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MOLECULAS IMPARES E RADICAIS LIVRES

Posted by o nerd da quimica on May 4, 2012 at 12:45 PM Comments comments (4)

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Ver Também:

COMO SABER A VALÊNCIA DOS ELEMENTOS?

COMO MONTAR FÓRMULAS QUÍMICAS

LIGAÇÕES QUÍMICAS

COMO SE LIGAM OS ELEMENTOS QUÍMICOS

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Veja algo mais sobre esse assunto  AQUIAQUI e AQUI.

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O composto conhecido como Sal de Frémy é um exemplo de molécula ímpar, em que um dos átomos presentes possui 7 elétrons na camada de valência. Este composto é um dos raros exemplos de radical livre estável. A grande maioria das moléculas assim é extremamente instável e tende a reagir com outros compostos para se estabilizar.

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Quem estuda química, com toda a certeza já ouviu falar na "Regra do Octeto", uma regra que a grande maioria dos elementos segue para se estabilizar quimicamente. Por essa regra, um elemento químico se torna estável ao possuir a última camada semelhante à de um gás nobre, que possuem 8 elétrons, o número máximo de elétrons que uma camada pode ter enquanto última (exceto se for a camada K). 

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A regra do octeto tem exceções: muitos dos compostos de metais de transição não a seguem, alguns elementos como o boro e o berílio formam compostos com menos de 8 elétrons na camada de valência, outros elementos, como o enxofre, o fósforo, e o gás xenônio em alguns compostos apresentam mais de 8 elétrons na camada de valência. Certos íons, tais como o Hg2, o Tl , o Pb e o Bi são estáveis, apesar de terem a camada de valência incompleta com 2 elétrons que não foram perdidos, por causa do chamado "Efeito par inerte" (veja sobre isso AQUI) uma anomalia causada por efeitos relativísticos que afeta átomos pesados do bloco p. Outro caso de violação a essa regra, que vai ser o foco deste artigo, é o caso das moléculas ímpares, também chamadas radicais livres, as quais pelo menos um dos átomos participantes possui um número ímpar de elétrons na camada de valência. Essas moléculas possuem elétrons desemparelhados e, portanto, são paramagnéticas. A grande maioria é muito instável e reativa e existe por um curto período de tempo, tendendo a dimerizar para emparelhar os elétrons.

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A grande maioria dos radicais livres é instável, sendo encontrados principalmente como intermediários de vida muito curta em algumas reações químicas, como em reações de combustão e polimerização. Esses radicais não podem ser isolados e geralmente se dimerizam para se estabilizar, pois assim emparelham os elétrons e conseguem adquirir a quantidade de elétrons que falta para completam o octeto. Isso explica porque muitos radicais livres produzidos no organismo são prejudiciais: na ânsia por se estabilizar, eles roubam elétrons de moléculas importantes no interior das células, como proteínas, ácidos nucleicos ou estruturas celulares causando rupturas nas ligações químicas ou alterações em alguns grupos funcionais, além de retirar elétrons de outras moléculas e assim gerar outros radicais livres. Ao reagir com o DNA eles podem destruir parte de sua molécula, quebrar ligações, adicionar grupos estranhos, formar ligações cruzadas indesejáveis ou provocar oxidação em alguns componentes, provocando mutações genéticas que podem em alguns casos provocar a morte da célula ou causar alterações que levam ao câncer.

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A vitamina E (alfa tocoferol) é um composto essencial devido à sua ação antioxidante no organismo, sendo um importante eliminador de radicais livres. Sua molécula é um "alvo fácil" para o ataque de radicais livres, que arrancam elétrons dela para se estabilizar. Com isso eles passam a não ser mais danosos às estruturas celulares. Ao ceder um elétron para estabilizar o radical, a vitamina E torna-se ela mesma um radical livre, porém relativamente estável e não agressivo às estruturas celulares. Desta forma ela bloqueia o efeito destrutivo dos radicais livres ao se "sacrificar". O radical livre tocoferil é facilmente reduzido pelas enzimas, sem causar danos ao organismo. Outras vitaminas (como a vitamina C na figura) e compostos antioxidantes se comportam mais ou menos da mesma maneira.

 

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Radicais hidroxila causando alterações em componentes do DNA. Estas alterações podem causar erros na transmissão da informação genética, que podem levar ao câncer (Veja também este link) .

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Entretanto, há alguns radicais livres que persistem por um tempo considerável e alguns podem ser considerados estáveis. Como exemplos podemos citar alguns óxidos de nitrogênio (NO e NO2), o dióxido de cloro (ClO2), o trifenilmetil , o DPPH, o tempol, o íon superóxido (O2), o íon dioxigenil (O2), o íon ozonídeo (O3), etc. 


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O Tempol (1) é um reagente analítico usado como antioxidante e catalisador. É um raro exemplo de radical livre muito estável. O elétron desemparelhado pertence simultaneamente aos átomos de N e O e está envolvido numa ligação de 3 elétrons, uma ligação química pouco comum (mais adiante explicaremos sobre ela). (2) O N-difenil-N'-picril-hidrazila (DPPH) é um reagente analítico usado para detectar radicais livres e medir a eficiência dos antioxidantes, sendo também ele próprio um radical livre muito estável. O elétron desemparelhado se encontra deslocalizado num híbrido de ressonância.

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Este tópico é particularmente importante, pois muitos estudantes aprendem sobre a regra do octeto e alguns mais atentos percebem que compostos como o NO2 não completam o octeto, mas ainda assim são estáveis. Como isso é possível? E o pior: é muito difícil achar a explicação nos livros, porque isso não é estudado no 2° Grau. Deste ponto em diante explicaremos o porquê de sua estabilidade.

Iremos estudar agora alguns radicais livres estáveis e suas estruturas de ligação:

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--> ÓXIDO NÍTRICO (NO)

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Frasco contendo óxido nítrico. O NO é um gás incolor que reage com o oxigênio do ar formando NO2 de cor castanha.

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O óxido nítrico ou monóxido de nitrogênio é um gás incolor, considerado um óxido neutro pois não reage com a água para formar nem ácidos nem bases (mas pode ser oxidado pelo ar a NO2 que é um óxido ácido). Ele pode ser formado na reação entre nitrogênio e oxigênio a temperaturas muito elevadas:

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N2 + O2 --> 2NO

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Também se forma na reação entre metais nobres e ácido nítrico concentrado:

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3Cu + 8HNO3 --> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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O NO se forma na atmosfera durante os raios, devido ao grande aquecimento do ar. Ele é considerado um poluente atmosférico, além de contribuir com a destruição da camada de ozônio. Por ser um radical livre, ele possui um elétron desemparelhado e é paramagnético.

A estrutura da molécula de NO intrigou os cientistas por muito tempo. O elétron desemparelhado não pertence a um átomo em particular, embora ele seja costumeiramente atribuído ao nitrogênio na teoria clássica das ligações.

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Estruturas atribuídas ao NO pela teoria clássica das ligações. Estas estruturas não explicam satisfatoriamente o comportamento químico do óxido nítrico observado experimentalmente.

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O elétron desemparelhado pertence simultaneamente aos 2 átomos da molécula. Isso não pode ser explicado pela teoria clássica das ligações. Logicamente esse elétron está envolvido nas ligações e não sozinho num orbital. Analisando a estrutura das ligações, os cientistas descobriram que ela é intermediária entre uma ligação dupla (ordem de ligação 2) e uma ligação tripla (ordem de ligação 3). A ordem de ligação na molécula de NO é de 2,5 (dois e meio).

Só há uma estrutura possível que explica esta ordem de ligação "quebrada" e ao mesmo tempo o elétron desemparelhado "sem dono": a molécula de NO contém 2 ligações covalentes normais e uma ligação de 3 elétrons, ou seja, uma ligação covalente em que 3 elétrons são compartilhados entre os átomos, ao invés de 2 como nas ligações comuns. Uma ligação de 3 elétrons tem ordem de ligação de 0,5, ou seja, vale por uma "meia ligação". A estrutura do NO segundo a teoria dos orbitais moleculares fica sendo assim:

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A ligação de 3 elétrons viola o Princípio de Exclusão de Pauli, segundo o qual um orbital só pode comportar no máximo 2 elétrons, mas é possível pela Teoria dos Orbitais Moleculares. Embora o elétron esteja desemparelhado, ele não está sozinho, de modo que a molécula se comporta como se estivesse com o octeto "mais ou menos completo".Por causa disso, radicais desse tipo são mais estáveis que radicais como o metil (*CH3), o cloro atômico (*Cl) e o hidroxila (*OH), em que o elétron está realmente sem um companheiro.

Ligações de 1 elétron com ordem de ligação 0,5 também são conhecidas e ocorre, por exemplo, na espécie transiente H2(+) e Li2(+), formada em tubos de descarga de gases a baixa pressão.

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--> DIÓXIDO DE NITROGÊNIO (NO2)

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NO2 formado pela oxidação do NO liberado na reação entre um metal e ácido nítrico concentrado.

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O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanha muito tóxico e corrosivo que se comporta como um óxido ácido, formando dois ácidos distintos por dismutação ao reagir com a água: o ácido nitroso (HNO2) e o ácido nítrico (HNO3). Ele se encontra em equilíbrio químico com seu dímero, o tetróxido de dinitrogênio (N2O4), demonstrando alguma tendência de emparelhar seus elétrons. É um gás paramagnético, muito solúvel em água, sendo um radical livre bastante estável.

O NO2 possui em sua estrutura um elétron desemparelhado que, assim como o NO, não pertence a um átomo em particular. Esse elétron também está envolvido em uma ligação de 3 elétrons que se encontra deslocalizada em um híbrido de ressonância.

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Estrutura do NO2 (híbrido de ressonância) de acordo com a Teoria Clássica das Ligações.

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Estrutura do NO2 (híbrido de ressonância) consistente com a Teoria dos Orbitais Moleculares.

--> DIÓXIDO DE CLORO (ClO2):

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ClO2 em solução.

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O dióxido de cloro é um gás amarelo paramagnético muito oxidante e explosivo, formado sobretudo pela reação de uma solução de clorato com um ácido forte, tal como o sulfúrico. É um óxido ácido, que reage com H2O formando 2 ácidos distintos, o ácido cloroso (HClO2) e o ácido clórico (HClO3), sofrendo dismutação do nox +4 para +3 no HClO2 e +5 no HClO3. O ClO2 não pode se dimerizar como o NO2 e é muito reativo, se comportando realmente como um radical livre, porém é estável e pode ser isolado.

A estrutura do dióxido de cloro segundo a Teoria dos Orbitais Moleculares também contém uma ligação de 3 elétrons, já que a diferença de eletronegatividade entre o Cl e o O é de 0,5. Esta ligação está deslocalizada num híbrido de ressonância.

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Além de ser um radical livre, o ClO2 é também uma molécula hipervalente, pois comporta mais de 8 elétrons na camada de valência. Os híbridos de ressonância da molécula não são mostrados na imagem.

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Estudos comprovam que ligações de 3 elétrons nunca se formam se a diferença de eletronegatividade entre os elementos for maior que 0,5. Elas só se formam entre átomos de elementos de eletronegatividade muito próxima, tais como nitrogênio ou cloro (eletronegatividade = 3,0) e oxigênio (eletronegatividade = 3,5), nitrogênio e enxofre (eletronegatividade = 2,5), etc. Isso explica porque certas espécies radicalares como o NO e o íon-radical O2 são estáveis, enquanto a espécie química *CO não é. No primeiro caso a diferença de eletronegatividade é de 0,5, no segundo é de zero e no terceiro caso é de 1,0 (eletronegatividade do C = 2,5). Como a diferença é maior que o limite máximo, não se formam ligações de 3 elétrons e o ânion radical *CO não é estável, embora todas as três espécies em questão sejam isoeletrônicas.

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--> ÍON DIOXIGENIL (O2(+))

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Hexafluoroplatinato de dioxigenil (O2PtF6).

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O íon dioxigenil é um cátion incomum formado quando o O2 reage com um agente oxidante extremamente poderoso, tal como o hexafluoreto de platina (PtF6) ou uma mistura de gás flúor (F2) com pentafluoreto de ouro (AuF5). Este íon nada mais é do que uma molécula de oxigênio que perdeu um elétron. É um radical livre relativamente estável, porém um agente oxidante poderosíssimo, muito raro e difícil de ser isolado. O íon oxida quase tudo o que encontra pela frente e só ocorre na forma de alguns compostos restritos.

O dioxigenil é isoeletrônico ao NO e possui uma estrutura semelhante. Este composto da foto acima foi fundamental para a descoberta do primeiro composto de gás nobre, uma vez que a energia de ionização do O2 molecular é próxima à do gás xenônio (veja mais sobre isso AQUI ) .

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--> ÍON SUPERÓXIDO (O2(-))

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Superóxido de potássio (composto amarelado) e estrutura do íon superóxido.

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O íon radical superóxido (O2, às vezes escrito O4) é um ânion radical conhecido por ser um dos famosos radicais livres danosos que se formam nas células durante a redução ineficiente do oxigênio. É simplesmente uma molécula de oxigênio que ganhou um elétron. É importante na "reciclagem" do ar em naves espaciais e submarinos por meio da formação de oxigênio a partir do gás carbônico do ar respirado, quando na forma de superóxido de potássio (KO2). O íon superóxido no estado sólido se dimeriza formando o íon O4. Sua estrutura contém uma ligação comum e uma ligação de 3 elétrons, e a ordem de ligação é de 1,5.

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--> GÁS OXIGÊNIO (O2)

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A glass bottle half-filled with a bluish bubbling liquid

Oxigênio liquefeito. Note que no estado líquido (e também no sólido) o O2 apresenta uma cor azul pálida. As bolhas são de O2 gasoso, já que o líquido se encontra na temperatura de ebulição (-183°C).

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Por incrível que pareça, o gás oxigênio também é um radical livre! Bem, pelo menos no estado fundamental. Embora as ligações entre os oxigênios sejam corriqueiramente escritas como uma ligação dupla ( O = O), essa estrutura não condiz com a realidade (para fins didáticos, pode-se representar a ligação no O2 como ligação dupla mesmo). A molécula de O2 no estado fundamental é fortemente paramagnética, ou seja, possui elétrons desemparelhados. Estudos confirmam que a molécula de O2 tem 2 elétrons desemparelhados. Isso intrigou os cientistas por muito tempo, pois é o caso único em substâncias simples moleculares. Nenhuma molécula diatômica de substância simples tem um momento magnético tão intenso. Podemos pensar na molécula de O2 como um di-radical, do modo representado na imagem abaixo:

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Entretanto, esta fórmula é incorreta, pois a estrutura seria muito instável. A distância entre os oxigênios é curta demais para que o vínculo entre eles seja uma ligação simples e cada elétron desemparelhado pertence simultaneamente aos 2 átomos envolvidos. A distância entre os oxigênios é compatível com o comprimento de uma ligação dupla e a ordem de ligação é de fato 2. Mas e os elétrons desemparelhados? Se os oxigênios formarem uma ligação dupla os elétrons teriam que se emparelhar. Como isso fica então?

 A ligação entre os oxigênios tem ordem de ligação 2, mas não é uma ligação dupla verdadeira. A única explicação lógica é que as ligações são compostas de uma ligação normal (ordem de ligação 1) e 2 ligações de 3 elétrons (cada uma vale por meia ligação) dando uma ordem de ligação 2.

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Estrutura verdadeira da molécula de O2.

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Mas porque o oxigênio simplesmente não forma uma ligação dupla? Bem, isso é possível, mas energeticamente desfavorável. Os 2 elétrons desemparelhados não podem constituir uma ligação, pois eles têm o mesmo spin, ou seja, eles giram para o mesmo lado. Dois elétrons com spin igual não podem ocupar o mesmo orbital. Para que a ligação se forme, é necessário fornecer uma certa quantidade de energia suficiente para inverter o spin de um dos elétrons, para que ele possa se emparelhar com o outro e formar a ligação. Mas no caso do oxigênio, é necessário uma grande quantidade de energia para formar a segunda ligação, que faz com que a molécula atinja o estado excitado, que contém uma grande quantidade de energia armazenada nas ligações. O estado excitado é metaestável e sempre tende a retornar ao estado fundamental após algum tempo. Logo, é inviável para o O2 formar uma ligação dupla, de modo que ele se vê forçado a se "conformar" com a estrutura da última imagem. O oxigênio nesse estado é chamado de oxigênio triplete (³O2). Vale lembrar que o átomo de oxigênio tem dificuldades em formar ligação dupla com outro átomo de O, mas forma facilmente ligações duplas normais com outros elementos.

 

 

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Quando derramado entre os polos de um ímã, oxigênio líquido é atraído e fica preso a eles. Isso se deve ao seu forte paramagnetismo (devido à presença de 2 elétrons desemparelhados com o mesmo spin), que não pode ser explicado pela teoria clássica das ligações.

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Quando o oxigênio tem energia suficiente para passar ao estado excitado e emparelhar os elétrons, ele é chamado oxigênio singlete (¹O2). O oxigênio singlete é diamagnético e contém de fato uma ligação dupla. Logo, ele não é um radical. Porém ele é metaestável e tende a perder energia (geralmente na forma de luz) e retornar ao estado triplete algum tempo depois. O oxigênio singlete é especialmente reativo, muito mais reativo que o ³O2, por conter muito mais energia armazenada nas ligações e se encontrar no mesmo estado quântico que a maioria das outras moléculas, que também são singletes. Moléculas com o mesmo estado tendem a reagir mais facilmente entre si que com moléculas de estado diferente. Isso explica porque o gás oxigênio (triplete), embora seja um oxidante forte, reage mais lentamente que o esperado. O ¹O2 é considerado uma espécie reativa de oxigênio e quando formado no interior do organismo é altamente danoso às estruturas celulares, mas pode ser usado juntamente com outras espécies reativas de oxigênio pelos leucócitos no processo de defesa do organismo contra agentes patogênicos. ¹O2 é um excelente germicida. 

O oxigênio singlete pode ser produzido diretamente a partir da reação entre água oxigenada (H2O2) e hipoclorito de sódio (NaClO) ou por meio de transferência de energia de um corante como porfirinas (como a clorofila) e o azul de metileno excitados para o oxigênio triplete. Ele pode ser produzido também na decomposição do trioxidano (H2O3) catalisada pela água. 

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H2O2 + NaClO --> NaCl + ¹O2 + H2O

<H2O3> + H2O --> ¹O2 + 2H2O

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Ao decair ao estado fundamental sem reagir com outras substâncias, o oxigênio singlete emite energia na forma de luz vermelha. Aqui ele emite luz após ser formado na reação entre hipoclorito de sódio e água oxigenada.

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ALÓTROPOS EXÓTICOS DO OXIGÊNIO

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Muito recentemente, outros dois alótropos do oxigênio foram descobertos além do ozônio (O3): o tetra-oxigênio ou oxozônio (O4) e o octa-oxigênio (O8), um sólido vermelho. Ambas as formas alotrópicas são metaestáveis e não podem ser obtidas nas CNTP. O oxozônio (esse nome ainda não é oficializado) ocorre em algumas condições misturado ao oxigênio líquido a temperaturas abaixo de -183°C e sua estrutura ainda não foi totalmente compreendida. O4 nunca foi isolado, mas os cientistas já trabalham para conseguir caracterizar o alótropo. Aparentemente ele também é paramagnético.

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O octa-oxigênio, oxigênio épsilon ou oxigênio vermelho (O8) é um sólido vermelho profundo obtido pela compressão do O2 à temperatura ambiente a uma pressão de 10 GPa (gigapascals), milhões de vezes maior que a pressão atmosférica. Apresenta uma estrutura cristalina monoclínica e também é paramagnético. A estrutura do O8 é inédita: tem um formato de paralelepípedo em que cada átomo de O tem três vizinhos, um mais próximo e os outros dois mais distantes (ver aqui). Ninguém previu esta estrutura, que foi descoberta ao acaso. A estrutura de cubo distorcido é bem diferente da estrutura de anel do enxofre molecular (S8) (veja aqui), o homólogo teoricamente mais próximo, mas semelhante à do alótropo hipotético do nitrogênio N8 (octa-nitrogênio), que teria uma estrutura cúbica regular (veja esta imagem). Cada átomo de oxigênio se liga a outros três e a estrutura contém elétrons desemparelhados. Provavelmente as ligações entre os átomos mais próximos é uma ligação simples normal e as ligações entre os átomos mais distantes são ligações de 3 elétrons.

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Estrutura do octa-oxigênio (oxigênio vermelho) e configuração provável de suas ligações.

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

LIGACAO DE HIDROGENIO

Posted by o nerd da quimica on March 30, 2012 at 2:20 PM Comments comments (3)

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O íon bifluoreto (HF2(-)) é um sistema formado por uma molécula de ácido fluorídrico (HF) mais um íon fluoreto (F(-)), contendo uma ligação covalente (representada por um traço) e uma ligação de hidrogênio muito forte (representada por "::::") que formam um híbrido de ressonância entre si. Esta é a ligação de hidrogênio mais forte conhecida, quase tão forte quanto uma ligação covalente normal, de modo que o átomo de hidrogênio fica exatamente a meio caminho entre os átomos de flúor.

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A ocorrência de ligações de hidrogênio é responsável pela formação do complexo não-covalente estável cianurato de melamina.

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Muitos estudantes de Química questionam sobre o tema das Ligações de Hidrogênio. Alguns não compreendem porque ela ocorre nem no que consiste. Outros ficam perplexos, ao confundí-la com uma ligação química comum ("mas como ela acontece, se o H pode fazer só uma ligação?") Na verdade, há uma explicação para este tipo de ligação, que intriga muitos estudantes. 

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A ocorrência de ligações de hidrogênio é responsável pela extrema resistência da poliamida conhecida como Kevlar, um composto 7 vezes mais resistente que o aço muito usado em coletes à prova de balas. 

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A Ligação de Hidrogênio é um tipo de interação intermolecular (entre moléculas) particularmente intensa, que ocorre quando, em um determinado composto, temos um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de um elemento pequeno e muito eletronegativo, tal como o nitrogênio (N), o oxigênio (O) e o flúor (F). Ela é responsável pelos pontos de fusão e ebulição anormalmente altos de compostos como a amônia (NH3), água (H2O) e ácido fluorídrico (HF) em comparação com compostos análogos dos outros elementos de seus respectivos grupos. Por causa dela a água é líquida à temperatura ambiente, e todas as suas propriedades, muitas das quais anômalas quando comparadas a outros líquidos, estão intimamente ligadas à ocorrência dessas interações. Esta interação é única do hidrogênio e ocorre devido a algumas propriedades particulares desse elemento.

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Os pontos de fusão e ebulição de hidretos dos elementos do bloco p da tabela periódica aumentam com o aumento de sua massa molecular. Entretanto, os compostos dos primeiros membros das famílias 5A, 6A e 7A não seguem esta tendência: embora tenham as menores massas moleculares, possuem pontos de fusão e ebulição mais altos que os outros hidretos dos outros membros de cada família. A explicação para essa aparente anomalia está na ocorrência das ligações de H: só os membros mais leves dessas famílias (átomos pequenos e muito eletronegativos) a formam, de modo que as interações entre as moléculas são mais fortes e por isso seus hidretos possuem PF e PE mais elevados. Note que o metano (CH4) segue a tendência natural prevista, uma vez que o carbono não forma ligações de hidrogênio.

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Dímeros de ácidos carboxílicos ocorrem no estado gasoso.

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--> POR QUE ELA OCORRE:

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O átomo de hidrogênio é o único átomo participante de compostos que só possui uma única camada de elétrons (a camada K) que é ao mesmo tempo a primeira e última e possui um único elétron. A camada K se completa com 2 elétrons, de modo que, para atingir a estabilidade química, o H precisa ganhar ou compartilhar 1 elétron de outro átomo. Ao se ligar a um elemento muito eletronegativo, tal como o N, o O e o F, seu único elétron fica tão afastado na direção do átomo eletronegativo que o próton que compõe seu núcleo fica praticamente nu. Deste modo, a forte carga positiva do próton de seu núcleo fica muito exposta e acaba interagindo com a eletrosfera dos átomos vizinhos, de forma parecida com uma ligação iônica Isso acontece porque o hidrogênio, diferentemente dos outros átomos, não possui outras camadas de elétrons entre a camada de valência e o núcleo atômico para "amortecer" a carga positiva do núcleo. Isso gera um enorme efeito polarizante nesse hidrogênio.

Para reduzir a tensão gerada, o átomo de H envolvido em ligações com N, O ou F interage fortemente com a eletrosfera de átomos vizinhos (mas sem se ligar covalentemente a eles), de modo a "cobrir" parcialmente o próton quase exposto de seu núcleo. Esse efeito é ainda mais pronunciado se o átomo com o qual o hidrogênio interage for um átomo pequeno e muito eletronegativo, pois num átomo pequeno esses elétrons estão mais localizados, se encontram confinados em uma camada menos volumosa e por isso interagem mais facilmente. Se o átomo for muito grande, os elétrons de valência estão mais "espalhados" pela volumosa camada de valência desse átomo, dificultando a interação. É por isso que o átomo de cloro, embora seja tão eletronegativo quanto o nitrogênio, não forma ligações de hidrogênio.

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Consequentemente, haverá uma interação eletrostática entre o átomo de H com forte carga parcial positiva com os elétrons não-ligantes do outro átomo participante. A ligação de hidrogênio pode ser considerada um caso particularmente intenso de interação dipolo-dipolo permanente. Devido ao pequeno tamanho, o átomo de H se aproxima bastante do outro átomo, o que, combinado com a forte atração entre o próton do H e os elétrons do outro átomo, faz com que esta seja a interação mais forte entre as moléculas.

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(Fonte: Ligação de Hidrogênio-Wikipédia (parte que eu mesmo adicionei na edição)). 

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A ocorrência de ligações de hidrogênio intramoleculares é responsável pela insolubilidade da bilirrubina em água, embora compostos análogos sejam relativamente solúveis. Isto ocorre porque há uma interação entre os grupos carboxila e amina, que "esconde" os grupos polares do contato com a água, fazendo com que a parte apolar (anéis e ramificações) fique exposta. Como a parte polar da molécula (que interage com H2O) não está acessível, a água não pode interagir e a molécula passa a ser insolúvel.

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A ocorrência de ligações de hidrogênio é responsável por estabilizar as estruturas secundárias (ou terciárias e quartenárias) de algumas proteínas. Elas são responsáveis pelo aspecto fibroso e pela resistência da fibroína (foto), a proteína que constitui a seda e a teia de aranha.

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Este tipo de interação molecular é de fundamental importância para a vida, uma vez que diversos compostos bioquímicos importantes, como as proteínas, a celulose (veja esta imagem) e ácidos nucléicos, possuem suas estruturas estabilizadas por pontes de H. Se a água, por exemplo, não apresentasse ligações de hidrogênio, seu ponto de ebulição seria de cerca de -100ºC, ou seja, 200 graus abaixo de seu ponto de ebulição verdadeiro de +100ºC.

Consequentemente, a vida a qual conhecemos não seria possível na Terra. Estas interações mantém as cadeias de DNA unidas, mantêm a água no estado líquido e a tornam um solvente tão poderoso e estão relacionadas também com o elevado calor específico  da água, que faz dela um excelente regulador térmico, importante na manutenção da temperatura do nosso corpo e até mesmo a de todo o planeta. Se não fosse pela água dos oceanos e do ar, a Terra seria um mundo estéril no qual durante o dia seria extremamente quente e durante a noite apresentaria temperaturas congelantes. Que diferença faz as ligações de hidrogênio!

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As ligações de hidrogênio são responsáveis pelo emparelhamento correto das bases do DNA, uma propriedade fundamental para a hereditariedade e também para estabilização da estrutura de dupla hélice do DNA.

 

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

ELE EXISTE, AFINAL!

Posted by o nerd da quimica on November 28, 2011 at 6:30 PM Comments comments (0)

Ver também:

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- ENFIM, COMPROVADO: ELE EXISTE!

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Comprimido efervescente se dissolvendo na água. Nesta reação, o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e um ácido, ambos presentes no comprimido, reagem entre si produzido o ácido carbônico, que se decompõe formando água e dióxido de carbono (gás carbônico, CO2). O gás carbônico é liberado sob a forma de bolhas.

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Estrutura molecular do ácido carbônico (H2CO3).

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As estalactites que ocorrem em certas cavernas são formadas por carbonato de cálcio (CaCO3), um sal insolúvel do ácido carbônico. Elas se formam quando água com CO2 dissolvido passa por terrenos calcáreos (também é carbonato de cálcio), dissolvendo seus componentes (CaCO3 se dissolve em excesso de solução de ácido carbônico). Durante o gotejamento, cristais de carbonato de cálcio se formam quando o excesso de gás carbônico escapa para o ambiente.

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O ácido carbônico (H2CO3) é um composto bem comum. Ele se forma quando se reage o gás carbônico (CO2) com a água ou um ácido com um bicarbonato ou carbonato, como na famosa reação química entre o vinagre e o bicarbonato de sódio. Ele existe nos refrigerantes, na água com gás, se forma quando um comprimido efervescente ou um sal de frutas se mistura com água, se forma na chuva quando o CO2 do ar se dissolve na água, está presente como agente tamponante no sangue... Em todo livro de química ele está lá; todo estudante de química vai trombar com ele em alguma página do livro e com toda a certeza ele vai cair na prova. Mas eu te garanto uma coisa: em nenhum laboratório de química do planeta você encontra na prateleira um frasco cheio de ácido carbônico puro.

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De acordo com os livros didáticos, há uma explicação para essa assombrosa constatação: o ácido carbônico é um composto instável. Sempre que é produzido numa reação, ele se decompõe rapidamente em água (H2O) e gás carbônico (CO2), o que explica as bolhas de gás liberadas nessas reações. Isso significa dizer que o ácido carbônico puro não existe; ele ocorre como um composto de curta duração que só existe em solução, em um delicado equilíbrio com os íons oriundos de sua dissociação em água e com o CO2 dissolvido:

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CO2 + H2O <--> [H2CO3] <--> H(+) + HCO3(-) 

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Nunca, até então, um cientista havia conseguido obter uma amostra de ácido carbônico em estado puro. Há muito tempo eles aparentemente haviam desistido e consideraram sua purificação impossível. Não se conhecia seu estado físico, seu ponto de fusão nem o ponto de ebulição. Até agora.

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Recentemente, alguns pesquisadores trabalhando com os cientistas austríacos Klaus R. Liedl, Erwin Mayer e Hallbrucker Andreas conseguiram, enfim, isolar e caracterizar o ácido carbônico puro, tanto no estado sólido quanto no estado gasoso. Isso é um feito muito importante para a ciência, pois eles conseguiram quebrar um tabu de mais de um século na química. Foi uma verdadeira revolução para a ciência! Eles descobriram que a molécula de H2CO3, em algumas condições, é muito estável. À temperatura ambiente, uma molécula do ácido persiste com uma meia-vida  de 180 mil anos sem se decompor. Mas por que ele se decompõe tão rapidamente, se os cálculos e os estudos demonstram que ele deveria ser muito estável? O que há de errado?Através da realização de alguns cálculos teóricos, eles descobriram em que condições o ácido carbônico é estável, e por que essa estabilidade não foi reconhecida por tanto tempo.

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Realmente, a decomposição de H2CO3 em H2O e CO2 é um processo energeticamente favorável, que poderia ocorrer espontaneamente. Isso porque os produtos formados (H2O e CO2) são mais estáveis que o reagente. Entretanto, foi descoberto por meio de alguns cálculos que o ácido carbônico não consegue se decompor sozinho. Ele "não tem força" para iniciar sozinho seu processo de decomposição, ou seja, precisa de uma "ajudinha" para se decompor. Uma analogia: a reação da madeira com o oxigênio (queima) é um processo energeticamente favorável. Porém a madeira e o oxigênio podem coexistir por tempo indeterminado sem que a reação se inicie. Para que ela ocorra, é necessário aquecer a madeira a uma temperatura adequada para atingir a energia de ativação. Os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) reagem facilmente para formar água. Entretanto, uma mistura desses gases nas proporções adequadas pode ser guardada durante anos sem que uma única molécula de água se forme. Mas essa reação ocorre imediatamente na presença de uma faísca ou de um catalisador tal como a platina. No caso do ácido carbônico, o catalisador necessário para provocar sua decomposição é... pasmem: a água!

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A água desempenha o papel crucial na decomposição do ácido carbônico. Esta constatação espanta pela sua simplicidade e pelo fato de ninguém ter levado isso em consideração até agora. Isso explica porque o ácido carbônico nunca tinha sido isolado antes: todas as reações que os cientistas efetuavam para tentar obtê-lo eram realizadas em solução aquosa!

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Quando um pedaço de mármore (composto principalmente por carbonato de cálcio) entra em contato com uma solução de ácido, bolhas de CO2 são liberadas. Elas são provenientes da decomposição do ácido carbônico formado na reação.

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O ácido carbônico, por si só, é realmente uma molécula bastante estável. No entanto, o ácido carbônico se decompõe imediatamente quando entra em contato com a água. Uma única molécula de água é suficiente para acelerar a decomposição de uma molécula de ácido carbônico um bilhão de vezes. Duas moléculas aceleram sua decomposição cerca de 50 bilhões de vezes. Mesmo minúsculos traços de água podem destruir rapidamente uma amostra de H2CO3, gerando uma reação em cadeia, já que a água é um dos produtos da decomposição. A equação real da decomposição do ácido carbônico agora fica sendo assim:

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H2CO3 + 2H2O --> CO2 + 3H2O

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O processo pelo qual a água catalisa a decomposição do ácido já foi elucidado. Ele ocorre da seguinte forma:

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1- Duas moléculas de água se unem por meio de pontes de hidrogênio a uma molécula de H2CO3. Forma-se um intermediário cíclico, como visto na imagem abaixo:

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2- Esta conformação é favorável para que ocorra uma troca de posições entre as ligações covalentes e pontes de H no intermediário. Por meio de um "salto de prótons", o hidrogênio de um dos grupos -OH do ácido carbônico migra, através das moléculas de água, para o outro grupo -OH do ácido, fazendo com que ele se torne uma molécula de H2O que se desprende da estrutura do ácido. O que sobra é uma molécula de CO2 (imagem abaixo):

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3 - As moléculas envolvidas se separam. Ocorre então o desmantelamento da molécula do ácido, que se separa formando uma molécula de CO2 e uma de H2O, além de regenerar as duas moléculas de água que iniciaram o processo. Essas moléculas de água, juntamente com a formada na decomposição, irão catalisar a decomposição de outras moléculas do ácido, reiniciando o ciclo. Vejam essa reação completa na animação abaixo: 

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Compostos químicos relacionados ao ácido carbônico, tais como os bicarbonatos e os ácidos carboxílicos não conseguem reagir da mesma maneira e por isso são estáveis em solução aquosa.

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O íon bicarbonato (HCO3(-)), em solução, forma um intermediário cíclico similar ao do ácido carbônico, mas não se decompõe porque o produto formado após o "salto de prótons" é igual à espécie que reagiu, ou seja, o íon bicarbonato virtualmente não sofreu alteração. Um caso semelhante ocorre com os ácidos carboxílicos.

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Essas pesquisas provaram sim que é possível isolar o ácido carbônico, e provaram que ele de fato é estável e que realmente existe. Ele se apresenta  à temperatura ambiente no estado sólido, como esperado analisando sua estrutura. Pode ser armazenado por muito tempo na total ausência de água. Essa verdadeira conquista da ciência abre um leque de novas utilidades e possibilidades para o ácido carbônico. Ele pode ser muito abundante no universo, já que gelos de água e CO2 estão presentes em nebulosas, cometas e em torno de estrelas, e quando uma mistura de H2O e CO2 sólidos é irradiada por radiações de alta energia (ultravioleta, raios cósmicos, etc), eles reagem facilmente entre si formando o H2CO3

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--> SÍNTESE

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Ácido carbônico puro pode ser produzido por pelo menos dois métodos:

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1- Irradiando uma mistura congelada de água e CO2 com radiação de alta energia (ultravioleta, etc), aquecendo posteriormente para que a água seja removida. O resíduo é formado por ácido carbônico sólido.

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2- Reação de uma solução de ácido e bicarbonato em camadas de vidro alternadas no vácuo. A água é removida por vaporização, pois ela ferve espontaneamente no vácuo. O que resta é ácido carbônico sólido misturado com o sal formado como o outro produto da reação. O ácido carbônico pode ser separado por sublimação, passando para o estado gasoso e posteriormente solidificado de novo em estado puro.

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--> UTILIDADES FUTURAS:

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Além dos usos comuns do ácido carbônico na química (na forma de solução de CO2), um uso futuro interessante para o ácido puro pode ser como um detector de água em meios não-aquosos: como mesmo traços ínfimos de água fazem o ácido se decompor rapidamente, ele pode ser muito útil para detectar umidade em amostras de solventes destinados a reações químicas na qual a água não pode estar presente, como em solução etérea de boranos e hidreto de alumínio e lítio  (LiAlH4), que podem explodir em contato com a água. Se ocorrer liberação de bolhas de gás, é sinal de que tem água ali.

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--> Referências:

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* ENFIM, COMPROVADO: ELE EXISTE! 

Pergunte a um cientista (...) (em inglês)

* carbonic acid- Wikipedia (em inglês)

* Ele existe, afinal (em inglês)

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

 

COMO OBTER ALGUNS INDICADORES NATURAIS DE pH

Posted by o nerd da quimica on November 11, 2011 at 10:10 AM Comments comments (11)

Ver também:

EXPERIÊNCIAS

- O NERD DA QUÍMICA - INDICADOR DE PH COM FLOR!!! (VÍDEO)

- O NERD DA QUÍMICA-INDICADOR ÁCIDO-BASE NATURAL (VÍDEO)

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Indicador de repolho roxo em meio básico (azulado), em meio neutro (roxo) e em meio ácido (avermelhado).

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Neste artigo eu irei falar sobre os indicadores de pH naturais, que poucas pessoas conhecem mas estão dando sopa aí pela natureza. Pode não parecer, mas essas incríveis substâncias que muita gente acredita só existirem em laboratórios de química podem estar onde você menos imagina: no seu jardim, na sua salada, nas frutas que você come... Acredita só!

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Muitas plantas e alguns outros organismos produzem substâncias coloridas que podem atuar como indicadores ácido-base. Se conhecem vários exemplos de folhas, frutas e flores que possuem pigmentos que variam de coloração de acordo com o pH do meio. O tornassol, indicador muito conhecido nos laboratórios, que é vermelho em meio ácido e azul em meio básico, é extraído de uma espécie de líquen que cresce em algumas rochas perto do oceano, nas proximidades do mar mediterrâneo.

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Parmelia sulcata, uma das espécies de líquen da qual é extraído o indicador Tornassol.

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O princípio ativo do tornassol, 7-hidroxifenoxazona, e suas diferentes formas de acordo com a variação do pH: vermelho em meio ácido e azul em meio básico.

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Outros vegetais que produzem pigmentos indicadores são o repolho roxo, comprado em supermercados, o açaí (quem diria!), o cravo-de-defunto, o trevo roxo, suco de amora, hortências, a flor de sino-azul, no gerânio e até mesmo a casca da jabuticaba! Sem dúvida um dos indicadores naturais mais conhecido é o extrato de repolho roxo.

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--> REPOLHO ROXO

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O suco de repolho roxo contém uma substância (antocianina) que atua como um indicador de pH, tipo a fenolftaleína ou o papel de tornassol dos laboratórios. Em meio ácido, a antocianina do repolho roxo se torna vermelha; em meio básico, ela se torna azul/verde e em meio muito básico ela fica amarelada.

A mudança de cor se deve à reação da antocianina com o ácido ou com a base formando íons de cores diferentes da molécula neutra roxa (um íon positivo avermelhado e um íon negativo esverdeado). A molécula de antocianina é um exemplo de substância anfótera (que reage tanto com ácidos quanto com bases).

Ao se adicionar, por exemplo, soda cáustica à solução de repolho roxo, ela se torna verde-azulada e, se for em excesso, fica amarelada. Isso se deve ao aumento do pH da solução, tornando-a básica. Em meio básico a antocianina perde alguns íons H, formando um íon negativo cuja cor (verde-azul) é diferente da cor da molécula original (roxa). A solução roxa torna-se esverdeada. Em meio muito básico mesmo, a molécula da antocianina é destruída e forma um composto amarelado.

Ao ser adicionado vinagre (de preferência do branco pra não interferir na cor do indicador) ou outro ácido à solução de repolho roxo, ela se torna vermelho-alaranjada. Isso ocorre devido à diminuição do pH da solução, fazendo com que a antocianina seja protonada (receba um íon H) em meio ácido, formando um íon positivo (íon flavílio) de cor avermelhada.

Ao ser adicionado vinagre numa mistura de repolho roxo e soda, a solução muda de cor gradativamente: de verde-azul passa lentamente a roxo (neutralização do pH básico), e, se for adicionado excesso de ácido, a solução fica ácida e, portanto, se torna vermelha.

A equação química que representa essa mudança é:

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- meio ácido:

HA + H(+) --> H2A(+) (íon flavílio vermelho-alaranjado)

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- meio básico:

HA + OH(-) --> H2O + A(-) (íon antocianato verde-azulado)

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NOTA: HA = molécula da antocianina neutra.

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Existem vários tipos de antocianinas na natureza. Elas pertencem a um grupo de substâncias conhecido como flavonóides. Os flavonóides possuem propriedades antioxidantes (a vitamina PP é um flavonóide) e muitos deles são coloridos, de cores que variam do roxo ao azul (antocianidinas e antocianinas) e do amarelo ao vermelho (antoxantinas). Entre os exemplos citados acima, todos (exceto o cravo-de-defunto) são arroxeados e possuem antocianidinas que atuam como indicadores de pH, ficando roxas em meio neutro, avermelhadas em meio ácido e verde/azul em meio básico. No caso do cravo-de-defunto, a substância indicadora é uma antoxantina que fica amarela em meio ácido, laranja em meio neutro e vermelha em meio básico.

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--> FRUTAS, FLORES E FOLHAS ROXAS

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Suco de açaí.

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Uvas.

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Frutas, flores e folhas roxas geralmente possuem antocianinas indicadoras, semelhantes às do repolho roxo. O extrato de açaí, por exemplo, é vermelho intenso em meio ácido e azul em meio básico. O suco de amoras fica vermelho em meio ácido e esverdeado em meio básico. O mesmo ocorre com o extrato de jabuticaba, com o extrato de folha de trevo roxo, etc. As transformações químicas são similares às do repolho roxo.

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Transformações sofridas pelas antocianinas em diferentes faixas de pH.

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a)

b)

 

c) 

d)

Algumas antocianinas (na forma de íon flavílio, em meio ácido): a) Cianidina (presente na uva, no açaí, na cereja, no jamelão e no morango); b) Pelargonidina (presente na flor de gerânio, na amora, na ameixa, na acerola...); c) Malvidina (presente na flor do feijoeiro, no feijão preto, na uva, na acerola...); d) Peonidina (presente na cereja, na jabuticaba...).

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--> CRAVO-DE-DEFUNTO E CERTAS FLORES AMARELAS

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Cravos-de-defunto.

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O extrato alcoólico das pétalas da flor do cravo-de-defunto e de algumas outras flores amarelas contém antoxantinas e geralmente se apresentam com uma cor alaranjada muito viva, que se torna vermelha intensa em meio básico e bem amarela em meio ácido. Essa mudança de cor é exatamente oposta àquela sofrida pelo indicador artificial alaranjado de metila (vermelho em meio ácido e amarelo em meio básico) mas as cores são incrivelmente semelhantes.

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Luteolina, um exemplo de composto da família das antaxantinas. Note a semelhança estrutural com as antocianinas. Este pigmento amarelo está presente em muitas flores, sendo o principal responsável pela cor.

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--> VINHO

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Vinho tinto.

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O vinho tinto também se comporta como um excelente indicador de pH. Sabe-se que a cor do vinho varia entre vários tons de roxo, desde roxo profundo até um tom bem avermelhado, de acordo com sua acidez. Em pH ácido, o vinho (que contém as antocianinas cianidina e malvidina, entre outras) fica vermelho; em pH básico fica verde.

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--> FLOR DE SINO AZUL

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A flor de sino azul é uma flor normalmente azul, presente em muitos jardins. Entretanto, quando um pé desta planta cresce perto de um formigueiro de formigas vermelhas, suas flores adquirem uma cor rosa incomum. Isso ocorre porque o pigmento presente nessa flor é um indicador do grupo das antocianidinas que se torna rosa em meio ácido. A mudança ocorre por causa do ácido fórmico (H-COOH) produzido pelas formigas que é absorvido pela planta e altera o pH da flor, tornando-o mais ácido.

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--> HORTÊNSIAS

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Hortênsia rosa (solo predominantemente ácido).

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Hortênsia azul (solo predominantemente básico).

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A hortênsia é uma planta muito comum em jardinagem, que produz flores com coloração diferente dependendo do solo onde foi plantada. Isso ocorre por causa do pH do solo onde ela cresce: se for um solo ácido, as flores ficam rosadas; se for um solo básico, as flores se tornam azuladas. Essa planta é excelente para identificar a acidez dos solos, além da bela coloração de suas flores. Minha avó tinha um pé de hortênsia azul. Isso significa que o terreno onde minha avó mora possui um solo com pH básico.

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--> HIBISCO ROSA

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O extrato aquoso de hibisco rosa, embora seja um pouco gosmento, serve como indicador de pH. A solução neutra possui uma cor rosa muito pálida, quase incolor. Ao se adicionar um ácido, sua cor se torna bastante alaranjada; na presença de base ela se torna visivelmente verde. (em Nova Venécia, por tradição, essa flor é chamada de "papoula", embora não seja o nome correto.) 

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--> ROSAS

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Rosa vermelha.

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As rosas, especialmente as mais avermelhadas, possuem pigmentos que se tornam azulados em meio básico, ficando avermelhados novamente quando o extrato alcalino reage com ácidos. A transformações são reversíveis.

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Existem muitos outros exemplos de indicadores naturais de pH, que podem ser usados em experiências caseiras de identificação de acidez/basicidade de alguns produtos. Isso pode ser muito útil para elaborar projetos de ciências!

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DICAS PARA SABER QUAIS PLANTAS PRODUZEM INDICADORES:

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1) Suspeite das plantas que produzem flores, folhas ou frutas arroxeadas ou dos produtos delas derivados (como vinho, suco de amora, etc). Muitas delas contêm antocianidinas que atuam como indicadores de pH.

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2) Se ao amassar uma parte arroxeada de algumas dessas plantas num recipiente com água o pigmento se dissolver com facilidade, é um indício de que ele é um indicador. Descarte as plantas cujas partes coloridas não são solúveis em água, como a flor da violeta

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3) Faça um teste com os sumos das partes suspeitas das plantas em solução de água + vinagre (ácido) ou água + sabão (básico). Se as soluções mudarem radicalmente de cor, significa que essa planta é indicadora.

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COMO EXTRAIR ALGUNS INDICADORES

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- Repolho roxo

Ferva em água algumas folhas do repolho por cerca de 5 minutos. O pigmento (cianidina) se dissolverá com facilidade. Espere esfriar e, se necessário, filtre. A solução se conserva por pouco tempo (cerca de 2 dias) devido à deterioração por micróbios e à oxidação pelo ar. O extrato de repolho roxo se apresenta avermelhado em pH abaixo de 3,5 (ácido) e esverdeado em pH acima de 8 (básico). Em meio muito básico (pH acima de 12), o indicador é destruído e a solução perde suas propriedades indicadoras.

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Cianidina (na forma de íon flavílio, em meio ácido).

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- Trevo roxo

Amasse algumas folhas de trevo roxo em um recipiente com água. O pigmento (também é a cianidina) se dissolve com facilidade. Se necessário, filtre. A solução neutra é roxa, mas pode se apresentar avermelhada acusando meio ácido, pois a planta é naturalmente ácida, rica em ácido oxálico (H2C2O4). Neste caso, se desejar, pode neutralizar a acidez com um pouco de solução diluída de bicarbonato de sódio (NaHCO3). O extrato aquoso de trevo roxo se apresenta avermelhado em pH abaixo de 3,5 (ácido) e esverdeado em pH acima de 8 (básico). Uma solução de água e vinagre ou água e sabão já é suficiente para mudar a cor do indicador (veja essa reação neste vídeo). A solução se conserva por cerca de uma semana, especialmente em meio ácido. 

Trevo roxo.

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- Cravo-de-defunto

Retire algumas pétalas de cravo-de-defunto amarelo e coloque-as em um recipiente contendo álcool (a luteolina, pigmento presente nessa flor, é mais solúvel em álcool) e, se necessário, amasse. Aguarde cerca de meia hora e se necessário filtre. A solução alaranjada se conserva por vários meses, apresentando cor amarelo vivo em pH menor que 3,5 (ácido) e vermelho vivo em pH maior que 8,5 (básico).

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cravo-de-defunto amarelo.

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- Amoras

Recolha algumas amoras maduras e as amasse em um recipiente com água. A solução (contendo cianidina) adquire cor roxa escura. Em pH ácido abaixo de 3, a solução se rorna vermelha intensa; em pH básico acima de 8, se torna esverdeada ou azulada. A solução se conserva por pouco tempo (cerca de 2 dias) devido à oxidação e à presença de açúcar, que propicia a deterioração por microrganismos.

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Amoras.

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- Jamelão

Recolha alguns jamelões maduros e amasse-os em um recipiente com água. A solução roxa contém cianidina. Se necessário, filtre a solução ou neutralize a acidez, se esta se apresentar avermelhada. A solução se torna vermelha em meio ácido (pH menor ou igual a 3,5) e azul-esverdeada em meio básico (pH menor ou igual a 8,5). A solução se conserva por cerca de 3 dias.

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Jamelões.

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- Feijão preto

Ao cozinhar feijão preto em uma panela de pressão por cerca de meia hora, antes de ele amolecer, recolha um pouco da água em que o feijão foi cozido (cuidado pra não se queimar), espere esfriar e filtre. A solução contém o pigmento malvidina. Esta solução se conserva por apenas 2 dias, devido à deterioração por microrganismos. Ela se torna avermelhada em meio ácido (pH abaixo de 3,5 a 4) e esverdeada em meio básico (pH acima de 8,5).

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Feijão preto cru.

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Malvidina (meio ácido).

 

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- Flor de Boa-noite cor-de-rosa

Amasse as pétalas das flores de boa-noite (de preferência as flores de cor rosa mais escura) em um recipiente com água ou álcool (o álcool é melhor). A solução resultante contém vários pigmentos (depende do tipo de flor) e apresenta cor arroxeada ou rosa. A solução alcoólica resiste por cerca de 2 meses e a aquosa por cerca de 6 dias. Em meio ácido (pH < 3 ou 4), a solução se apresenta vermelha alaranjada a vermelha viva, enquanto em meio básico (pH > 8 ou 9) apresenta cor de verde a azulada. A cor depende muito da tonalidade da flor. Uma flor rosa arroxeada intensa produz uma cor vermelho viva em meio ácido e verde em meio básico (veja este vídeo).

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Flor de boa-noite.

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- Jabuticaba

Triture algumas cascas de jabuticaba bem limpas em um recipiente com álcool ou água (o álcool é melhor) e depois filtre.A solução arroxeada resultante contém o pigmento peonidina, podendo se apresentar avermelhada devido à acidez em alguns casos (se preferir, neutralize a solução). A peonidina é mais facilmente solúvel em álcool. A solução aquosa se conserva por 3 dias e a alcoólica por cerca de 1 mês, talvez mais. Se apresenta avermelhada em meio ácido (pH < 3 ou 4) e esverdeada em meio básico (pH > 8,5). A solução de água e sabão não é básica o suficiente para induzir a mudança da cor do indicador para verde-azulado no extrato de jabuticaba.

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Jabuticabas.

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Cloridrato de peonidina (sal ácido do íon flavílio da peonidina, vermelho).

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

CARBORANO

Posted by o nerd da quimica on October 20, 2011 at 4:15 PM Comments comments (0)

Um carborano é um conjunto composto de átomos de boro e carbono. Eles são moléculas deficientes em elétrons, de modo que as ligações entre os átomos de carbono e boro dentro do esqueleto da molécula seja predominantemente do tipo tricentrada com 2 elétrons com algumas ligações covalentes simples, que geram uma estrutura hiperconjugada que leva a um híbrido de ressonância  estável. Como muitos dos boranos relacionados, estes clusters são poliedros e são igualmente classificados como closo, nido, aracno, hipno, etc, dependendo se eles representam uma estrutura em forma de poliedro completo (closo), um poliedro que está faltando um véritce (nido), dois vértices (aracno), e assim por diante.

Exemplos interessantes de carboranos são os closo-carboranos icosaédricos extremamente estáveis:

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Superácido Carborano, H[CHB11Cl11]. O íon  do ácido não aparece na imagem.

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Estrutura do orto-carborano.

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Um exemplo de destaque é o composto neutro C2B10H12 conhecido como orto-carborano, que tem sido explorado para uso em uma ampla gama de aplicações de polímeros resistentes ao calor para aplicações médicas. Este composto é chamado de composto super aromático, pois obedece à Regra de Hückel  e exibe alta estabilidade térmica. A 420°C o o-carborano converte-se para o isômero meta. Em comparação, o benzeno requer uma temperatura de mais de 1000 ° C para induzir rearranjo do esqueleto. Como os arenos (hidrocarbonetos aromáticos), os carboranos também passam por substituição eletrofílica aromática.

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Estrutura do o-carborano, B10C2H12. No esqueleto do icosaedro há  3 ligações covalentes simples (em preto) e 10 ligações tricentradas (em vermelho) entre os átomos de B e C, que formam um híbrido de ressonância similar ao dos hidrocarbonetos aromáticos.

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Outro carborano importante é o negativamente carregado [CB11H12], que tem sido usado para fazer sólidos superácidos mais de um milhão de vezes mais fortes que o ácido sulfúrico, tais como o Superácido Carborano H[CHB11Cl11] .

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--> DICARBADODECABORANO

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O carborano mais fortemente estudado é o C2B10H12, com ponto de fusão de 320°C. Geralmente ele é preparado a partir da reação entre o acetileno (C2H2) e o decaborano-14 (B10H14). Uma variação deste método implica a utilização do dimetil-acetilenodicarboxilato (CH3-OC(=O)-C≡C-C(=O)-O-CH3) que produz o composto C2B10H10(CO2CH3)2, que pode ser degradado a C2B10H12

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--> História:

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Os 1,2-closo-dicarbadodecaboranos (geralmente chamados simplesmente de carboranos) são um conjunto de três isômeros (orto, meta e para) de carboranos que diferem entre si na posição dos átomos de C no icosaedro. Eles foram relatados simultaneamente por grupos de Olin Corporation e da Divisão de Motores de Reação Thiokol Chemical Corporation trabalhando sob a Força Aérea dos EUA e publicado em 1963. Até então, acreditava-se que os derivados do decaborano seriam termicamente instáveis ​​e reagiriam rapidamente com o ar e a água. Estes grupos demonstraram a estabilidade sem precedentes do grupo de 1,2-closo-dodecaboranos, apresentaram uma síntese geral, descreveram a transformação de substituintes sem destruir o cluster carborano, e demonstraram a isomerização orto-meta-para.

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--> ÍON DICARBOLÍDEO

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Estrutura do íon dicarbolídeo (B9C2H11(-2)).

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O dicarbolídeo ou dicarbolida é o ânion [B9C2H11], um nido-carborano formado na remoção de um átomo de boro de um dos vértices do icosaedro próximo aos dois átomos de carbono. Numerosos estudos têm sido feitos sobre derivados do ânion [B9C2H11]. Este ânion forma compostos do tipo sanduíche, referidos como bis(dicarbolídeos), com muitos íons metálicos e em muitos casos alguns destes íons existem em estados de oxidação incomum. No complexo [Au(B9C2H11)2] o átomo de ouro apresenta nox +2, que não é comum para o elemento (os nox comuns do ouro são +1 e +3). O primeiro complexo metal-dicarbolídeo foi descoberto por Frederick M. Hawthorne e colegas de trabalho em 1965. O diânion é um cluster nido preparado por degradação do dicarborano-pai na reação abaixo:

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B10C2H12 + 3CH3OH + KOH → KB9C2H12 + B(OCH3)3 + H2O + H2

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Nesta reação o carborano reage com uma solução de hidróxido de potássio em metanol, formando o dicarbolídeo de potássio, precursor dos demais compostos do dicarbolídeo.

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Os Bis(dicarbolídeos) freqüentemente apresentam propriedades muito diferentes dos seus análogos metalocenos. Por exemplo, no cluster de dicarbolídeo-níquel pode ser observado o raríssimo estado de oxidação +4 do níquel. Alguns exemplos notáveis ​​de aplicações potenciais desses complexos incluem catálise, troca iônica de materiais para gestão dos resíduos radioativos, os inibidores de proteases biologicamente ativos, e emprego em células de geração de energia solar. 

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Reversible redox chemistry of Ni(III)/Ni(IV) bis(dicarbollide) clusters.

Estrutura dos complexos de bis(dicarbolídeo)-níquel, em que o níquel se apresenta nos estados de oxidação pouco comuns +3 e +4. O estado de oxidação mais comum do níquel é o +2.

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Alguns complexos Tântalo-dicarbolídeos e seus derivados (o nox do tântalo (Ta) é +5).

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--> Aplicações

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Os Carboranos têm sido usados ​​como uma fonte de boro em boroterapia por captura de nêutrons. Eles também têm sido utilizados em estudos estruturais em cristalografia .

Carboranos tem sido muito usados para fazer sólidos superácidos. Catalisadores sólidos superácidos diminuem a necessidade de desperdício de ácidos, proporcionando assim uma vantagem significativa sobre ácidos dissolvidos no meio ambiente. O superácido carborano H(CHB11Cl11) é um milhão de vezes mais forte que o ácido sulfúrico. A razão para esta elevada acidez é que o ânion ácido [CHB11Cl11] é muito estável e os hidrogênios dos átomos de boro substituídos com substituintes muito eletronegativos (o cloro). O

H(CHB11Cl11) é o único ácido conhecido por conseguir protonar (adicionar H) o fulereno C60 sem provocar sua decomposição. Além disso, é o único ânion conhecido capaz de formar um sal estável e isolável ​​com o cátion benzeno protonado, C6H7.

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--> Fonte:

- O artigo foi elaborado a partir da tradução deste artigo da Wikipédia em Inglês.

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

ENFIM RECONHECIDOS!

Posted by o nerd da quimica on August 25, 2011 at 8:15 AM Comments comments (0)

Ver Também:

COPERNÍCIO

COMO SE LIGAM OS ELEMENTOS QUÍMICOS

DOIS NOVOS ELEMENTOS ACABAM DE SER BATIZADOS  

A tabela periódica acaba de ser atualizada mais uma vez, incluindo dois novos elementos que há algum tempo aguardam sua inclusão na tabela: o ununquádio (Uuq, número atômico = 114) e o ununéxio (Uuh, número atômico = 116). A síntese destes elementos acaba de ser comprovada definitivamente pela IUPAC (o órgão internacional que rege a química), em julho de 2011. Os elementos ainda não receberam nomes definitivos e são chamados por um nome sistemático provisório que correspondem aos algarismos de seus números atômicos em latim: un = 1, quad = 4 e hex = 6.

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A Tabela Periódica acaba de ganhar dois novos elementos: o 114 (Ununquádio) e o 116 (Ununéxio), dois elementos artificiais superpesados e radioativos. Esses elementos já haviam sido anunciados pelos cientistas que os criaram desde 1999, mas a forma como seus átomos foram produzidos ainda não era reconhecida como verdadeira até então. Desde 1999, muitas equipes de pesquisadores já vinham anunciando a criação do 114 em laboratório. Mas até hoje nenhum desses estudos isolados havia sido repetido para provar a sua validade. Apenas agora a Iupac reconheceu o feito, obtido pela colaboração entre os grupos da Rússia e dos Estados Unidos, que conseguiram repetir a experiência em dois laboratórios diferentes, em 2004 e 2006, e provar a criação não só do 114, como também do 116. Elementos com número atômico até 118 já foram produzidos (exceto o 117), mas ainda não são reconhecidos. A última alteração sofrida pela tabela periódica foi a inclusão do elemento 112, que foi reconhecido e batizado com o nome definitivo de Copernício  e recebeu o símbolo Cn (já falei sobre esse elemento em uma sessão deste site).

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Os dois elementos foram produzidos por meio da fusão nuclear de alguns elementos pesados (como os actinídeos) com alguns elementos mais leves, com número atômico em torno de 20. Para criar o 116, por exemplo, os cientistas usaram um acelerador de partículas para lançar um átomo de cálcio (Ca), que tem 20 prótons, contra um átomo de cúrio (Cm), que tem 96 prótons.

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96Cm[248] + 20Ca[48] -->116Uuh[292] + 4 nêutrons

 

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Já para chegar ao 114, ocorreu a fusão de um átomo de cálcio (20 prótons) com um de plutônio (94 prótons).

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94Pu[244] + 20Ca[48]--> 114Uuq[289] + 3 nêutrons

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Ilustração artística de um choque violento entre partículas.

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Os novos elementos são agora os mais pesados da tabela periódica já reconhecidos. Ambos são radioativos e só se mantêm por menos de um segundo até começar a decair, ou seja, perder partículas do núcleo e se transformar em outros elementos mais leves. O 114, por exemplo, se transforma em copernício (112) meio segundo depois de sua criação. Isso significa que os átomos destes dois elementos existem apenas por um curto intervalo de tempo. O próprio copernício dura apenas alguns microssegundos. Acredita-se que o 114 seja um dos elementos artificiais mais estáveis, ou seja, que demora mais tempo até seus átomos "desaparecerem" (ou seja, se transformarem em átomos mais leves).

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Átomos artificiais, de um modo geral, têm um tempo de vida muito curto. Os cientistas acreditam que a produção desses novos elementos é um primeiro passo rumo à criação de novos átomos artificiais mais estáveis, capazes de se manter em sua forma original por décadas. Muitos químicos e físicos especulam sobre a existência da chamada “ilha de estabilidade”, uma região da tabela periódica em que os elementos químicos artificiais seriam mais estáveis. Esses elementos poderiam se manter por horas, meses ou até mesmo décadas sem decair. O ununquádio, na sua primeira tentativa de criação, durou cerca de 30 segundos, um tempo incrivelmente longo, considerando que muitos elementos artificiais duraram apenas alguns milissegundos.

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--> PROPRIEDADES QUÍMICAS E FÍSICAS

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Devido ao tempo de vida muito curto e ao fato de terem sido produzidos poucas vezes, não se conhecem as propriedades destes 2 elementos, mas presume-se que eles apresentem propriedades similares aos elementos logo acima deles na tabela (chumbo para o Uuq e polônio para o Uuh). Para finalizar, vamos citar algumas possíveis propriedades destes elementos, baseadas nas propriedades dos elementos logo acima deles:

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--> Ununquádio (Uuq)

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Estrutura eletrônica do Ununquádio.

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As propriedades do ununquádio são provavelmente similares às do chumbo (Pb). Provavelmente ele é um metal sólido cinza ou prateado, denso, razoavelmente mole, com ponto de fusão baixo (talvez ainda menor que o do Pb (327°C), seguindo a tendência da família 4A), maleável e relativamente estável por tomar parte da "ilha de estabilidade", embora seja muito radioativo. O ununquádio poderia apresentar os estados de oxidação +2 e +4, assim como o chumbo, formando compostos análogos. O sulfato de ununquádio ("UuqSO4") seria praticamente insolúvel em água, assim como o sulfato de chumbo PbSO4, os haletos do elemento também seriam pouco solúveis; o estado de oxidação +2 seria o mais comum e estável para o elemento, enquanto que o +4 seria um forte agente oxidante. Essa tendência de aumentar a estabilidade do estado de oxidação mais baixo é observada à medida que se desce pela família 4A e já se manifesta de forma razoável no chumbo. Ela seria ainda mais pronunciada no Uuq, por ele se situar mais embaixo. A forte radiação do elemento poderia influenciar em sua química, pois alguns compostos seriam decompostos pela própria radiação do elemento (auto-radiólise).

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--> Ununéxio (Uuh)

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Estrutura eletrônica do Ununéxio.

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As propriedades do Uuh seriam similares às do polônio e do telúrio. Elas seriam um pouco mais difíceis de prever que as do Uuq porque o próprio polônio (Po) é pouco conhecido por causa de sua radiação. Além disso ele teria propriedades mais metálicas que o Po ou o Te.

O ununéxio seria provavelmente um metal ou semimetal sólido, cinza ou prateado, relativamente quebradiço, com ponto de fusão baixo, além de ser um condutor de eletricidade relativamente ruim. Teria estados de oxidação -2, +2, +4 e +6, sendo que o -2 seria bem menos estável e o +6 seria um forte agente oxidante, também pouco estável. O estado de oxidação +4 seria o mais estável enquanto que o +2 seria um agente redutor moderado, baseado na tendência da família 6A de o nox mais baixo e o mais alto irem se tornando menos estáveis à medida que se desce pelo grupo. Ele também poderia formar compostos covalentes, por ter 6 elétrons na camada de valência. Devido à forte radiação do elemento, seus compostos também seriam influenciados pela possibilidade de sofrerem auto-radiólise. Aliás, isso já é observado nos compostos de Po, que sofrem auto-radiólise considerável, além de radiolisar a água, tornando difícil identificar corretamente seus compostos em solução.

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Ligações externas e referências:

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--> Enfim, reconhecidos - Ciência Hoje

--> Tabela Periódica ganha mais dois elementos - Guia do Estudante

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

 

COMO MONTAR FORMULAS QUIMICAS

Posted by o nerd da quimica on August 17, 2011 at 8:00 PM Comments comments (9)

--> VER TAMBÉM:

LIGAÇÕES QUÍMICAS

- COMO SE LIGAM OS ELEMENTOS QUÍMICOS 

- COMO SABER A VALÊNCIA DOS ELEMENTOS

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Riboflavin penicillinamide.jpg

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Nesta seção veremos algumas regrinhas de como montar fórmulas químicas de uma forma simples. Essas informações podem ajudar você na hora de fazer as atividades pedidas pelo professor. Uma forma simples de começar a aprender é olhando na tabela periódica. Para entender como os átomos se ligam você primeiro precisa saber quantos elétrons tem na camada de valência do átomo. Para isso é só olhar o nome das famílias que será fácil saber quantos elétrons tem na camada mais externas de seus átomos:

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- Nos elementos representativos (grupos A ou 1, 2 e de 13 a 18), o número antes da letra A (ou depois do número 1 dos grupos 13 em diante) indica o número de elétrons da última camada do elemento:

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--> Família 1A = 1e- (perde 1e- (exceto H) )

--> Família 2A = 2e- (perde 2e-)

--> Família 3A ou 13 = 3e- (perde 3e-)

--> Família 4A ou 14 = 4e- (forma 4 ligações covalentes (maioria) )

--> Família 5A ou 15 = 5e- (ganha 3e- ou forma 3 lig. covalentes)

--> Família 6A ou 16 = 6e- (ganha 2e- ou forma 2 lig. covalentes)

--> Família 7A ou 17= 7e- (ganha 1e- ou forma 1 lig. covalente)

--> Família 8A, 18 ou 0 = 8e- (gases nobres: não reagem)

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Exceções:

He é da família 8A, mas tem 2e-.

H é da família 1A, mas forma 1 ligação covalente.

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- Nos elementos de transição (grupos B) os elementos tem 1 ou 2 elétrons e precisam perdê-los. Além disso, eles se comportam de forma complicada porque possuem a última e a penúltima camada incompletas, precisando estabilizar as duas. Os metais de transição, em sua maioria, formam íons com carga +2 e +3, embora íons com carga +1 e +4, e até mesmo alguns compostos com nox mais elevados (+5, +6 e +7) também existam. Para entender como os elementos se ligam, veja a seção COMO SE LIGAM OS ELEMENTOS QUÍMICOS .

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MONTANDO A FÓRMULA DE UM COMPOSTO IÔNICO

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cloreto de sódio (NaCl).

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Os compostos iônicos são formados por átomos de elementos que precisam perder elétrons (metais) e de elementos que precisam ganhar elétrons (ametais)

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Para montar a fórmula num composto iônico, procede-se da seguinte forma:

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1 - Escreva o símbolo do cátion antes do símbolo do ânion.

Ex.: KCl --> cátion = K(+); ânion = Cl(-)

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2 - Faça a "regra do cruz-credo": o número da carga do cátion fica sendo o índice do ânion, e o número da carga do ânion fica sendo o índice do cátion (índice é aquele numerozinho pequeno do lado do símbolo do elemento, como o 2 do H2O).

Ex.: Al(+3) O(-2) --> Al2O3

(O 2 da carga -2 do O vira o índice do Al e vice-versa)

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Formula Molecular Pratica

"Regra do cruz-credo" aplicada na montagem da fórmula química do óxido de alumínio.

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Importante: se pelo menos um dos íons envolvidos for uma espécie poliatômica (como SO4(-2) e NH4(+), por exemplo), ela deve ser isolada entre parênteses na hora de aplicar esse procedimento, para evitar confusão nos índices.

Ex: (NH4)2SO4 e Cu(NO3)2.

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3 - O nome do composto iônico é dado da seguinte forma:

[nome do ânion] de [nome do cátion].

Ex: NaF = Fluoreto de sódio

--> Cátion (Na(+))

--> Ânion (F(-))

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--> Nome dos cátions:

- Se o cátion for um átomo metálico, ele recebe o nome do elemento, sem alteração. Se tiver um nox fixo, seu nome será simplesmente o nome do átomo do metal que o originou. Ex:

Na(+) = íon sódio

Ca(+2) = íon cálcio

Al(+3) = íon alumínio

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Se o elemento apresentar mais de um cátion (ou seja, nox variável), o nome do cátion será formado pelo nome do elemento mais sua carga elétrica em algarismo romano. Ex:

Fe(+2) = íon ferro II; Fe(+3) = íon ferro III

Cu(+) = íon cobre I; Cu(+2) = íon cobre II

Au(+) = íon ouro I; Au(+3) = íon ouro III

Mn(+2) = íon manganês II; Mn(+3) = íon manganês III;

Mn(+4) = íon manganês IV

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ainda uma regrinha antiga que diz que o cátion que apresentar nox menor recebe a terminação -oso e o maior recebe a terminação -ico: 

Fe(+2) = íon ferroso; Fe(+3) = íon férrico

Pt(+2) = íon platinoso; Pt(+4) = íon platínico

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 - Se o cátion for uma espécie poliatômica, na maioria das vezes ele recebe a terminação -ônio. Ex:

NH4(+) = íon amônio

H3O(+) = íon hidrônio/hidroxônio

(CH3)3S(+) = íon trimetil-sulfônio

NO2(+) = íon nitrônio

C16H18N3S(+) = íon fenazatiônio (azul de metileno)

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--> Nomes dos ânions:

- (...)eto: quando o ânion não tem oxigênio. Seu ácido correspondente termina em -ídrico.

Ex: Br(-) = brometo

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- (...)ato: quando o íon possui oxigênio e geralmente o elemento central está no seu nox mais alto (exceto se for o +7). O ácido correspondente é terminado em -ico

NO3(-) = nitrato

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- (...)ito: quando o ânion contém oxigênio e o elemento central está com um nox intermediário (ou quando tem 1 átomo de O a menos que o íon terminado em -ato). O ácido correspondente recebe a terminação -oso.

NO2(-) = nitrito

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OBS:

1) Se o nox do elemento central for +7 (ou eventualmente +8), adiciona-se a palavra per no início do nome e ato no final.

Ex.: permanganato (MnO4(-); nox do Mn = +7)

perosmato (OsO6(-4); nox do ósmio = +8)

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2) Se o ânion tiver 1 átomo de O a menos que o ânion terminado em ito, adiciona-se o prefixo hipo antes do nome do íon e a terminação ito.

Ex: BrO(-) = hipobromito (nox do Br = +1)

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3) O nome do íon O(-2) é óxido. Ele, o OH(-) (hidróxido ou hidroxila) e alguns outros íons de oxigênio não seguem as regras de nomeação de íons vistas aqui.

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4) Certos íons recebem a terminação ato mesmo não tendo oxigênio. Esses ânions, chamados ânions complexos, são formados por complexos de metais (geralmente de transição) com íons não-metálicos e possuem uma outra nomenclatura. Exemplos:

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[PtCl6](-2) = íon cloroplatinato

[AuCl4](-) = íon cloroaurato

[HgI4](-2) = íon tetaiodomercurato

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Podemos observar como exemplos os íons formados pelo cloro (Cl), pois ele forma íons com todas as nomenclaturas vistas até aqui:

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Cl(-) = cloreto (nox do Cl = -1)

ClO(-) hipoclorito (nox do Cl = +1)

ClO2(-) clorito (nox do Cl = +3)

ClO3(-) = clorato (nox do Cl = +5)

ClO4(-) = perclorato (nox do Cl = +7)

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Agora é só saber as cargas dos elementos, os nomes dos cátions e ânions, colocar os símbolos lado a lado, acertar os índices e está pronta a fórmula do composto iônico. Importante: depois de montada a fórmula, a soma das cargas de todos os íons (cátions e ânions) deve dar zero:

- MgCl2= 1 íon Mg(+2) e 2 íons Cl(-)

+2 + (2 x -1) = +2 - 2 = 0

- Al(OH)3 = 1 íon Al(+3) e 3 íons OH(-)

+3 + (3 x -1) = +3 - 3 = 0

- Fe2O3 = 2 íons Fe(+3) e 3 íons O(-2)

(2 x +3) + (3 x -2) = +6 - 6 = 0

- MgSO4 = 1 íon Mg(+2) e 1 íon SO4(-2)

+2 - 2 = 0

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--> Alguns compostos iônicos e seus nomes:

- FeCl3 = cloreto de Ferro III (férrico)

- Al2(SO4)3 = sulfato de alumínio

- ZnI2 = iodeto de zinco

- NaNO2 = nitrito de sódio

- AgNO3 = nitrato de prata

- Co3(PO4)2 = fosfato de cobalto II (cobaltoso)

- Au2(SeO4)3 = selenato de ouro III (áurico)

- KClO4 = perclorato de potássio

- CaO = óxido de cálcio

- FeSO4 = sulfato de ferro II (ferroso)

- (NH4)2SO4 = sulfato de amônio

- H3OClO4 = perclorato de hidrônio / hidroxônio (ácido perclórico monohidratado).

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MONTANDO A FÓRMULA DE UM COMPOSTO COVALENTE

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Metano (CH4).

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Dióxido de enxofre (SO2).

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Ácido azotídrico (HN3)

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Para montar a fórmula de um composto covalente, você precisa ter em mente que geralmente só formam ligações covalentes elementos que precisam ganhar elétrons (ametais e hidrogênio). A ligação covalente é formada entre 2 ou mais átomos que precisam ganhar elétrons. E importante também saber quantas ligações covalentes os átomos irão formar:

- Família 7A (halogênios) e H = 1 ligação covalente

- Família 6A (calcogênios) = 2 lig. covalentes

- Família 5A e B = 3 lig. covalentes

- Família 4A (C, Si, Ge) = 4 lig. covalentes

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NOTA: O boro (B) forma 3 ligações covalentes, embora seja da família 3A. Muitos de seus compostos não conseguem completar o octeto, pois ficam com a camada de valência incompleta com 6 elétrons, por isso geralmente atuam como ácidos de Lewis recebendo 1 par de elétrons de outro átomo através de uma ligação dativa para completar seu octeto, formando uma quarta ligação. Ele se comporta dessa maneira porque o átomo de B é muito pequeno e tem uma energia de ionização elevada, por isso não consegue perder seus 3 elétrons de valência como os elementos de sua família normalmente fazem, porque iria formar um íon (B(+3)) muito pequeno e com uma carga muito alta. Um íon com tanta desproporção de carga e tamanho se torna instável, obrigando o átomo de B a formar três ligações covalentes.

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1-  Para montar a fórmula de um composto covalente devemos saber qual é o elemento mais eletronegativo e qual o menos eletronegativo. O elemento mais eletronegativo é aquele que estiver mais para cima e para a direita na tabela periódica, excluindo-se os gases nobres. Deste modo, o O é mais eletronegativo que o N, que é mais eletronegativo que o C, que é mais que o Si. Entretanto, o O é menos eletronegativo que o F, pois o F está mais à direita que o oxigênio.

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F > O > N > Cl > Br > I > S > Se > C > P > H...

----> Eletronegatividade diminui ---->

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2 - Para montar a fórmula molecular, devemos colocar o símbolo do elemento menos eletronegativo antes e o do mais eletronegativo depois na fórmula, assim:

HCl

Elemento menos eletronegativo: H

Elemento mais eletronegativo: Cl

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Essa regra é mais ou menos igual aquela dos compostos iônicos em que o cátion deve vir antes do ânion.

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Exceções:

- moléculas como NH3 e CH4 não seguem essa regra: o C e o N são os elementos mais eletronegativos e o H é o menos eletronegativo, mas nestes dois casos as posições dos átomos estão invertidas. O certo, na teoria, seria escrever “H3N” e “H4C”, mas desde a descoberta das estruturas destas substâncias quando ainda não haviam formulado essa regra, elas foram escritas daquele modo e essa forma foi consagrada pelo uso.

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3 - Devemos saber também quantas ligações formam cada átomo. O N, por exemplo, forma 3 ligações, e o F forma 1. As ligações formadas entre o N e o F devem completar o octeto dos dois elementos. Então precisa de 3 F para se ligar a 1 N e todos completarem o octeto. Como o F é mais eletronegativo que o N, a fórmula molecular do composto formado (fluoreto de nitrogênio) é NF3.

Outros exemplos semelhantes incluem:

- H2O --> H forma 1 ligação e O forma 2.

- CH4 --> C forma 4 ligações

- HCl --> Cl forma 1 ligação

- CO2 --> C forma 4 ligações e O forma 2. Neste caso as ligações entre o C e o O são ligações duplas.

- N(CH3)3 --> o N forma 3 ligações, o C forma 4 e o H forma 1. Cada C está ligado ao N e a 3 átomos de H.

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4 - É comum o elemento mais eletronegativo receber a nomenclatura de ânion, como se fosse um íon, como no caso do fluoreto de nitrogênio acima.

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Agora, de posse desses dados, podemos montar a fórmula de qualquer composto covalente. Basta sabermos quantas ligações forma cada elemento, qual é o mais eletronegativo e qual a proporção de átomos necessária para que todos estabilizem seu octeto. Espero ter ajudado.

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Banheiro de Nerd (quem dera se eu tivesse um assim... rsrs)

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

EFEITOS TOXICOS DE ALGUNS ELEMENTOS

Posted by o nerd da quimica on August 10, 2011 at 1:30 PM Comments comments (0)

Nesta página, será explicado mais ou menos de forma resumida como se comportam alguns elementos tóxicos no organismo e em que características se baseia sua toxicidade, para que você possa entender por que esses elementos são venenosos. Irei citar alguns elementos tóxicos e algumas imagens de compostos desses elementos como exemplo, que vocês poderão ver abaixo:

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--> MERCÚRIO (Hg): O efeito tóxico do Hg se baseia em sua grande afinidade pelo enxofre. Uma vez dentro do organismo, os íons de mercúrio (especialmente o

Hg ) rapidamente se ligam a qualquer átomo de enxofre disponível, como os grupos sulfidrila (-SH) de várias proteínas. Por isso, o Hg pode inutilizar irreversivelmente várias enzimas que possuem enxofre em seus centros ativos prejudicando seriamente várias funções do organismo. Em especial, o mercúrio provoca danos irreparáveis ao sistema nervoso, provocando degeneração no cérebro ocasionando tremores, paralisia, demência e até a morte. O Hg age como um veneno cumulativo,  se acumulando nos tecidos, uma vez que o organismo não tem meios para se livrar dele.

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Suspensão de iodeto de mercúrio II (HgI2) recém-preparado.

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--> ARSÊNIO (As): A toxicidade do arsênio é causada como um efeito colateral provocado por duas propriedades químicas do elemento: suas propriedades muito similares às do fósforo (especialmente no estado pentavalente, como íon AsO4), que fazem com que o As entre sorrateiramente no organismo, confundido com o fósforo absorvido. Ao entrar nas células, entra em ação sua outra propriedade tóxica: sua grande afinidade pelo enxofre (especialmente no estado trivalente (As e AsO3). O As prejudica o organismo ao substituir o fósforo de forma ineficiente em alguns processos (ele interfere na glicólise "atrapalhando" todo o processo ao substituir um átomo de fósforo de um metabólito importante, o 1,3-bisfosfoglicerato, fazendo com que a energia que seria transferida ao ATP seja perdida) e principalmente por se ligar a átomos de enxofre no centro ativo das enzimas, tornando-as inativas, com sérios prejuízos para todo o organismo. O As inibe seriamente uma enzima do ciclo do ácido cítrico(uma etapa da respiração celular), a alfa cetoglutarato descarboxilase, ao se ligar às sulfidrilas de seu cofator, o ácido lipóico, bloqueando todo o processo e inclusive todas as rotas metabólicas que "pegam carona" no ciclo. Isso pode levar rapidamente à morte pelo bloqueio total de várias reações importantes do metabolismo. 

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trissulfeto de arsênio (As2S3), utilizado antigamente  um pigmento amarelo em pinturas (amarelo real ou orpimento).

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--> CHUMBO (Pb): O chumbo é absorvido pelo organismo confundido com o cálcio, devido ao fato de os íons Ca e Pb terem quase o mesmo tamanho e carga elétrica igual. Ele pode ser incorporado como o cálcio nos ossos ou ser utilizado como se fosse cálcio em outras funções desempenhadas por ele. Além de substituir o Ca de forma ineficiente, ele pode deslocar alguns íons metálicos (como Zn Fe, Mg, etc) no centro ativo de algumas enzimas, inutilizando-as. O chumbo, como a maioria dos metais pesados, possui uma intensa afinidade com o enxofre e também se liga a enzimas que contém enxofre no sítio ativo, inibindo sua função (ssa característica é o principal motivo de sua toxicidade). O Pb tem efeito cumulativo no organismo, pois não é eliminado de forma eficiente. Entre os efeitos da intoxicação pelo elemento (conhecida como Saturnismo) está a ocorrência de transtornos digestivos e a  degeneração do sistema nervoso, levando  a distúrbios psiquiátricos e comportamentais, à demência e, por fim, à morte.

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Reação de precipitação do iodeto de chumbo (PbI2, composto amarelo) a partir de uma soluçao de nitrato de chumbo reagindo com uma solução de iodeto de potássio.

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--> CÁDMIO (Cd): O cádmio é absorvido pelo organismo confundido com o zinco, elemento da mesma família com propriedades muito semelhantes. O cádmio desloca o zinco das enzimas à qual está ligado, tomando seu lugar no centro de atividade da enzima. Como o cádmio não age de forma tão eficiente quanto o Zn, ele prejudica a atividade da enzima, que pode não funcionar. Enzimas como aquelas envolvidas na multiplicação e reparos do DNA, que contêm zinco, são inativadas pelo Cd, prejudicando todo o setor onde elas devem atuar, causando danos ao organismo. Diversos experimentos demonstram que o cádmio realmente é um potente inibidor de sistemas enzimáticos a nível hepático (fígado). O Cd tem capacidade de deslocar os íons metálicos de enzimas tornado-se inútil para o exercício da função específica na reação catalisada pela enzima normal. O Cd, por ser um metal pesado, tem muita afinidade pelo enxofre e pode se ligar às sulfidrilas e inibir as enzimas, de forma similar ao mercúrio, além de ter efeito cumulativo no organismo.

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Sulfeto de cádmio (CdS) obtido pela reação química entre o nitrato de cádmio (Cd(NO3)2) e um sulfeto solúvel (como o sulfeto de sódio, Na2S).

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--> TÁLIO (Tl): O tálio é um elemento extremamente tóxico. O efeito tóxico do Tl se baseia em algumas propriedades do elemento na forma de íon monovalente (Tl): ele se assemelha a íons de metais alcalinos (especialmente o potássio) em alguns aspectos, e aos metais pesados (como o chumbo) em outros. O tálio penetra no organismo confundido com o potássio, devido ao fato de os íons Tl e K terem quase o mesmo tamanho e algumas propriedades muito parecidas. Assim que entra no interior do corpo humano, começa a manifestar suas características de metal pesado: sua afinidade pelo enxofre das sulfidrilas de várias enzimas. O tálio inibe a ação dessas enzimas, bloqueando rotas metabólicas  causando graves transtornos ao organismo. O sulfato taloso (Tl2SO4) foi muito utilizado como veneno para ratos, mas foi banido por causa dos relatos crescentes de intoxicações provocadas nas pessoas. O tálio na forma metálica, ao contato com o ar, se oxida formando o óxido Tl2O que reage com o vapor de água ou qualquer umidade formando hidróxido taloso (TlOH), uma base forte e solúvel, bem diferente dos hidróxidos de outros metais pesados, de modo que o contato da pele com o tálio metálico pode levar a intoxicação pelo hidróxido. Os compostos de Tl monovalentes são geralmente muito solúveis em água e são facilmente absorvidos pelo organismo. Entre os efeitos distintos de envenenamento por tálio estão o escurecimento e a queda de pêlos (que levou à sua utilização inicial como um depilatórios antes de sua toxicidade ser devidamente comprovada) e danos em nervos periféricos. Os compostos desse elemento em contato com uma chama transmitem a ela uma cor verde muito pura.

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Nitrato de tálio I (nitrato taloso, TlNO3).

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--> BÁRIO (Ba): Devido às suas propriedades muito similares às do cálcio (eles são da mesma família, 2A), ele tende a substituir o Ca em suas funções, em geral de forma ineficiente, o que pode provocar sérios transtornos ao organismo. O Ba se acumula preferencialmente nos ossos, provocando desenvolvimento anormal no tecido ósseo.

Os compostos de Ba são extremamente tóxicos: podem causar gastroenterite severa e ainda dor abdominal, vômito e diarréia. Pode causar tremores, fraqueza, paralisia de braços e pernas, e batimento lento ou irregular do coração. Casos severos podem causar desmaio e morte. A dose letal calculada em seres humanos é de 1 grama.

Quando colocados em contato com uma chama, os compostos de bário (neste caso o cloreto de bário, BaCl2) transmitem a ela uma cor esverdeada. Essa cor é causada pela excitação dos elétrons no átomo de bário.

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--> RADÔNIO (Rn): O radônio é um gás nobre que existe naturalmente na atmosfera em proporções muito pequenas. O efeito tóxico do Rn ao organismo se deve à sua forte radiação. Quimicamente, o elemento em si não é tóxico, pois é um gás nobre e não reage quimicamente com nada no organismo, mas sua radiação e os produtos tóxicos e radioativos oriundos de seu decaimento o tornam perigoso. O radônio é produzido no processo de decaimento radioativo de elementos como o urânio e o tório. Ele tem uma meia-vida muito curta (o isótopo mais estável, Rn-222, tem uma meia-vida de cerca de 3,82 dias). Por ser um gás nobre, o radônio é quimicamente inerte, de forma que ele pode escapar dos minerais de onde foi gerado sem reagir quimicamente e se dispersar na atmosfera, enquanto os outros produtos do decaimento, todos sólidos, continuam em seus lugares na forma de íons. O perigo da exposição ao elemento surge quando ele atinge concentrações perigosas na atmosfera, como por exemplo em lugares com solo rico em minerais de urânio. Por ser não-reativo o Rn pode facilmente ser inalado junto com o ar, entrando e saindo livremente dos pulmões. Ele pode decair dentro do pulmão formando polônio (Po), que, por ser sólido e não inerte, fica retido nos tecidos. Ali ele decai a chumbo, liberando uma partícula alfa muito energética. As partículas alfa e outras radiações liberadas pelo Po danificam o delicado tecido interno dos pulmões, gerando radicais livres, ionizando moléculas e provocando mutações genéticas que levam ao câncer de pulmão. O radônio é a segunda maior causa de câncer de pulmão, atrás apenas do cigarro, e também é responsável por 54% da radiação a que estamos expostos no meio ambiente.

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Tubo de descarga de gases com radônio (Rn).

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--> BERÍLIO (Be): O berílio possui propriedades muito parecidas com as do magnésio (Mg). Ao entrar no organismo, pode formar complexos com várias substâncias importantes bioquimicamente. O Be tende a deslocar íons metálicos (como Mg, Mn e Zn ) de muitas enzimas, bloqueando sua atividade pela formação de complexos mais estáveis (especialmente quando substitui o Mg). Como o berílio não se desprende da enzima e não forma complexos hexacoordenados (com 6 grupos ligados ao íon metálico por ligação dativa; o Be só aceita 4), ele acaba inutilizando a enzima à qual se ligou. A intoxicação pelo berílio é chamada Beriliose. Sais de berílio, como o cloreto de berílio, sofrem hidrólise com facilidade formando quantidades apreciáveis de ácidos. Devido a essa característica, sais de Be costumam ser corrosivos, provocando irritação ou mesmo queimadura na pele e mucosas. Os compostos de berílio costumam apresentar um sabor adocicado.

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Cloreto de berílio, BeCl2.

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--> CROMO (Cr): O efeito tóxico do Cr depende de seu estado de oxidação: o cromo trivalente (Cr), a forma mais comum, é pouco tóxico e traços dele são necessários para o bom funcionamento do organismo. A forma hexavalente (nox +6, como os íons cromato (CrO4) e dicromato (Cr2O7) é extremamente tóxica, sendo um agente oxidante venenoso e cancerígeno. Ele pode provocar irritação ou queimaduras na pele, nos olhos e nas mucosas, oxidar compostos biologicamente importantes como enzimas, cofatores, vitaminas, ácidos nucleicos e estruturas celulares, causando sérios transtornos no metabolismo, podendo causar alterações no material genético que levam ao câncer. A longo prazo causa graves danos aos olhos. O cromo hexavalente é um potente carcinógeno, sendo que a sua dose letal é de alguns gramas. Uma importante fonte contaminante de cromo hexavalente é o esgoto industrial não tratado despejado no meio-ambiente.

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Óxido de cromo III (Cr2O3), um composto de cromo trivalente não tóxico usado como pigmento verde para tintas.

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--> NÍQUEL (Ni): A toxicidade do Ni se baseia, entre outros motivos, em sua tendência de formar complexos com facilidade. Ele desloca vários íons metálicos de enzimas, sendo que o complexo Ni-enzima é geralmente inativo. Os efeitos tóxicos da intoxicação pelo níquel geralmente não são muito severos, a menos que seja ingerido em grande quantidade. Intoxicações pelo níquel podem causar sintomas como dores, febre, insônia e náuseas, mesmo em pequenas quantidades. Os compostos de níquel geralmente causam irritação na pele e nas mucosas, sendo relativamente comum algumas pessoas apresentarem quadros de dermatite ou alergias ao Ni e seus compostos.

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Solução aquosa de cloreto de níquel II (NiCl2).

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--> COBALTO (Co): O efeito tóxico do Co no organismo humano se assemelha ao do níquel, devido à sua grande tendência a formar complexos. Ele é um nutriente essencial na forma de vitamina B12, que é um complexo de cobalto, e tanto a falta quanto o excesso prejudicam o organismo. A falta de Co leva à "anemia perniciosa", enquanto que seu excesso no organismo, especialmente na forma livre (não combinada em vitamina B12), é tóxico. O cobalto tem algumas similaridades com o ferro e penetra facilmente no organismo. Ele desloca o zinco das enzimas, tornando-as inativas e levando a um quadro severo de deficiência de zinco. Devido a essa característica, a toxidez do Co se manifesta em todos os processos em que enzimas portadoras de zinco entram em ação: no processo de utilização de carboidratos, na produção de energia, levando a uma baixa nesses processos; na reação de beta-oxidação de ácidos graxos, na síntese do hormônio tiroxina, etc. O cobalto também substitui o ferro divalente (com carga +2) da hemoglobina e outros compostos bioquímicos de Fe, prejudicando a captação do oxigênio pelas hemácias. Devido à inativação de enzimas óxido-redutivas, ele provoca danos severos às mitocôndrias das células do coração, provocando fibrose e vários outros problemas. O Co e seus compostos podem provocar dermatites em contato com a pele e danos aos pulmões por inalação, além de existirem algumas evidências de que seus compostos sejam carcinogênicos (cancerígenos).

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Cloreto de cobalto II hexaidratado (CoCl2.6H2O). O CoCl2 anidro (sem água) é azul. O CoCl2 é a substância usada na tinta do "galinho do tempo"  para indicar a umidade do ar, ficando rosa em dias úmidos e chuvosos e azul em dias secos e ensolarados.

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-->SELÊNIO (Se): O selênio é um elemento químico essencial ao organismo, que atua no processo de eliminação dos radicais livres. Ele atua como um cofator para a enzima glutationa peroxidase, na forma do aminoácido selenocisteína. Os efeitos tóxicos surgem quando o elemento está em excesso no organismo (acima de 850 micrograma ao dia). O selênio pode substituir o enxofre em alguns compostos, o que não gera problemas muito sério, a menos que esse enxofre seja essencial para a atividade do composto no organismo. Ele pode entrar em algumas reações no metabolismo, podendo alterar a via metabólica e produzir toxinas por meio de reações colaterais. O selênio em excesso passa a não ter nenhuma utilidade no organismo, sendo, por isso, rapidamente metabolizado e eliminado, mas sobrecarrega o organismo desequilibrando seu funcionamento normal, além de muitos de seus metabólitos serem compostos tóxicos. Os sintomas da intoxicação pelo Se são similares aos da intoxicação pelo telúrio e incluem: hálito com odor de alho, cansaço, dores e fraqueza muscular, irritação, unhas e cabelos frágeis. Alterações no sistema gastrointestinal e sistema nervoso também podem ocorrer. O odor de alho se deve a alguns compostos orgânicos voláteis de Se eliminados pelo suor.

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Seleneto de cádmio

Esses frascos contém soluções coloidais formadas por partículas muito pequenas de seleneto de cádmio (CdSe, um composto de selênio) de diferentes tamanhos. As cores intensas obtidas são produzidas quando essas partículas de CdSe são iluminadas com luz especial. A diferença de tamanho entre as partículas é responsável pelas suas diferentes cores. O seleneto de cádmio sólido é amarelo alaranjado.

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--> TELÚRIO (Te): O organismo absorve o Te ao confundir o elemento com enxofre ou selênio. Como ele é um elemento inútil ao organismo, ele é metabolizado formando compostos que podem ser facilmente eliminados. Entretanto, o esforço do organismo para se livrar do telúrio acaba, entre outras coisas, por sobrecarregar o fígado, prejudicando suas funções normais e desequilibrando as funções do organismo, além de vários metabólitos de Te serem tóxicos. Uma pessoa intoxicada por Te manifesta vários sintomas, como sede, sabor metálico na boca, mau-hálito, náusea, problemas intestinais, unhas acinzentadas e passam a exalar um odor desagradável (parecido com alho) devido a um dos metabólitos do telúrio, o dimetil-telureto

(Te(CH3)2), eliminado pelo suor. Os compostos de telúrio são levemente menos tóxicos que os de selênio, apesar de o selênio ser um elemento essencial para o organismo. Os compostos de telúrio, em geral, costumam apresentar odor extremamente desagradável. O ácido telurídrico (H2Te), por exemplo, tem um odor particulamente terrível. 

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Dióxido de telúrio, TeO2.

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--> ANTIMÔNIO (Sb): O efeito tóxico do Sb no organismo tem um princípio de ação similar ao do arsênio, porém menos devastador, embora a intoxicação pelo antimônio também possa levar à morte. Ele entra no organismo como se fosse fósforo e se liga às enzimas pelas sulfidrilas ocasionando sua desativação. Devido à extensa hidrólise de seus sais, que acaba por produzir ácidos livres, seus compostos costumam ser irritantes e corrosivos. O óxido de antimônio III (Sb2O3) sublima (passa diretamente do estado sólido para o gasoso) a altas temperaturas, podendo ser inalado e causar intoxicação.

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Pentacloreto de antimônio (SbCl5). O pentacloreto de antimônio é um líquido oleoso incolor ou amarelado que sofre hidrólise violenta em presença de água, formando ácido clorídrico (HCl) e pentóxido de antimônio (Sb2O5). Devido a essa reação com a água, o SbCl5 é um composto perigoso e muito corrosivo. A fumaça tênue logo acima do recipiente é composta por HCl e partículas sólidas muito pequenas de Sb2O5, produzidos pela hidrólise do vapor de SbCl5 quando reage com o vapor de água da atmosfera. O pentóxido de antimônio liberado pela hidrólise do vapor do pentacloreto pode levar à intoxicação pelo antimônio.

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--> POLÔNIO (Po): O polônio é um dos elementos mais perigosos à saúde humana, contudo é muito raro e relativamente pouco conhecido. Seu efeito tóxico se deve principalmente à sua intensa radiação, especialmente perigosa.

O Po provavelmente entra no organismo de forma similar ao telúrio, devido às suas semelhanças com ele (eles são da mesma família, 6A). O perigo da exposição ao Po se deve, como já explicado, à sua intensa radiação. O elemento pode ser metabolizado formando compostos que se acumulam no organismo, onde ele sofre decaimento radioativo formando chumbo. Ao decair, o Po emite uma partícula alfa e raios gama. A partícula alfa liberada no decaimento do polônio é particularmente energética, sendo por isso especialmente agressiva às células, provocando diversos efeitos deletérios. Ela arranca elétrons de algumas moléculas formando íons instáveis e radicais livres, que danificam as estruturas celulares. A radiação gama rompe moléculas, provocando danos irreversíveis ao material genético que pode levar à morte ou provocar câncer. Além disso, o produto do decaimento do Po é o chumbo, que pode manifestar seus efeitos tóxicos no organismo. O polônio também é gerado como um produto do decaimento do radônio nos pulmões, como já explicado.

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Polonium

Pedaço de polônio (Po). O brilho amarelado é devido à luz emitida por moléculas dos gases do ar excitadas pelas partículas alfa emitidas no decaimento radioativo do elemento.

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--> PLUTÔNIO (Pu): O plutônio é considerado pelo Guiness Book como o elemento mais tóxico ao organismo humano, pior até que o mercúrio. Assim como o bário, ele entra no organismo como o cálcio e pode se acumular nos ossos e principalmente na medula espinhal. Ele tem efeito cumulativo pois não é reconhecido pelo organismo, que não encontra meios eficientes para eliminá-lo. O principal efeito tóxico do plutônio é devido à sua intensa radiação. A radiação ioniza e destrói diversas moléculas importantes e danifica seriamente o material genético das células, podendo causar câncer a longo prazo ou a morte. O efeito da radiação se deve a fato de ela carregar grande quantidade de energia, ocasionando grande potencial de romper ligações químicas. A radiação rompe moléculas, gera radicais livres por quebra de ligações ou ionização (arrancando elétrons de moléculas neutras), causa mutações genéticas, queimaduras e incontáveis outros efeitos deletérios ao organismo. Felizmente o plutônio é um elemento artificial e muito raro, de modo que intoxicações por esse elemento quase nunca ocorrem normalmente. 

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Ficheiro:Plutonium in solution.jpg

Alguns compostos do elemento Plutônio, em diferentes estados de oxidação: Pu(+3) (azul-lavanda), Pu(+4) (rosa), PuO2(+) (lilás, nox +5), PuO2(+2) (laranja, nox +6) e PuO5(-3) (verde, nox +7). Ele é considerado o elemento mais perigoso à saúde humana. O plutônio e seus compostos brilham no escuro por causa da radiação.

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--> URÂNIO (U): O urânio é um elemento radioativo que tem um efeito no organismo similar ao do plutônio, porém menos intenso. Seu efeito tóxico se deve principalmente à sua radiação, que provoca diversos efeitos indesejáveis no organismo, como a formação de espécies químicas reativas (radicais livres, íons instáveis, moléculas energizadas no estado excitado, como o oxigênio singlete, etc), que tendem a atacar estruturas celulares como as membranas, os ribossomos e o DNA, causando rupturas irreversíveis em sua estrutura molecular que podem levar à degeneração das células e até câncer, devido aos danos no material genético. O urânio, sobretudo na forma do íon uranila, UO2, produz um envenenamento de baixa intensidade (por inalação ou absorção pela pele), com efeitos colaterais, tais como náusea, dor de cabeça, vômito, diarreia e queimaduras. Atinge o sistema linfático, sangue, ossos, rins e fígado. Seu efeito no organismo é cumulativo: o elemento, por não ser reconhecido pelo ser vivo, não é eliminado, sendo depositado sobretudo nos ossos, o mesmo ocorre com o plutônio que se deposita na medula espinhal. A exposição à radiação emitida pelo elemento pode provocar o desenvolvimento de cânceres. O decaimento radioativo do elemento pode gerar radônio como subproduto, que é absorvido pelos pulmões, onde decai gerando polônio e, posteriormente, o chumbo. São frequentes os casos de câncer de pulmão entre os trabalhadores das minas de extração do urânio, provocado pelo pó absorvido ou pela inalação do radônio oriundo do decaimento radioativo do urânio.

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Nitrato de uranila, UO2(NO3)2.

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

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COMPOSTOS DE GASES NOBRES: ELES EXISTEM!

Posted by o nerd da quimica on July 15, 2011 at 1:20 PM Comments comments (6)

Obs: Esta página foi reconfigurada para melhorar as informações nela expressas.

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VER TAMBÉM:

--> COMO SABER AS VALÊNCIAS DOS ELEMENTOS

--> COMO SE LIGAM OS ELEMENTOS QUÍMICOS

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Devido ao fato de apresentarem as camadas eletrônicas completas, os átomos de gases nobres normalmente não participam de compostos químicos. Aqueles que possuem mais de 3 camadas podem expandir o octeto acomodando alguns elétrons adicionais na camada de valência. Aqueles com menos de 3 camadas (He e Ne) só poderiam participar de compostos se perdessem alguns elétrons e se unissem a outros átomos formando cátions poliatômicos. Entretanto, devido ao pequeno tamanho, esses átomos possuem uma energia de ionização tão elevada que nenhum átomo é capaz de tirar elétrons ou permanecerem ligados a eles, como visto na animação artística acima. Nem o Flúor, o átomo que tem mais força para arrancar elétrons, é capaz de retirar um elétron de um átomo do gás nobre Hélio.

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Até a década de 60, se acreditava que os gases nobres não poderiam formar compostos devido ao fato de eles possuírem o octeto completo. Isso perdurou até que um químico chamado Neil Bartlet descobriu que o gás nobre xenônio reagia com o hexafluoreto de platina (PtF6), um agente oxidante poderoso, formando uma mistura de compostos que continham xenônio, tais como o XeFPt2F11, um sólido amarelo avermelhado. Posteriormente se descobriu que os gases Xe e F2 (flúor) reagiam diretamente em proporções adequadas a 400°C formando os fluoretos de xenônio XeF2, XeF4 e XeF6. Desde então diversos compostos de gases nobres (especialmente o xenônio) foram preparados, sendo que a maioria não segue a regra do octeto. Atualmente já existem compostos de 4 dos 6 gases nobres: Xenônio, Criptônio, Radônio e, mais recentemente, o Argônio. O Hélio e o Neônio ainda não formaram compostos.

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Cristais de tetrafluoreto de xenônio (XeF4) e modelo em bola e bastão de sua molécula.

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Como os gases nobres formaram compostos se eles já possuem um octeto completo e já são estáveis? A regra do octeto, como muitas regras, tem exceções. Alguns compostos de boro, como o BF3, possuem 6 elétrons na camada de valência, ou seja, menos de 8 elétrons. Outros compostos, como o hidreto de berílio BeH2, um composto covalente, possuem 4 elétrons na camada de valência do Be. Certas moléculas, como o NO, o NO2, o ClO2, o DPPH e o trifenilmetil ((C6H5)3C*) por exemplo, que são radicais livres estáveis, são intrigantes porque possuem elétrons ímpares e pelo menos um dos átomos envolvidos possui o octeto incompleto com 7 elétrons. Algumas, ainda, apresentam valência expandida, ou seja, apresentam mais de 8 elétrons na última camada. Esses compostos (chamados moléculas hipervalentes) só são possíveis do terceiro período para baixo, pois as camadas a partir da camada M podem comportar mais de 8 elétrons (a camada M fica totalmente preenchida com 18 elétrons, a N com 32, etc). Esses compostos incluem o PCl5, o SF6, o SiF6, o SbF5, o H6TeO6, o PF6, etc. Eles só se formam em condições especiais e geralmente só os elementos mais eletronegativos (F, O, Cl) conseguem "forçar" o elemento a expandir o octeto da camada de valência.

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(PCl5 = pentacloreto de fósforo

SF6= hexafluoreto de enxofre / hexafluoreto sulfúrico

SiF6(-2) = íon fluorossilicato

SbF5 = pentafluoreto de antimônio 

H6TeO6 = ácido (orto) telúrico

PF6(-) = íon hexafluorofosfato )

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1)2)

1) Pentafluoreto de antimônio (SbF5), um composto hipervalente de antimônio. É um líquido incolor muito reativo utilizado na preparação de superácidos, como o ácido (hexa)fluoroantimônico (HSbF6), o ácido mais forte que se conhece. 2) DPPH (N-difenil-N'picril-hidrazila), um radical livre estável utilizado em química analítica para determinar antioxidantes. Este composto, um sólido cristalino que forma uma solução roxa que se torna amarela quando sofre redução, é um exemplo de molécula ímpar: um de seus átomos de N tem o octeto incompleto com 7 elétrons.

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A maioria dos compostos de gases nobres são moléculas hipervalentes. As camadas M em diante podem comportar mais de 8 elétrons, mas quando última elas normalmente se estabilizam com 8 elétrons. Porém, em certas condições, alguns elementos (especialmente os muito eletronegativos) conseguem fazer o átomo expandir o octeto e adicionar alguns elétrons adicionais: O XeF2 apresenta 10 elétrons na camada de valência do Xe, o XeF4 tem 12, etc. Entretanto, todos são fortes agentes oxidantes e quando reagem liberam o gás nobre livre.

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Logo, um átomo de gás nobre livre (sem reagir) é mais estável que nos compostos por ele formado, ou seja, o gás nobre prefere continuar como um átomo isolado e só formou compostos porque foi "forçado" a reagir "contra a vontade" com o outro elemento. Os gases nobres He e Ne (do 1º e do 2º períodos) não podem expandir o octeto e por isso não formaram compostos, embora certos íons e moléculas transitórias e instáveis como o WHe2 e o HeH sejam conhecidos (veja um pouco mais AQUI), mas não podem ser isolados. A reatividade dos gases nobres aumenta de cima para baixo na tabela periódica; em teoria, o hélio seja o menos reativo e o radônio o mais reativo. Como o radônio é radioativo e de vida curta, muito raro e difícil de trabalhar, atualmente o gás nobre com mais compostos é o xenônio.

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Um gás nobre poderia formar compostos se:

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1) Se ele for capaz de expandir o octeto formando moléculas hipervalentes. Isso ocorre com os átomos dos gases nobres do terceiro período para baixo, ou seja, o argônio, o criptônio, o xenônio e o radônio. Esses elementos possuem orbitais d na camada de valência (normalmente não usados nas ligações) que podem acomodar elétrons adicionais. Como exemplo, podemos citar os compostos HArF, RnF2, ArF2, KrF2 e a maioria dos compostos de xenônio, tais como XeF2, XeF4, XeF6, NaHXeO4, Ba2XeO6, XeOF4, etc. Os gases nobres hélio e neônio, do primeiro e segundo período, respectivamente, não podem expandir o octeto e não formam compostos desse tipo.

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1) 2)

 1) Fluoridreto de argônio (HArF), o primeiro composto obtido do elemento argônio. 2) Difluoreto de xenônio, XeF2, um composto hipervalente do elemento xenônio.

2) Se o átomo perder alguns elétrons e se ligar a outros átomos formando íons poliatômicos: Sob determinadas condições, um átomo de gás nobre pode perder um ou mais elétrons formando cátions instáveis. Os elétrons perdidos quebram a estabilidade da camada de valência, forçando o átomo do gás nobre a retirar elétrons de outros átomos ou formar ligações covalentes para se estabilizar novamente. Se um átomo de gás nobre perder um elétron, o cátion formado passa a se comportar como um átomo de halogênio, podendo formar uma ligação covalente (no caso do He, ele passa a se comportar como hidrogênio). Por exemplo, o íon instável Xe tem a eletrosfera similar à do átomo de iodo, podendo formar uma ligação covalente ou ganhar um elétron. Ao ganhar um elétron, ele retorna ao estado de átomo neutro e isolado de gás nobre, mas se formar uma ligação covalente poderá participar de compostos.

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Existem compostos de gases nobres desse tipo principalmente com os três mais pesados (Kr, Xe, Rn), destacando-se os do xenônio. Um átomo de Xe, ao perder 1 elétron, forma um cátion estável quando se liga ao flúor, o íon XeF, presente em compostos tais como o XeFPtF6, XeFPt2F11 e XeFSbF6 em solução. Embora estáveis, esses íons são em geral oxidantes muito fortes, nos quais o átomo do gás nobre tende a reverter à sua forma neutra, só formando compostos com elementos ou grupos muito eletronegativos. Compostos como o XeFCl não existem, pois o ânion é oxidado pelo cátion:

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XeF + Cl --> Xe° + ClF

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Um cátion de gás nobre se comporta como um átomo muito eletronegativo, muito mais eletronegativo que o halogênio correspondente. Consequentemente, o par de elétrons compartilhado na ligação fica muito deslocado na direção do átomo do gás nobre, de forma que a ligação é muito fraca e apenas átomos de elementos muito eletronegativos (especialmente o flúor) geralmente conseguem se manter ligados aos gases nobres ionizados. O íon Xe comporta-se como um átomo de eletronegatividade 3,5, tão eletronegativo quanto um átomo de oxigênio, o segundo mais eletronegativo de todos os elementos. O íon Ne apresenta uma eletronegatividade efetiva de 5,0, sendo bem mais eletronegativo que o flúor (o elemento mais eletronegativo!), cuja eletronegatividade é 4,0. Por causa disso, compostos desse tipo com hélio e neônio, embora teoricamente possíveis, ainda não foram produzidos. Por quê? Simples: como sabemos, quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os elementos que formam uma ligação covalente, maior o caráter iônico dessa ligação. Em um caso extremo, quando a diferença de eletronegatividade é muito grande, a ligação covalente se rompe e o par de elétrons fica com o átomo mais eletronegativo. A ligação covalente se torna uma ligação iônica e os átomos se separam formando íons: um cátion (correspondente ao elemento menos eletronegatico) e um ânion (o elemento mais eletronegativo). 

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No caso de um cátion poliatômico contendo o gás nobre, se a diferença de eletronegatividade for muito grande (suficiente para que a ligação se rompa), o par de elétrons ficará com o gás nobre, formando um cátion e o átomo neutro do gás no lugar do ânion. Como não há interação entre o cátion e o átomo neutro, este escapa na forma de gás e o composto não se forma. Por causa disso, ainda não se conseguiu isolar compostos desse tipo com o hélio e o neônio, pois praticamente não há átomo capaz de permanecer ligado a seus respectivos cátions.

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3) Se o átomo do gás nobre doar elétrons em uma ligação dativa: Um átomo de gás nobre possui pares isolados de elétrons que, teoricamente, poderiam ser usados na formação de ligações dativas com outros átomos, tais como o íon H, um átomo de oxigênio (O), etc. Entretanto, devido à grande energia de ionização do átomo de gás nobre, ele reluta em doar seus elétrons dessa maneira. Somente átomos ou grupos muito eletronegativos são capazes de interagir desta forma com o átomo de gás nobre. São conhecidos compostos desse tipo com os átomos de xenônio tais como os seus óxidos e oxiácidos, como o XeO3, o XeO4, o íon incomum AuXe4, etc.

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 1) 2)

1) o íon tetraxenônio-ouro II, um íon incomum contendo ouro divalente (extremamente raro) ligado a átomos de Xe, que atuam como ligantes. 2) O trióxido de xenônio, XeO3, é um sólido explosivo que se decompõe em gás xenônio (Xe) e oxigênio (O2).

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Os átomos de He, Ne e Ar têm uma energia de ionização elevada demais para isso, se comportando como elementos extremamente eletronegativos de forma que o par eletrônico ficaria tão próximo a eles que o átomo receptor da ligação dativa não teria força para permanecer ligado. O hélio, contudo, forma um cátion poliatômico estável, o íon monohidridohélio ou hidrohélio, HeH, que pode ser encarado como um átomo de He ligado a um íon H por ligação dativa. Esse íon é isoeletrônico à molécula de H2. Embora estável quando isolado, esse íon não pode ser obtido na forma de compostos.

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O íon hidro-hélio (HeH(+)), embora seja uma espécie química muito estável, não pode ser isolado em compostos. A razão disso é que ele é um íon positivo e, para ser isolado em um composto químico, precisa de um ânion para contrabalancear sua carga elétrica. Entretanto, todas as espécies químicas que entram em contato com este íon são protonadas (recebem H(+)) por ele, de modo que se obtém a espécie protonada e um átomo de He livre, ao invés de um composto iônico com esse cátion. Não fosse por isso, já existiriam há tempo compostos de He na forma de sais deste íon.

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Seria possível, em teoria, a existência de compostos de oxigênio tais como o HeO, o NeO e NeO2, ArO, ArO2, ArO3 e até o ArO4, ou mesmo compostos similares do Kr, como o KrO3. Porém a elevada energia de ionizaçâo desses elementos tornaria a ligação tão fraca que ela seria termodinamicamente muito desfavorável a ponto de não se formar. Consequentemente, óxidos de gases nobres (exceto o Xe) não podem ser obtidos. Cátions protonados, como o HeH, NeH e ArH são razoavelmente estáveis na forma isolada, mas se comportam como ácidos de brönsted tão poderosos que não há qualquer ânion que possa formar sais com esses íons sem ser protonado por eles. Complexos de coordenação contendo esses átomos como ligantes só ocorrem com o xenônio, e nenhum composto com ácidos de Lewis comuns, como o BF3, é conhecido.

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Embora teoricamente possível, na prática não é possível produzir o óxido de hélio (HeO). A energia de ionização do He é tão alta e a atração exercida pelo núcleo de seu átomo sobre os elétrons externos é tão forte que esse par de elétrons não está disponível para estabelecer uma ligação dativa com o oxigênio. E, mesmo se a ligação se formasse, o átomo de He iria atrair o par de elétrons em sua direção com tanta força que a ligação iria se romper, separando os átomos de He e O, como em um cabo de guerra. Ao formar uma ligação dativa ou um íon monoatômico, o He se comporta como um elemento de eletronegatividade de 5,5, tão alta que não há elemento capaz de formar ligações estáveis com ele. Com o Ne , Ar e Kr ocorre algo parecido. O Ne se comporta como se tivesse uma eletronegatividade de 5,0, enquanto o Ar e o Kr como se fosse de 4,0.

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Gases nobres e seus compostos:

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.- Hélio (He)

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O hélio ainda não possui compostos bem caracterizados que podem ser isolados, mas se conhecem algumas espécies químicas que contém átomos do elemento em sua composição. A grande maioria é composta de agregados moleculares fugazes, que existem por um curto período de tempo no estado excitado (excímeros) em mistura de gases a baixa pressão, como o WHe2, o HeH2, os íons He2 e HeNe, o HgHe, etc. Estas moléculas são muito instáveis e só existem em condições extremas, não sendo possível isolá-las. O íon HeH é uma espécie química bastante estável na forma de um íon isolado no estado gasoso, mas não pode ser isolada na forma de compostos iônicos, pois tende a protonar qualquer espécie química em seu caminho.

Há muitos compostos hipotéticos de hélio que poderiam teoricamente ser estáveis em determinadas condições, mas não se tem conseguido sintetizá-los. Há fortes evidências de que o íon hipotético e metaestável fluoroheliato (FHeO) poderia ser isolado na forma de sais estáveis com os cátions césio (Cs) e tetrametilamônio (N(CH3)4) a uma temperatura de -270°C. Os cientistas já trabalham para se isolar este composto, reagindo-se hipofluoritos (sais contendo o íon FO) desses cátions com hélio líquido ultrafrio na presença de um pulso intenso de radiação ultravioleta.

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CsFHeO (fluoroheliato de césio), um composto hipotético e ainda não sintetizado do hélio. Estudos e cálculos feitos por alguns cientistas indicam que este composto poderia ser isolado e mantido estável em temperaturas próximas ao zero absoluto, algo em torno dos 3 graus kelvin (-270°C). Veja mais sobre isso AQUI.

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- Neônio (Ne)

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Ainda não se conseguiu isolar um único composto de neônio e não se tem ainda a previsão de quando um composto desse elemento será produzido. Tudo o que se conhece sobre supostos compostos do elemento são os excímeros de existência muito curta HeNe e NeH. Isso se deve em parte à enorme energia de ionização do Ne e à extrema eletronegatividade do íon Ne.

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- Argônio (Ar)

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São conhecidos, atualmente, dois compostos do elemento químico argônio: o fluoridreto de argônio (HArF) e o difluoreto de argônio (ArF2). Ambos são estáveis somente a baixas temperaturas e não podem ser mantidos à temperatura ambiente. Há um cátion metaestável conhecido, o difluorocarbenilargônio II, ArCF2, que ainda não foi isolado mas demonstra ser uma espécie química relativamente estável. Também são conhecidos excímeros contendo argônio, como o Ar2, ArH e HeAr.

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O cátion divalente difluorocarbenil-argônio II ([ArCF2](+2)), suspeito de ser estável.

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- Criptônio (Kr)

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O criptônio é o segundo gás nobre com mais compostos. Além de diversos excímeros e compostos de intercalação (como os clatratos ), ele forma vários compostos com o flúor, tais como o fluoreto KrF2 e compostos contendo os íons KrF, tais como o KrFAuF6, e também alguns complexos e compostos como o HKrF, o HKrCN, entre outros. Os compostos de criptônio são todos agentes oxidantes extremamente poderosos capazes até mesmo de reagir diretamente com o xenônio, deslocando o criptônio.

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3KrF2 + Xe --> 3Kr + XeF6

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Íons como o KrF3 e outros também são conhecidos, mas ainda não se conhece os compostos KrF4 e KrF6, que são teoricamente possíveis e talvez estáveis. A única molécula neutra e estável formada pelo Kr é seu fluoreto, KrF2, que ainda assim tende a se decompor à temperatura ambiente. Os demais compostos são íons poliatômicos e algumas moléculas instáveis. O criptônio não forma compostos com o oxigênio.

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- Xenônio (Xe)

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Este é o gás nobre campeão em número de compostos, com mais de 80 já isolados e caracterizados, e esse número continua a subir. Além dos excímeros e compostos de intercalação, ele forma uma série de compostos verdadeiros e muito estáveis, tais como os fluoretos XeF2, XeF4 e XeF6; os óxidos XeO3 e XeO4 (um óxido XeO2 foi recentemente descoberto), os ácidos H2XeO4 e H4XeO6 e diversos de seus sais; o oxifluoreto XeOF4; os íons poliatômicos XeF, XeF3 etc, XeF5, XeF7 etc e até mesmo compostos em que o Xe se encontra ligado a átomos como carbono, boro, nitrogênio e hidrogênio. O xenônio pode formar compostos hipervalentes com relativa facilidade, além de formar íons poliatômicos baseados em cátions de Xe. O cloreto XeCl2 é suspeito de existir, embora teoricamente seja um pouco instável. Diversos complexos formados pelo elemento são também conhecidos, inclusive com metais de transição, tais como o íon tetraxenônio-ouro II. A maioria dos compostos do Xe são agentes oxidantes fortes que tendem a participar de reações redox  liberando o átomo de Xe livre na forma de gás.

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2XeF2 + 2H2O --> 2Xe + O2 + 4HF

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- Radônio (Rn)

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O radônio é um gás nobre radioativo e de vida muito curta. Teoricamente, ele seria um elemento ainda mais reativo que o Xe e poderia formar facilmente mais compostos que ele, possuindo portanto um potencial ainda maior. Porém, devido à sua radiação e à sua raridade, só se conhece o difluoreto RnF2 e alguns complexos. Estima-se que o radônio possa formar uma série de fluoretos análoga à do Xe, tais como RnF2, RnF4, RnF6 e talvez até o RnF8 (o composto correspondente do Xe não existe), vários óxidos e haletos, ácidos, sais, vários íons (talvez até mesmo o cátion Rn), etc. Entretanto, sua forte radiação poderia destruir seus próprios compostos, de forma que o Rn possui uma química bastante restrita ao RnF2 e seus derivados. 

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Difluoreto de Radônio (RnF2) e um complexo formado com pentafluoreto de arsênio.

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Gás nobre "do contra"!

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Há alguns anos, um novo elemento químico sintético foi produzido: o elemento 118, conhecido pelo nome temporário de Ununóctio (Uuo), um átomo superpesado e radioativo que só existe por um curto período de tempo, mas que pode conter isótopos ainda não produzidos com um tempo de vida bem maior. Este elemento pertence à família 8A e, portanto, pode ser considerado como o mais pesado gás nobre. Os cientistas inicialmente supuseram que o elemento seria um gás radioativo que apresentaria propriedades químicas típicas de um gás nobre comum. Entretanto, evidências experimentais apontam que o ununóctio não será um gás, e sim um sólido que funde a cerca de 47°C e ferve a 49°C. Ou seja, nem seria um gás; seria um "sólido nobre"! Talvez nem mesmo nobre: os cálculos apontam que o Uuo será fortemente afetado pelos chamados efeitos quânticos relativísticos. Esses efeitos iriam desestabilizar a configuração eletrônica da camada de valência do elemento, mesmo que ela contenha 8 elétrons. Consequentemente, o Uuo se estabilizará de outra forma, podendo perder 2 ou 4 elétrons ou mesmo ganhar mais 2. Essa anomalia será observada também nos demais elementos do bloco p no sétimo período. O elemento formará muito facilmente moléculas hipervalentes e íons com outros elementos, mesmo aqueles não muito eletronegativos. O elemento será completamente reativo, tão reativo quanto o chumbo!

O papel de gás nobre do 7º período provavelmente recairá sobre o elemento 114, o metal Fleróvio (Fl), que terá a camada de valência mais estável do período 7, embora ele não seja quimicamente inerte.

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Modelo do esqueleto de uma molécula de terahedral com um átomo central (UUO) simetricamente ligado a quatro periféricas (flúor) átomos.

O Ununóctio provavelmente será um elemento completamente reativo, fugindo completamente ao padrão observado entre os gases nobres. Isso ocorrerá devido à ação dos efeitos relativísticos, que afetam átomos pesados com muitos elétrons. Esses efeitos já se manifestam em elementos como o Au, o Hg, o Pb, os actinídeos e afetará também os elementos sintéticos do 7° período no bloco p, tais como o Fleróvio (Fl) e o Livermório (Lv), que terão uma química repleta de anomalias. O Uuo formará facilmente muitos compostos, como o tetracloreto UuoCl4 (foto da direita) e até mesmo íons como o Uuo(+2), Uuo(+4) e Uuo(-2). Este último será provavelmente o primeiro ânion monoatômico hipervalente, com 10 elétrons na camada de valência.

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Para encerrar, veja sobre alguns compostos de gases nobres nestas páginas postadas pelo NERD DA QUÍMICA na Wikipédia:

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--> Difluoreto de Xenônio (XeF2)

--> Tetrafluoreto de Xenônio  (XeF4)

--> Trióxido de Xenônio (XeO3)

--> Perxenato de Sódio  (Na4XeO6)

--> Difluoreto de Criptônio (KrF2)

--> Difluoteto de Argônio (ArF2)

--> Hexafluoreto de Xenônio (XeF6)

--> Ácido Xênico (H2XeO4)

--> Fluoridreto de Argônio (HArF)

--> Tetróxido de Xenônio  (XeO4)

--> Fluoreto de Radônio (RnF2)

--> Íon Hidro-Hélio (HeH(+))

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- OUTROS COMPOSTOS:

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--> Oxifluoreto de Xenônio (XeOF4)

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Obrigado por nos visitar!

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

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LIGACOES QUIMICAS

Posted by o nerd da quimica on July 13, 2011 at 10:00 PM Comments comments (5)

--> Veja também:

- COMO SABER AS VALÊNCIAS DOS ELEMENTOS

- COMO SE LIGAM OS ELEMENTOS QUÍMICOS

CARBORANO

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Como vocês devem saber, existem três tipos principais de ligações químicas entre os átomos:

--> ligação iônica;

--> ligação covalente;

--> ligação metálica.

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A ligação iônica se forma geralmente entre átomos de metais e não-metais ou entre metal e o hidrogênio. O átomo de metal, com 1, 2 ou 3 elétrons em geral, precisa perder seus elétrons. O átomo de não-metal, geralmente com 5, 6 e 7 elétrons, precisa ganhar elétrons. Para que ambos se estabilizem, eles se juntam na proporção adequada e o átomo de metal cede seu(s) elétron(s) para o átomo de não-metal, até que todos estabilizem seu octeto. Como um átomo perdeu elétrons e o outro ganhou, ocorreu a formação de íons positivos (metal) e íons negativos (não-metal), que se atraem mutuamente e formam um retículo cristalino, de forma que o número de cargas positivas deve cancelar o número de cargas negativas (e vice-versa) para que o composto formado seja eletricamente neutro.

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- Um exemplo de composto iônico é o cloreto de sódio, NaCl (sal de cozinha), formados por íons Na(+) e Cl(-) (o Na quando perde seu elétron imita o gás nobre neônio, enquanto o Cl quando ganha o elétron cedido pelo Na imita o gás nobre argônio). A ligação iônica nada mais é do que a força de atração elétrica entre os cátions e os ânions, que permanecem bem próximos, porém separados, sem se tocar (diferente da ligação covalente onde os átomos estão "colados" uns aos outros). Cada cátion está cercado de ânions por todos os lados e vice-versa, formando uma estrutura rígida chamada retículo cristalino. O retículo do NaCl segue uma estrutura em forma de cubo, onde cada íon Na(+) está cercado por 6 íons Cl(-) e vice-versa.

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Modelo de ligação iônica do cloreto de sódio.

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Ligação iônica no cloreto de sódio (NaCl) e óxido de alumínio (Al2O3).

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A ligação covalente se forma quando ambos os átomos envolvidos na ligação precisam ganhar elétrons ou têm 4 elétrons na camada de valência. Se forma em geral entre átomos de não-metal e não-metal ou não-metal e hidrogênio (as ligações entre semimetal e não-metal também costumam ser covalentes). Como um átomo não pode tirar elétrons do outro, eles resolvem fazer um "uso comum" dos elétrons que precisam para completar seu octeto. Ocorre a junção das camadas de valência dos átomos envolvidos e no ponto de contato entre eles são compartilhados pares de elétrons, um de um átomo e o outro do outro átomo. Esses elétrons são contados entre os 2 átomos. Eles se juntam na proporção adequada para que o número de elétrons compartilhados satisfaça o octeto de ambos os átomos.

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- Um exemplo de substância covalente é o gás cloro, Cl2. Em sua molécula, 2 átomos de Cl se encontram unidos compartilhando um par de elétrons entre eles, um de cada átomo, mas que agora pertencem aos dois ao mesmo tempo. O átomo de Cl tem 7 elétrons na última camada e precisa ganhar 1 elétron. Quando os átomos de Cl se unem, os elétrons compartilhados são contados entre os 2 átomos. Cada átomo tem agora 7 elétrons seus mais 1 do outro átomo, de forma que cada um conseguiu completar 8 elétrons e imitar com sucesso o átomo de argônio, o gás nobre mais próximo.

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Ligações covalentes na molécula do gás metano (CH4). O átomo de carbono (C) precisa de 4 elétrons para ficar com a camada de valência igual à do neônio (Ne), enquanto que o hidrogênio (H) precisa ganhar 1 elétron para ficar com sua camada de valência similar à do hélio (He).

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Tipos de ligações covalentes:

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- Ligação simples:: é a ligação em que é compartilhado apenas um par de elétrons entre os átomos envolvidos. Essa ligação é do tipo sigma. É representada na fórmula por um traço ( - ) Ex:

- H2 --> H - H

- Cl2 --> Cl - Cl

- C2H6 (etano) --> H3C - CH3

- H2O --> H - O - H

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Ligações simples na molécula do metanol (CH3OH).

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- Ligação dupla: é a ligação formada entre dois átomos em que ocorre o compartilhamento de 2 pares de elétrons entre os átomos, ou seja, um átomo faz duas ligações com o outro átomo. Essa ligação é formada por uma ligação do tipo sigma (mais forte) e uma do tipo pi (mais fraca). Ela é representada no desenho da fórmula por dois traços ( = )entre os átomos envolvidos. Ex:

- O2 --> O = O

- C3H6O (acetona) --> (CH3)2C = O

- HNO2 --> H - O - N = O

- CO2 --> O = C = O

- CH2O --> H2C = O

(formaldeído / formol)

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Ligação dupla na molécula do gás etileno (C2H4).

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- Ligação tripla: é uma ligação em que os 2 átomos envolvidos compartilham 3 pares de elétrons, ou seja, fazem 3 ligações entre si. Essa ligação é formada por uma ligação tipo sigma e duas do tipo pi e é representada por 3 traços ( ≡ ) entre os átomos. Ex:

- N2 --> N ≡ N

- HCN --> H - C ≡ N

- C2H2 (acetileno) --> H - C ≡ C - H

- CH3CN (acetonitrila) --> H3C - C ≡ N

- HSCN --> H - S - C ≡ N

(ácido tiociânico)

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Ligação tripla na molécula do ácido cianídrico (HCN).

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- Ligação dativa ou coordenada: é um tipo de ligação muito semelhante à ligação simples, mas difere dela porque os 2 elétrons do par compartilhados vieram todos do mesmo átomo. Ela é formada entre um átomo com octeto já estabilizado (que deve obrigatoriamente ter pelo menos um par de elétrons não utilizado nas ligações) com um átomo ainda não estabilizado que "sobrou" e precisa de 2 elétrons para estabilizar. O átomo estabilizado "empresta" um elétron para o outro átomo e os dois passam a formar uma ligação, sendo que os elétrons vieram de um átomo e não dos dois. É uma ligação geralmente do tipo sigma e é representada na fórmula por uma seta ( → ) que aponta do átomo doador para o receptor. Ex:

- SO2 --> O = S→O

- HClO2 --> H - O - Cl→O

- H3PO4 --> (H - O)3P→O

- H3NBF3 --> H3N→BF3

- O3 --> O = O→O

- NH4(+) --> H3N→H(+)

- H3O(+) --> H2O→H(+)

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Ligações dativas numa molécula de ácido perclórico (HClO4)

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O monóxido de carbono (CO) é um exemplo clássico de molécula com ligação dativa.

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Ligações multicentradas: São um tipo de ligação química rara, encontrada em alguns compostos covalentes em que alguns dos átomos participantes não possuem elétrons suficientes para completar o octeto. Neste caso, o átomo deficiente de elétrons recorre a um recurso pouco comum: compartilhar um par de elétrons entre três ou mais átomos, ou seja, uma única ligação que une mais de dois átomos. As ligações desse tipo podem ser tricentradas, quando feita entre 3 átomos; quadricentradas, quando feita entre 4 átomos, etc. Esse tipo de ligação é relativamente comum em compostos de boro e berílio, como nos hidretos desses elementos, uma vez que em compostos covalentes esses elementos não possuem elétrons suficientes para completar o octeto. Ex:

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--> B2H6 (diborano)

--> (BeH2)n (hidreto de berílio)

--> Be(BH4)2 ou BeB2H8 (boroidreto de berílio)

--> (AlH3)n (hidreto de alumínio )

--> B5H9 (pentaborano-9)

--> B10C2H12 (carborano)

--> Zr(BH4)4 (boroidreto de zircônio)

--> [W6Cl12]Cl2 (cloreto de tungstênio (II, III))

--> K[Pt(C2H4)Cl3] (sal de Zeize)

--> B10H14 (decaborano-14 )

--> B9C2H11(-) (íon dicarbolídeo)

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Ânion do superácido carborano, [HCB11Cl11](-). Este composto é um dos ácidos mais fortes que se conhece, sendo um milhão de vezes mais forte que o ácido sulfúrico. É um dos únicos compostos que possuem um íon H(+) livre (não mostrado na imagem), pois ele não tem onde se "segurar" na estrutura da molécula. Note as ligações multicentradas entre os átomos de boro (verde).

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Sal de Zeize. Note a interação da ligação pi do etileno com o átomo de platina. O resultado é uma ligação do tipo tricentrada, em que um único par de elétrons é compartilhado entre 3 átomos.

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O pentaborano-9 é um exemplo de composto contendo ligações multicentradas do tipo tricentrada com 2 elétrons em sua estrutura (em vermelho).

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Na ligação metálica, vários átomos de metais (e alguns semimetais) se juntam e perdem ao mesmo tempo seus elétrons. Como eles não podem perder seus elétrons para o nada (se o átomo tentar fazer isso o elétron volta para ele de novo), eles tentam "empurrar" seus elétrons para o átomo mais próximo. Como esse átomo não quer ganhar elétrons (os metais precisam perder), ele tenta jogar esse elétron de volta para o átomo que o "empurrou" para ele. Isso acontece ao mesmo tempo com todos os átomos envolvidos, de forma que basicamente esses elementos tentam perder mutuamente os elétros e formam um retículo composto de cátions com elétrons "soltos" entre eles. Com isso, a maioria desses átomos consegue completar o octeto, embora alguns ainda não se estabilizaram porque o elétron perdido teima em voltar para ele, como um bumerangue. Os átomos envolvidos em ligação metálica continuamente perdem e recuperam seus elétrons, ao mesmo tempo que tentam não recebê-los de volta. Essa ligação geralmente é formada entre metal e metal (ou metal e semimetal), embora compostos verdadeiros originados da reação entre dois metais sejam raros.

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- Um exemplo de substância metálica é o sódio metálico (Na). Milhares de átomos de sódio perdem seus elétrons formando íons Na(+) que se organizam num retículo cristalino. Um cristal de sódio é formado de um agregado regular de íons Na(+) (e alguns átomos de Na não ionizados) com elétrons livres entre eles. Cada cátion de sódio atrai os elétrons livres ao redor ao mesmo tempo que repele os outros íons Na(+) até chegar a uma posição de equilíbrio. Como os elétrons estão livres para se movimentar por toda a amostra do metal, o Na e outros metais são bons condutores de eletricidade.

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Ligação metálica em amostras de alguns metais.

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LIGAÇÕES QUÍMICAS ENTRE OS ELEMENTOS:

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--> Metal e Metal = METÁLICA;

--> Metal e Não-Metal = IÔNICA;

--> Metal e H = IÔNICA (maioria);

--> Metal e Semimetal --> METÁLICA (maioria);

--> H e H = COVALENTE;

--> Não-Metal e Não-Metal = COVALENTE;

--> Semimetal e Não-Metal = COVALENTE;

--> Semimetal e Semimetal = METÁLICA/COVALENTE;

--> Semimetal e H = COVALENTE.

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OBS.: Não há uma fronteira muito nítida entre que tipo de ligação os grupos de elementos destacados acima formam entre si. Podem haver alguns desvios à regra geral: 

-->  As ligações entre um metal e um não-metal podem ter caráter covalente em alguns casos. Pode, por exemplo, haver ligações covalentes entre um metal e um não-metal quando um metal com eletronegatividade relativamente alta (como o Sn, o Hg, o Pb, o Bi, etc, que estão mais à direita na tabela periódica) ou com nox elevado (+4, +5, +6, etc) se liga a um não-metal relativamente pouco eletronegativo. O tetracloreto de titânio (TiCl4), por exemplo, é um líquido covalente.

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Certos compostos de metais com não-metais, tais como o tetracloreto de titânio (TiCl4), o tetróxido de ósmio (OsO4) e o cloreto de mercúrio II (HgCl2), ao contrário do que diz a regra geral, são compostos covalentes.

-->  Hidretos iônicos se formam de forma mais evidente quando o metal ligado ao H é muito eletropositivo. As ligações de metais de transição com H geralmente possuem caráter intermediário entre iônica e metálica; algumas ligações entre metal e hidrogênio são intermediárias entre iônica e covalente (como o AlH3) ou mesmo intermediárias entre os três tipos (como no CdH2). O hidreto de berílio (BeH2) é covalente.

-->  As ligações entre os metais e os semimetais são geralmente metálicas, mas podem apresentar caráter iônico em alguns casos. As ligações entre  metais muito eletropositivos (como os alcalinos) e os semimetais têm caráter iônico pronunciado. As ligações entre metais alcalinos e o telúrio (Te), por exemplo, são de fato iônicas.

--> As ligações podem ter um caráter intermediário, como as ligações entre semimetais, que são intermediárias entre covalente e metálica: as ligações no silício, no telúrio e no arsênio elementares são essencialmente covalentes, com certo caráter metálico; no polônio e antimônio são essencialmente metálicas, mas com um forte caráter covalente; no germânio é intermediária e no boro é covalente, mas com algumas características de ligação metálica.

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O NERD DA QUÍMICA, Nova Venécia - ES

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