exposto ao ar, de cheiro semelhante ao da amônia.
Alguns de seus derivados são utilizados como combustíveis para foguetes e ônibus espaciais.
 Junto com o ácido clorídrico, o ácido nítrico (na proporção 3:1) forma a água-régia - único solvente capaz de
dissolver o ouro e outros metais nobres, mais resistentes a ácidos.
P:

O fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2] é o constituinte principal dos ossos (cerca de 60%) e dentes.

O ácido fosfórico é empregado na síntese de fosfatos, principalmente dos sais de sódio e de amônio, que
são empregados como fertilizantes.

Os fosfatos de sódio e potássio são usados também como aditivos em detergentes.

Preparo de P4S3, que é utilizado na manufatura dos fósforos que riscam sobre qualquer superfície sólida.

Os cloretos de fósforo (PCl3 e PCl5) são muito utilizados em sínteses orgânicas, como agente clorador.
As:

compostos de arsênio são poderosos agentes venenosos, decorrendo daí sua aplicação como inseticidas e
raticidas. Para isto são usados principalmente o anidrido arsenioso e os arseniatos de chumbo e cálcio.

Alguns compostos aromáticos de arsênio são empregados como medicamentos. Ex: o Atonil.

É empregado no tratamento de algumas formas de malária e também no combate à sífilis.
Sb:

Apenas o antimônio cinza é aproveitado industrialmente, principalmente na preparação de ligas, vernizes,
cerâmica e esmaltes.
Bi:

Preparo de ligas de baixo ponto de fusão, usadas na fabricação de fusíveis protetores de circuitos elétricos.

Endurecimento de placas de chumbo dos acumuladores.

Indústria farmacêutica, que explora seu poder adstringente e suas propriedades anti-sifilíticas.

Outros compostos de bismuto são usados no tratamento da úlcera gástrica, da artrite e ainda como
cicatrizante.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 20
Tabela 14 :REAÇÕES IMPORTANTES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 15
EQUAÇÃO GERAL
EXEMPLO
OBSERVAÇÕES
Reação com água
Não ocorre
Formação de Hidretos
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Somente N2 e P4
P4 (s) + 6 H2 (g)  4 PH3 (g)
Reação com Haletos (X2)
2 E(s) + 3 X2 (s, l, g)  2 EX-3 (s, l)
2 Bi (s) + 3 Cl2 ( g)  2 BiCl3 (s)
E = P, As, Sb e Bi
2 Sb(s) + 3 Cl2 ( g)  2 SbCl3 (l)
E = P, As e Sb
N2 (g) + x O2(g)  2 NOx
(g)
P4 (s) + 3 ou 5 O2(g)  P4O6 (s) ou P4O10 (s)
Reação com O2
4 As(s) + 3 O2(g)  As4O6 (s)
E = Sb, Bi
4 E(s) + 3 O2(g)  2 E2O3 (s)
Tabela 15: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E ELEMENTOS DO GRUPO 15
(106g encerram 10 x g do elemento)
ELEMENTO
CROSTA
ÁGUA
HOMEM
OBSERVAÇÕES
N
1,30
- 0,30
4,70
Constituinte de biomoléculas
P
3,02
- 1,15
3,80
Função estrutural e energética
As
0,25
- 2,50
- 1,30
Não essencial, tóxico
Sb
- 0,70
- 3,30
-----
Não essencial, tóxico
Bi
- 0,60
- 4,70
-----
Não essencial, tóxico
3 – Bioinorgânica
N:
Nitrogênio é necessário para todas as formas de vida, como do DNA, proteínas a porfirinas. O nitrogênio
gasoso, N2, não pode ser usado pelas plantas antes de estar “fixo”, isto é, convertido em forma assimilável pelos
organismos vivos.
Bactérias no solo e raízes de algumas plantas, especialmente os legumes, convertem o
nitrogênio atmosférico em nitrogênio orgânico, que é então transformado por outras bactérias em nitrato (NO 3-1), a
forma de nitrogênio mais usada pelas plantas na síntese de proteínas. Os animais adquirem o nitrogênio via
planta. A diminuição do nitrogênio atmosférico é compensada pela produção de N 2 por certas bactérias do solo e
pela degradação de material protéico de plantas e animais. Uma inter-relação complexa existe envolvendo o
nitrogênio da atmosfera, NO3-1, NO2-1 e NH4+1 no solo e nitrogênio orgânico nas bactérias e organismos de grande
porte, animais e plantas. Essa relação chamada de "o ciclo do nitrogênio” mantém o conteúdo atmosférico
constante e o ciclo da vida no Planeta Terra.
N2
Fixação
Desnitrificação
AR
+1
-1
NH4
NO 3
SOLO
PROTEÍNA DE
PLANTAS E DE
MICRÓBIOS
PROTEÍNA
ANIMAL
ÁGUA
-1
NO 2
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 21
O monóxido de nitrogênio, NO, tem sido objeto de muito interesse e pesquisa, pois se descobriu que é
importante em vários processos bioquímicos e que pode ser benéfico aos recém-nascidos que tenham problemas
respiratórios.
P:
O fósforo elementar comparece em compostos bioquímicos como os ácidos nucléicos e nos fosfolipídios.
Encontra-se em todas as células e líquidos orgânicos, onde está presente sob as formas orgânica (ésteres) e
inorgânica (fosfatos), na proporção de 1 % do peso da pessoa. É distribuído da seguinte forma: ossos e dentes
90%; músculos 9%; sistema nervoso 1%.
Os ossos contem fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, que contribuem para os primeiros passos da oxidação da
glicose em todo corpo (movimentação) e a formação de um éster de fosfato.
Ele também intervém no mecanismo regulador do equilíbrio ácido-básico do organismo; quando, pôr
exemplo, há hipoparatireoidismo há também alta fosforemia. Quando se verifica o hiperparatireoidismo a
fosforemia é baixa.
O metabolismo do fósforo, assim como o do cálcio, está subordinado também à ação reguladora da
vitamina D.
As:
No geral, tanto os elementos As, Sb e Bi são venenosos, assim como os seus compostos. arsênio no
organismo reage com as sulfidrilas (grupos  SH) das células e enzimas responsáveis pelo desenvolvimento das
ações celulares sendo, portanto, venenoso para todos os tipos de células vivas. Ele é provavelmente um dos mais
poderosos venenos capilares: os vasos dilatam-se ao máximo e perdem sua impermeabilidade às proteínas,
permitindo o escapamento do plasma sanguíneo por todos os limites do sistema circulatório, portanto afetando
todos os órgãos do corpo. Além disso, o coração não pode manter a pressão arterial, sobrevindo rapidamente
uma condição de coma. No caso de envenenamento humano por arsênio, o Ca(OH) 2, o MgSO4 e o Fe(OH)3 são
antídotos convenientes, pois todos eles provocam a formação de compostos insolúveis de arsênio, impedindo,
dessa forma, sua ação.
Em 1863 um cientista francês notou que um composto de arsênio era tóxico a alguns microorganismos.
Seguindo daí, o alemão Paul Erhlich preparou e testou mais de 600 compostos de arsênio, até encontrar aquele (o
de número 606) que seletivamente destruía os organismos causadores da sífilis, àquela época incurável,
causando dores generalizadas, demência e morte. A partir desse trabalho pioneiro, compostos inorgânicos e
orgânicos de arsênio têm ampla aplicação no tratamento da sífilis e outras doenças provocadas por protozoários,
como a triponemíase e a tripanossomíase. Alguns compostos de arsênio usados em medicamentos: o paraamino-fenil-arsenato de sódio, conhecido como Atonil, e o 3,3-diamiino-4,4-diidróxi-arsenobenzeno, chamado
Salvarsan.
Bi:
A maior parte do elemento é utilizada pela indústria farmacêutica, que explora seu poder adstringente e
suas propriedades anti-sifilíticas. No entanto, deve-se administrá-lo em quantidades controladas; caso contrário,
resultaria em envenenamento. Outros compostos de bismuto são usados no tratamento da úlcera gástrica, da
artrite e ainda como cicatrizante.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 22
GRUPO 16 - FAMÍLIA DOS CALCOGÊNIOS (OU DO OXIGÊNIO





Os elementos deste grupo são: oxigênio (O), enxofre (S), Selênio (Se), Telúrio (Te) e Polônio (Po).
O primeiro elemento do grupo é o não-metal oxigênio (O), é muito eletropositivo e difere apreciavelmente dos outros membros por usas propriedades físicas e
químicas.
Os três próximos elementos - enxofre (S), selênio (Se) e telúrio (Te) – parecem-se muito e suas propriedades gradualmente com o aumento do número atômico.
O último membro do grupo, o polônio (Po), é essencialmente metálico em suas propriedades.
Na Tabela 16 estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
ELEMENTO
Ano da descoberta
Descobridor
O
1714
Priestley.
o O
O2
constitui
cerca de 22% da
atmosfera.
o Combinado com o
hidrogênio forma a
água doas mares,
rios e oceanos,
o A água constitui
cerca de 2/3 do
peso do corpo
humano.
Ocorrência
Número Atômico
Configuração
Eletrônica
Energia de Ionização
(kJ/mol)
I1
I2
Raio Iônico, A-2 (Å)
Ponto de Fusão
(oC)
Tabela 16: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 16
S
Se
Te
1817
1789
Berzelius.
M. H. Klaproth.
Ocorre no estado livre e
combinado.
O processamento do petróleo e
de gases naturais sempre
contem compostos de enxofre
como impurezas.
Ocorre nos seguintes minerais:
 Galena (PbS)
 Pirita (Fes2)
 Calcopirita (CuFeS2)
 Cinábrio (HgS)
 Argentita (Ag2S)
Po
1898
Casal Pièrre e Marie Curie.
Encontra-se quase sempre Ocorrência
mais O polônio é um elemento
radioativo
cujo
núcleo,
sob a forma de selenetos. comum é sob a forma instável, se transforma em
chumbo,
pela
emissão
Acompanha os sulfetos nos de telureto. Minerais partículas alfa. A baixas
importantes são:
temperaturas tem estrutura
seguintes minerais:
 Tetradimita: BiTe2S cúbica e a altas temperaturas
assume
uma
forma

Berzelianita: Cu4Se
 Hessita: Ag2Te
romboédrica.

Tiemanita: HgSe
 Calaverita: AuTe2

Naumanita: Ag2Se
 Altaíta: PbTe
 Silvanita: AgAuTe2
8
16
34
52
84
[He] 2s22p4
[Ne] 3s23p4
[Cu+1] 4s24p4
[Ag+1] 5s25p4
[Au+1] 6s26p4
1310
3388
1012
2251
947
2044
834
1775
812
140
184
198
221
65 (Po+4)
- 218
115
220
450
254
Ponto de Ebulição (oC)
Estado a
25oC
- 183
e 1 atm Gás incolor
Prof. Silvia Carla Haither Goós
445
Sólido amarelo não metálico
685
Sólido cinza não metálico
- 23
990
Metalóide branco-prata
960
Metalóide cinza
1 – Obtenção
O: Obtido juntamente com o nitrogênio, na destilação fracionada do ar líquido.
S: O SO2, passado sobre coque incandescente à temperatura de 1100oC é reduzido à enxofre elementar.
SO2 + C  CO2 + S
Se e Te: esses elementos são bastante raros e são obtidos como sub-produtos no processamento de minérios de
enxofre. Dissolvem-se os sulfetos que os contém em ácido clorídrico e trata-se a solução com SO2. Assim, se
precipitam o telúrio ou selênio metálicos, sob a forma de um pó negro.
2 – Aplicações
O:

Processo vital de todos os organismos vivos

Processos industriais que envolvem reações de oxidação: produção de aço, soldagem, etc

Na indústria do aço o oxigênio é insuflado nos conversores, através do ferro gusa, para queimar o
carbono contido neste.

Também é usado no corte de chapas metálica, alimentando a combustão do acetileno em cilindros .

O oxigênio líquido aplica-se como um oxidante altamente concentrado, para queimar o propelente de
foguetes.
S:

Produção de Ácido Sulfúrico (H2SO4): o ácido sulfúrico é largamente usado na indústria de tecidos, em
baterias de automóveis, como catalisador em sínteses orgânicas etc.

Os sais contendo enxofre são muito importantes, e dentre eles destacam-se alguns:
o
K2SO2 (hipossulfito) - estampagem de tecidos
o
K2S2O3 (tiossulfato) - fixador em fotografias
o
K2S2O4 (hidrossulfato) - estampagem de tecidos
o
K2SO3 (sulfito) - conservação de alimentos e branqueamento de celulose, lã e seda
o
K2SO4 (sulfato) - fertilizante e explosivos
Se:

Propriedade fotocondutora: uso em fotocélulas.

Propriedade semi-condutora: uso em retificadores (conversores de corrente alternada para corrente
contínua), para conuzir a corrente elétrica em sentido único.

Por isso é bastante difundido na indústria de transistores.

Usado também na indústria do vidro, em pequenas quantidades, para encobrir a natural coloração
verde dada pelas impurezas do ferro.

O SnSe 8 – n

Dispositivos eletrônicos e fotosensitivos.

Comercialmente, apresenta-se como uma fina película sobre um disco de aço inoxidável (como na
é muito usado como anticaspa
Te:
Po:
fotografia acima), forma em que é vendido como fonte de partículas alfa para uso científico.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 24
Tabela 17 :REAÇÕES IMPORTANTES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 16
OBSERVAÇÕES
EQUAÇÃO GERAL
EXEMPLO
Formação de Sulfetos
Somente para o
4 M + 3 S2  2 M2 S3
4 Al + 3 S2  2Al2S3
enxofre
Formação de Òxidos
S + O2  SO2
Formação do Hexafluoreto de Enxofre
S(s) + 3 F2(g)  SF6(g)
Reação com Metais
 Monóxido:
4 M + O2  2 M2O
4 Li + O2  2 Li2O
Somente para o
 Peróxido:
2 M + O2  M2O2
2 Na + O2  Na2O2
oxigênio
 Superóxido:
M + O2  MO2
K + O2  KO2
Reação com Não-metais
C + O2  CO2
A química do Se e Te assemelha-se à do enxofre, sendo diferente devido ao aumento do número atômico
e caráter metálico.
Tabela 18: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E ELEMENTOS DO GRUPO 16
(106g encerram 10 x g do elemento)
ELEMENTO CROSTA ÁGUA HOMEM
OBSERVAÇÕES
O
5,66
5,93
5,79
Constituinte de fluidos e moléculas biológicas
S
2,41
2,94
3,80
Constituinte de biomoléculas
Se
-1,17
- 3,40
Essencial em traços. Tóxico em teores maiores
Te
2,00
--Não essencial, tóxico
3 – Bioinorgânica
O oxigênio tem um papel fundamental na manutenção da vida no planeta, pois dele os seres vivos
necessitam para a respiração. As plantas, mediante o processo da fotossíntese, retiram da atmosfera o CO 2, que
combina-se com a água:
CO2 + H2O  H2CO + O2
O aldeído fórmico (H2CO), através de reações mais complexas, origina carboidratos, aminoácidos e outras
substâncias essenciais à matéria viva. Simultaneamente, ocorre a liberação de oxigênio gasoso, que retorna à
atmosfera e é absorvido pelos seres vivos para a respiração. Neste processo, os seres vivos obtêm a energia que
precisam e produz-se CO2, que então retorna restitui a atmosfera, fechando
um ciclo.
Ciclo do Oxigênio:
No ecossistema, o oxigênio captado pêlos seres vivos e provém de três
fontes principais: gás oxigênio, gás carbônico e água.
O O2 é captado pelas plantas e animais e utilizado na respiração. Nesse
processo, átomos de oxigênio se combinam com átomos de hidrogênio
formando moléculas de água.
A água formada na respiração é em parte eliminada para o ambiente
através de transpiração, de excreção e das fezes,e em parte, utilizada em
processos metabólicos.
O enxofre é um elemento indispensável à vida. As plantas fabricam
os seus próprios aminoácidos contendo enxofre (cistina e metionina) por
redução de sulfatos dissolvidos. O elemento também é um constituinte
minoritário de gorduras, líquidos e do esqueleto. No corpo humano, o enxofre encontra-se na forma de sulfatos a
compostos orgânicos. O H2S, pode ser metabolizado em pequenas concentrações, e em doses maiores provoca
a morte por paralisia respiratória. O enxofre também é usado em medicamentos contra escabiose, acnes, etc.
Em quantidades diminutas, o selênio é um elemento necessário para os organismos vivos; contudo, em
quantidades maiores é tóxico. Nossa necessidade básica de selênio, um desses traço-elementos, foi determinada
ser entre 50 e 200 g/dia: a falta pode causar sérios problemas de saúde, enquanto o excesso pode levar à morte.
Felizmente, nossa dieta normal nos providencia a quantidade necessária desse elemento, de formas a que não
necessitamos nos preocupar com sua falta, ou excesso.
O envenenamento de ovelhas e gado em pastagens, por Se,é um problema persistente no leste
americano, onde algumas plantas concentram o elemento extraído do solo.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 25
GRUPO 17 - FAMÍLIA DOS HALOGÊNIOS


Os elementos deste grupo são: Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) e Astato (At).
Na Tabela 19 estão listadas algumas características dos elementos desse grupo.
ELEMENTO
Ano da descoberta
Descobridor
F
1771
Scheele
Tabela 19: PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 17
Cl
Br
I
1774
1826
1811
Scheele,
Ballard.
Courtois
Principais minerais:
Principais minerais:
O bromo ocorre sob a o Depósitos chilenos de
o Fluorita: CaF2
nitrato de sódio (NaNO3)
o NaCl, presente na água forma de bometos
o Criolita:3 NaF. AlF3
o Depósitos de iodatos.
o Fluorapatita:
do mar,
solúveis: NaBr, KBr e o Está presente também na
(CaF2 . 3 Ca3(PO4)2)
tireoxina,
hormônio
o Silvita: KCl
MgBr2
o Presente em pequenas
produzido na glândula
quantidades, na água do o Carnalita:
tireóide humana.
mar e nos ossos, unhas
KCl . MgCl2 . 6 H2O
e dentes dos animais.
Ocorrência
Número Atômico
At
1753,
Georgius Agricola.
Radiativo, o astato 211 (o mais
estável de seus isótopos) é
obtido pelo bombardeamento
de átomos de bismuto 209 com
núcleos de hélio
9
17
35
53
83
[He] 2s22p5
[Ne] 3s23p5
[Cu+1] 4s24p5
[Ag+1] 5s25p5
[Au+1] 6s26p3
Energia de Ionização
(kJ/mol)
I1
1681
1251
1140
10037
1008
Raio Iônico (A-1) (pm)
133
181
196
220
227
- 220
- 101
-7
114
300
Ponto de Ebulição (oC)
- 188
- 34
59
184
350
Estado a 25oC e 1 atm
Gás quase incolor
Gás verde-amarelo
Líquido castanho
Sólido não metálico preto
arroxeado
Sólido não matálico
Configuração
Eletrônica
Ponto de Fusão
(oC)
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 26
1 – Obtenção
F: Em virtude de ser um agente oxidante extremamente forte, o flúor tem sido preparado comercialmente por
método eletrolítico, utilizando tanto uma solução de KHF 2 em HF, como o KHF2 em estado de fusão. O F2 é
liberado no anodo e o H2 no catodo.
Cl: Também é preparado por eletrólise, utilizando soluções de NaCl:
Cl-(aq) + H2O  ½ Cl2(g) + ½ H2(g) + OH-(aq)
Br: O cloro é um agente oxidante forte e de baixo custo, apresentando por isso muita utilidade na indústria. Um
exemplo disso é na obtenção de bromo através da oxidação do íon brometo presente na água do mar, até bromo:
Cl2 + 2 Br-1  Br2 + 2 Cl-1
I: O iodo é obtido pela redução de iodatos de fontes naturais:
2 IO-3 (aq) + 5 HSO3-1(aq)  3 HSO4-1(aq) + 2 SO-24(aq) + H2O + I2(s)
2 – Aplicações
Todos os haletos são fortes agentes oxidantes
F:
o
Principal aplicação do flúor é seu uso em pastas de dentes e na água dos reservatórios urbanos
(prevenção da cárie).
o
O ácido fluorídrico (HF) é empregado na fabricação de vidros despolidos.
o
O hexafluoreto de enxofre serve como isolante em aparelhos submetidos a forte pressão.
o
O gás freon (CCl2F2) é empregado nos aparelhos de refrigeração e em aerosóis.
o
Cerca de 70% do cloro produzido é usado na obtenção de produtos orgânicos, como o PVC
o
O cloro também é usado em produtos de limpeza
o
O gás freon (CCl2F2) é empregado nos aparelhos de refrigeração e em aerosóis.
o
O composto de cloro mais importante é, sem dúvida, o ácido clorídrico (HCl), obtido pela síntese
Cl:
direta dos elementos em presença de luz. Sua solução é conhecida comercialmente como "ácido
muriático", muito usado para limpar e branquear pedras nas casas.
o
O clorato de sódio (NaClO 3) é usado como agente exterminador de ervas daninhas, enquanto o
de potássio encontra aplicação como oxidante na fabricação de fósforos.
o
O hipoclorito de sódio (NaClO) é usado como branqueador na indústria do papel e como
desinfetante, devido à sua propriedade de liberar cloro gasoso quando em solução aquosa.
Br:
o
Indústria fotográfica, como brometo de prata (AgBr), substância usada como reveladora, por sua
propriedade de escurecer as emulsões fotográficas.
o
O KBr é usado no tratamento de epilepsia e como anti-convulsivo.
o
A tintura de iodo (solução de iodo em álcool) é usada como medicamento externo, por suas
I:
propriedades bactericidas.
o
O iodo é usado para revelar a presença de amido nas substâncias orgânicas ou nos tecidos
biológicos, pois colore o amido de azul-escuro.
At:
o
Pouco se sabe sobre esse elemento, devido à sua instabilidade.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 27
Tabela 20 :REAÇÕES IMPORTANTES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 17
EXEMPLO
EQUAÇÃO GERAL
Reação com Metais (formação de haletos iônicos)
2 M + X2  2 M+ X-
2 Na(s) + Cl2 (g)  2 NaCl(s)
Reação com Não-Metais (formação de haletos covalentes)
2 M + 3 X2  2 M X3
2 P(s) + 3 Cl2 (g)  2 PCl3
Halogênios como agentes oxidantes
H2S + Cl2  2 HCl + S
Tabela 21: COMPOSIÇÃO DA CROSTA TERRESTRE E ELEMENTOS DO GRUPO 17
(106g encerram 10 x g do elemento)
ELEMENTO
CROSTA
ÁGUA
HOMEM
OBSERVAÇÕES
F
2,79
0,11
-----
Encontrado nos ossos e dentes
Cl
2,11
4,28
3,25
Principal ânion celular
0,30
Encontrado
Br
0,39
1,81
em
algumas
espécies
marinhas
I
- 0,30
- 1,22
0,01
Constituinte de biomoléculas
3 – Bioinorgânica
F: O flúor é encontrado nos ossos, cabelo e fluído corporal, e em todas as partes de todas as plantas. Não
se sabe com certeza qual a ação biológica do elemento. Fluoretos diversos são adicionados a pastas dentais para
provocarem a transformação da apatita (3Ca 3(PO4)2.Ca(OH)2) dos dentes, em fluorapatita [3Ca3(PO4)2.CaF2], mais
resistente à acidez da saliva, o que ajuda a prevenir cáries.
Cl: Quando é passado por uma solução de CaCl2 a 0 ºC, forma claratos de fórmula Cl2 . 3,7 H2O (esses
sólidos são também chamados de gás hidratados). São estruturas tridimensionais com cavidades grandes e
pequenas, onde moléculas de pequeno porte podem se enclausurar e serem assim mantidas por forças de
London. Moléculas de SO2 e de clorofórmio, CHCl3, são pequenas o suficiente para também formarem clatratos
em água a 0 ºC. Um clatrato de clorofórmio aparentemente se forma no cérebro, o que deve estar associado ao
efeito anestesiante do composto. O cloro é essencial ao nosso organismo, não diretamente, mas por balancear,
como ânion cloreto, as cargas positivas de sódio e potássio. Entretanto, o cloro ligado covalentemente a materiais
orgânicos é potencialmente tóxico. Muitos inseticidas e pesticidas são organoclorados.
Br: O Bromo forma hidratos cristalinos tal como o cloro. Aparentemente, traços de bromo são importantes
no organismo, sendo necessário em algumas reações enzimáticas. KBr serve de tratamento para epilepsia, onde
atua principalmente como um anti-convulsivo.
I: Está presente na tireoxina, hormônio produzido na glândula tireóide humana, e a ausência desse
elemento causa o bócio ("papo inchado"). Para remediar essa falta é obrigatória a adição de iodo no sal de
cozinha. Desde 1600 que os chineses já tratavam a papeira (hipermetropia da glândula tireóide) com extratos de
algas marinhas ou de esponjas, mas foi só a partir da descoberta do elemento iodo que as propriedades
medicinais das algas e esponjas foram relacionadas com a presença nelas daquele elemento. Por volta de 1818,
foi desenvolvida uma fórmula mais racional de apresentar medicamentos à base de algas, que se convencionou
chamar de tintura de iodo, uma solução aquosa de KI e I2.
Prof. Silvia Carla Haither Goós
- 28