Elementos da tabela periódica

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 Todos os elementos possuem 5 elétrons na camada de valência
 Estado de oxidação máximo é 5, no qual utilizam os 5 elétrons para formar ligações
 Efeito do par inerte cresce ao longo do grupo: somente os elétrons p são utilizados na ligação, sendo a valência igual a 3
 O nitrogênio exibe uma grande variedade de estados de oxidação: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
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Diagrama de Latimer
Meio ácido:
O balanceamento dos elementos se dá pela inclusão das espécies predominantes em solução aquosa acida (H+ e H2O)
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Diagrama de Latimer
Meio ácido:
O balanceamento dos elementos se dá pela inclusão das espécies predominantes em solução aquosa acida (H+ e H2O)
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Diagrama de Latimer
Meio Básico:
Como se deve proceder para se calcular o Eo para o par ClO-/Cl-=?
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Diagrama de Latimer
Meio Básico:
Como se deve proceder para se calcular o Eo para o par ClO-/Cl-=?
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Diagrama de Latimer
 Preveja qual o potencial de redução direta do íon nitrato para ácido nitroso. 
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Diagrama de Frost
Quanto mais íngreme a inclinação da linha, mais alto é o potencial padrão para o par. A linha vermelha se refere a pH ácido, a linha em azul se refere a pH básico
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Diagrama de Frost
 Representa graficamente os potenciais padrões de redox de um dado elemento, em seus diferentes estados de oxidação.
 Como NEo é proporcional a energia de Gibbs, isto é, NE° = -ΔrG°/F, um diagrama de Frost também pode ser considerado como um gráfico da energia de Gibbs padrão em função do numero de oxidação.
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A inclinação da linha que une dois pontos quaisquer no diagrama dá o potencial de redução da semi-reação
Quanto mais íngreme a linha, maior potencial padrão
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A inclinação da linha que une dois pontos quaisquer no diagrama dá o potencial de redução da semi-reação
Quanto mais íngreme a linha, maior potencial padrão
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O agente oxidante de um par com inclinação mais positiva está sujeito a sofrer redução
A forte inclinação ligando o ácido nítrico a números de oxidação mais baixos mostra que o ácido nitrico é um bom agente oxidante
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O estado de oxidação mais estável de um elemento corresponde a espécie que se encontra mais abaixo no diagrama de Frost
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 O nitrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e diamagnético, sendo encontrado na forma de molécula diatômica
 Os demais elementos são sólidos e possuem várias formas alotrópicas
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 Aumenta de cima pra baixo no grupo: N e P são não metais, As e Sb são metalóides, Bi é um metal
 Os óxido metálicos são básicos e óxidos não-metálicos são fortemente ácidos. Logo, os óxidos de N e P são fortemente ácidos, os óxidos de As e Sb são anfóteros e o de Bi é essencialmente básico
Caráter metálico:
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 Usado como atmosfera inerte: limpeza das tubulações e reatores de craqueamento catalítico e reforma
 Nitrogênio líquido: usado como refrigerante
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Ordem de ligação: 
ligantes – não ligantes
 2
HOMO: OM ocupado de mais alta energia
LUMO: OM vazio de mais baixa energia
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(temperatura ambiente)
 Produção de amônia: reação dos nitretos com água
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Ponto de ebulição menor que O2, saindo antes que o O2 na coluna de destilação
(NaN3)
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Princípio de Le Chatelier: altas pressões e baixas temperaturas para deslocar o equilíbrio para a direita
Temperaturas menores: % de conversão é maior, mas a reação atinge o equilíbrio muito lentamente, sendo necessário um catalisador
É mais econômico usar uma temperatura mais elevada, pois o equilíbrio será alcançado mais rapidamente
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Processo Haber
De onde vem os gases N2 e H2 para a produção da amônia?
1. Produção de hidrogênio a partir de hidrocarbonetos. Todos os compostos de S devem ser removidos
CH4 + 2H2O CO2 + 4 H2
CH4 + H2O CO + 3H2
2. Adiciona-se certa quantidade de ar a mistura de gases obtida. O oxigênio reage com parte do H2 até que a proporção correta dos reagentes N2 e H2 de 1:3 seja alcançada
(4N2 + O2) + 2H2 4N2 + 2H2O
ar
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Processo Haber
3. Remoção do CO: veneno para o catalisador
CO + H2 CO2 + H2
4. Remoção de CO2 utilizando uma solução concentrada de carbonato de potássio ou de monoetanolamina
De onde vem os gases N2 e H2 para a produção da amônia?
O preço do hidrogênio é um dos principais fatores que influenciam o custo do processo
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Usos da amônia
 75 % da amônia são empregados como fertilizantes
 Fabricação de HNO3, o qual pode ser usado na preparação de NH4NO3 (fertilizante) ou explosivos como o TNT
 Preparação de hexametilenodiamina, empregada na fabricação de náilon
 Empregada como líquido refrigerante
 Limpeza: amônia em solução
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Óxido Nitroso (N2O)
 Gás estável e pouco reativo
 Óxido neutro e pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio
 Usado como anestésico pelos dentistas. Conhecido como gás hilariante: inalação de pequenas quantidades provoca euforia
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Óxido Nítrico (NO)
 Gás incolor, sendo um importante intermediário na fabricação de ácido nítrico pela oxidação da amônia
 Laboratório: preparado pela redução de HNO3 com Cu
 Gás paramagnético: possui 11 elétrons de valência e o elétron desemparelhado ocupa o orbital pi antiligante (TOM)
 Forma complexos estáveis com metais de transição
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Óxido Nítrico (NO)
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Dióxido de nitrogênio (NO2)
 Gás tóxico castanho avermelhado, produzido em larga escala por oxidação do NO no processo de obtenção do HNO3
 Laboratório: preparado aquecendo-se nitrato de chumbo
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Consequências do NOx na atmosfera
Ozônio estratosférico: gás essencial que protege a Terra contra a ação dos raios ultra-violetas
Ozônio troposférico: aquecimento global, diminuição na função respiratória, ataque a materiais como borrachas e pláticos.
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Consequências do NOx na atmosfera
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Consequências do NOx na atmosfera
Representação esquemática do conversor catalítico de três vias com leito duplo. A redução de NO para N2 ocorre na primeira câmara, e a oxidação de substâncias contendo carbono para CO2 ocorre na segunda.
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NO: oxidado com O2 para produzir NO2. A oxidação direta de N2 para NO2 é termodinamicamente desfavorável
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Ácido Nítrico: excelente oxidante, principalmente quando concentrado. Os íos NO3– são mais oxidantes que íons H+
Metais insolúveis em HCl, como Cu e Ag, dissolvem-se em HNO3
Alguns metais, como o ouro, são insolúveis mesmo em ácido nítrico, mas se dissolvem em água régia: 25% HNO3 + 75% HCl
Poder oxidante do ácido nítrico associado ao poder do íon cloreto de complexar íons metálicos
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Ácido forte: totalmente dissociado em íons e forma um grande número de sais muito solúveis em água: nitratos
Fotodecomposição: 4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O
Ácido puro é um líquido incolor, mas quando exposto a luz adquire coloração castanha:
Indústria química: processos nitrificação de composto orgânicos, na fabricação de explosuvos, fertilizantes, vernizes, celuloses, trinitrotolueno (TNT), nitroclicerina (dinamite), seda artificial, ácido benzoico, fibras sintéticas, entre outros. 
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Há uma grande quantidade de gás N2 na atmosfera, mas as plantas são incapazes de utilizá-lo
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Em razão dessa propriedade, é usado em bombas incendiárias e granadas luminosas.  
Tem cheiro de alho, é fosforescente e altamente tóxico. Se for aquecido (300 ºC), pode se transformar na sua variedade alotrópica: o fósforo vermelho. 
Armazenado em água
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Estrutura polimérica
Pode entrar em combustão se sofrer fricção: É encontrado na superfície de atrito nas laterais das caixas de
fósforo 
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Sílica: remoção do cálcio
Carbono: redução do P4O10 a fósforo elementar
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Cerca de 90% das rochas fosfáticas são usados diretamente na fabricação de fertilizantes, e o restante é usado na fabricação de fósforo e ácido fosfórico 
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Os ácidos presentes na boca, ao reagirem com a hidroxiapatita, provocam o desgaste do esmalte, 
Bactérias: produzem ácido lático através do metabolismo de açúcar. O ácido lático diminui o pH na superfície dos dentes para menos de 5. Num pH inferior a 5,5, a hidroxiapatita começa a dissolver.
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O P4O6 queima ao ar formando P4O10
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Quando o grupo fosfato terminal é hidrolisado, e, dessa forma, removido, a molécula modificada é chamada de fosfato de adenosina (ADP). Esta reação libera energia (utilizada em várias atividades celulares) 
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