Trabalho Finalizado

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Características gerais grupo do Cobre (Grupo 11): 
Elementos do Grupo 11 apresentam um elétron s mais externo, além de um nível d 
completo (d10s1), tendo como exceção o Roentgênio que apresenta dois elétrons s 
externos com o nível d incompleto (d9s2). A fraca blindagem propiciada pelos elétrons 
d faz com que o tamanho do raio dos átomos dos elementos do grupo do cobre (Cu), 
sejam menores que os raios dos elementos pertencentes aos metais alcalinos, com 
os quais apresentam semelhança pela camada mais externa apresentar um elétron s, 
e consequentemente mais densos e duros. Suas energias de ionização são maiores 
e seus compostos são mais covalentes. Devido a participação dos elétrons d na 
ligação metálica seus pontos de fusão e as entalpias de sublimação são muito maiores 
que o grupo dos metais Alcalinos. As maiores entalpias de sublimação e maiores 
energias de ionização são responsáveis pela baixa reatividade do Cu, Ag e Au, 
adquirindo um caráter de metal “nobre”, não reagem com água, nem com ácidos. Os 
metais desse grupo (Cu, Ag e Au) apresentam as maiores condutividades elétricas e 
térmicas conhecidas, são mais maleáveis e mais dúcteis entre os metais estruturais, 
isso ocorre devido a sua estrutura de empacotamento cúbico compacto que mesmo 
que ocorra um deslizamento de um plano sobre o outro causado por uma força a 
estrutura é preservada. Os estados de oxidação mais comuns são Cu (+I), Ag(+I) e 
Au (+II), o estado de oxidação para o Rg é desconhecido, mas espera-se que 
este apresente estado de oxidação comum (+I). Contudo, os únicos íons hidratados 
simples estáveis em solução aquosa são os íons Cu2+ e Ag+. Os íons monovalentes 
Cu+ e Au+ se desproporcionam em água e, por isso, só podem existir na forma de 
compostos insolúveis ou complexos. Cu(+I), Ag(+I) e Ag(+I) são oxidantes tão fortes 
que conseguem oxidar a água. Assim, só ocorrem quando estabilizados na forma de 
complexos ou como compostos insolúveis. As propriedades químicas dos três 
elementos (Cu, Ag e Au) diferem muito uns dos outros, em contrapartida apresentam 
forte tendências de formarem compostos de coordenação e seus compostos 
geralmente são coloridos. 
 
 
 
 
Cobre: 
Símbolo: Cu 
Características gerais: 
Número atômico: 29 
Configuração electrónica: [Ar] 3d10 4s1 
Peso atômico: 63,546u 
Ponto de fusão: 1357,77 K 
Ponto de ebulição: 2835 K 
Densidade: 8 890 Kg/m3 
Estado de oxidação: (+I), (+II) e (+III) 
 História: 
O cobre ganhou maior destaque a cerca de 7000 anos atrás, por volta de 3000 a.C. 
na era do bronze, quando se descobriu que com ele era possível formar ligas 
metálicas. O acréscimo de estanho ao cobre forma uma liga de maior resistência 
frente à corrosão pela água e pelo ar, essa liga é o Bronze. O cobre, junto com o ouro 
e a prata, era a base das moedas de circulação no mundo antigo. Obviamente, ele 
era o menos valioso destes três. Atualmente, ele ainda é usado na fabricação de 
moedas, mas geralmente na forma de liga monetária (liga metálica formada por 75% 
de cobre e 25% de níquel). 
Disponibilidade: 
O cobre pode ocorrer na forma de pepitas (minério de metal puro), porém atualmente 
essa fonte está praticamente esgotada. O minério mais comum é a calcoprita 
(CuFeS2), além da calcocita (Cu2S), Carbonato Básico de Cobre (Cu2(OH)2CO3 
malaquita, verde), óxido cuproso (Cu2O cuprita, vermelho-rubi), a bornita (Cu5FeS4) e 
a turquesa (CuAl6(PO4)4(OH)8·4H2O). 
 
 
Obtenção: 
Geralmente o minério, depois de extraído, britado e moído, passa por um processo 
para obter cobre metálico. A calcocita (Cu2S), que tem sulfetos em sua composição, 
sofre flotação à espuma formando um concentrado de até 15% de cobre, em seguida 
passa por calcinação na presença de oxigênio. Areia é adicionada para remover o 
ferro formando silicato de ferro (Fe2(SiO3)3), que flutua na superfície. Ar é passado 
através da mistura líquida de Cu2S, contendo um pouco de FeS e sílica. Ocasionando 
sua oxidação parcial. O fluxo de ar é interrompido e ocorre a auto redução do óxido e 
do sulfeto. 
Cu2S + 2Cu2O2 → 6Cu + SO2 
O cobre produzido nessa etapa é o cobre Blister com 98,5% de pureza, após essa 
etapa ele é fundido em blocos concentrados e em seguida o produto é colocado em 
células eletrolíticas, com eletrodos de Cu e a solução de H2SO4 que produzem um 
cobre 99,9% puro. 
 Aplicações: 
O cobre é utilizado na indústria elétrica, por conta de sua elevada condutividade 
elétrica e em tubulações de água, e sua inércia química. Existem mais de 1000 ligas 
diferentes de cobre. Podemos citar o bronze (Cu / Zn com 20-50% de Zn), a liga 
conhecida como “prata alemã” (55-60% de Cu, 10-18% de Ni e 17-27% de Zn) e várias 
outras ligas que são usadas também na fabricação de moedas. 
Diversos compostos de cobre são usados na agricultura, por exemplo, a “mistura de 
Bordeaux” é o hidróxido de cobre, obtido a partir de CuSO4 e Ca(OH)2. Ele é um 
importante fungicida pulverizado nas plantações. 
Importância biológica do cobre: 
Uma pessoa adulta tem no organismo cerca de 100 mg de cobre. Embora em 
pequenas quantidades o cobre seja um elemento de essencial, em quantidades 
maiores é tóxico. Cerca de 4 a 5 mg de cobre são necessárias na dieta diária. Em 
animais, a deficiência desse metal resulta na incapacidade de aproveitar o ferro 
armazenado no fígado, e o animal passa a sofre de anemia. 
São conhecidas diversas “proteínas azuis” contendo cobre. Eles atuam como 
transportadores de elétrons, ao mudar seu estado de oxidação de Cu2+ para Cu+ e 
vice-versa. Alguns exemplos de oxidases são: 
Amino oxidases (oxidação de aminas), Citocromo oxidase (atua com os grupos heme 
na etapa final da oxidação), Lisina oxidase (controla a elasticidade das paredes da 
aorta), entre outras. 
O cobre no organismo também está envolvido com a doença de Wilson que é uma 
deficiência hereditária que provoca acumulo de Cu no fígado. 
Prata: 
Símbolo: Ag 
Características gerais: 
Número atômico: 47 
Configuração electrónica: [Kr] 4d105s1 
Peso atômico: 107,87u 
Ponto de fusão: 1234,93 
Ponto de ebulição: 2435 K 
Densidade: 10490 kg/m3 
Estados de oxidação: (+I), (II), (+III) 
História: 
A prata era um dos sete metais conhecidos na antiguidade, esses metais são: ouro, 
prata, cobre, estanho, chumbo, ferro e mercúrio. Por conta disso sua descoberta não 
pode ser datada com precisão. Assim como o ouro e o cobre, ocorre de forma 
elementar na natureza. A prata foi muito utilizada de forma ornamental, como joias e 
objetos de decoração. Como a prata é mais reativa que o ouro, o suprimento de prata 
pura, encontrada na natureza, era muito mais limitado que o ouro, e por conta disso, 
a prata era mais cara do que o ouro no Egito até por volta do século XV a.C. 
 A situação mudou com a descoberta da copelação, uma técnica que permitia que o 
metal prateado fosse extraído de seus minérios. Pilhas de escórias, que podiam ser 
encontrados na Ásia Menor e nas ilhas do Mar Egeu, foram mencionadas no livro de 
Génesis, o que indica que a prata tem sido separada do Chumbo desde pelo menos 
o quarto milênio a.C. usando a mineração de superfície. 
Na época das civilizações grega e romana, as moedas de prata eram um elemento 
básico da economia. Atingindo um pico de produção de 200 toneladas por ano, um 
estoque estimado de 10000 toneladas de prata circulou na economia romana em 
meados do século II d.C., cinco a dez vezes maior que a quantidade combinada de 
prata disponível para a Europa medieval e o Califado Abássida por volta do ano 800 
d.C. 
A Europa Central tornou-se o centro da produção de prata durante a Idade Média, à 
medida que os depósitos mediterrânicos explorados pelas antigascivilizações haviam 
se esgotado. 
Com a descoberta da América e a pilhagem, da prata pelos conquistadores espanhóis, 
as Américas Central e do Sul tornaram-se os produtores dominantes de prata até o 
início do século XVIII, particularmente Peru, Bolívia, Chile e Argentina. 
No século 19, a produção primária de prata mudou-se para a América do Norte, 
particularmente Canadá, México e Nevada, nos Estados Unidos. 
Disponibilidade: 
A prata é encontrada na forma de minérios do grupo dos sulfetos, como Ag2S 
(argentita), como cloreto, AgCl (cloroarginita) ou como prata. Atualmente, a maior 
parte é obtida como subproduto do refino do Cu, Pb ou Zn. Pode ser obtido da lama 
anódica formada no refino eletrolítico de Cu e Zn. 
Aplicação: 
A prata é usada em painéis solares, filtragem de água, louças e utensílios de alto valor, 
em condutores elétricos, em catálise de reações químicas, como corante e em vitrais. 
Seus compostos são utilizados em filmes fotográficos e de raios-X. Soluções diluídas 
de nitrato de prata e outros compostos de prata são usados como desinfetantes e 
microbicidas, eles também podem ser adicionados a ataduras e curativos, cateteres e 
outros instrumentos médicos. 
 
Outras características da Prata: 
A condutividade elétrica da prata é o maior de todos os metais, maior inclusive que a 
do cobre, porém, seu custo elevado trona sua utilização para propósitos de 
eletricidade pouco viáveis. A prata pura tem a mais alta condutividade térmica entre 
os metais, embora a condutividade do carbono (no alótropo de diamante) e do 
superfluido de hélio-4 seja ainda maior. 
Isótopos: 
A prata possui dois isótopos estáveis: Ag-107 e Ag-109. Sendo o isótopo Ag-
107~51,839%, um pouco mais abundante. Além dos isótopos estáveis, possui 28 
radioisótopos, entre esses os mais estáveis são: Ag-105 (t1/2 = 41,28 dias), Ag111 (t1/2 
= 7,45 dias), Ag-112 (t1/2 = 3,13 horas), E ainda apresenta isómeros nucleares: Ag-
108 (t1/2 = 418 anos), Ag-110 (t1/2 = 249,70 dias), Ag-106 (t1/2 = 8,28 dias), são os mais 
estáveis. 
Formam ligas metálicas com a maioria dos outros elementos da tabela 
Ouro: 
Símbolo: Au 
Características gerais: 
Número atômico: 79 
Distribuição eletrônica: [Xe] 4f¹⁴ 5d¹06s1 
Peso Atômico: 196,96u 
Ponto de Fusão: 1337,33 K 
Ponto de Ebulição: 3129 K 
Densidade: 19300 Kg/m3 
Estados de Oxidação: (+I), (+III), (+IV), (+V) 
 
 
 
História: 
Por volta de 4000 a.C., os egípcios utilizavam nanopartículas de ouro em suspensão 
na constituição do “elixir da longa vida”, considerado por eles uma bebida capaz de 
estimular a mente e restaurar a juventude. Há relatos sobre o emprego do ouro como 
medicamento pelos povos árabes e chineses. A adoção do ouro como unidade de 
conta pelos diferentes sistemas monetários conduziu ao estabelecimento do padrão-
ouro, posto em vigor pela primeira vez no Reino Unido em 1821. O ouro é o mais 
nobre de todos os metais e, por ser inerte nas condições terrestres, é encontrado no 
estado nativo. 
Disponibilidade: 
É normalmente encontrado em rochas magmáticas e em depósitos sedimentares 
clásticos denominados placers. Os minerais que comumente acompanham o ouro 
são: pirita, calcopirita, cinábrio, magnetita, hematita e barita. Durante muito tempo o 
ouro foi obtido não diretamente dos veios de quartzo. Nas minas de rochas auríferas, 
geralmente localizadas em filões, o teor do minério é da ordem de 6 a 12 gramas de 
ouro puro por tonelada de terra e rocha. No segundo tipo é feito a exploração de veios 
subterrâneos, o metal é triturado, lavado e submetido à amalgamação. 
Aplicação: 
Na área de saúde, o ouro tem aplicação na odontologia, para obturação, e o ouro 
radioativo se usa na cintilografia do fígado. Películas muito finas de ouro, que refletem 
mais de 98% da radiação infravermelha incidente, são usadas em satélites artificiais. 
O ouro é empregado na indústria elétrica e eletrônica, no revestimento de circuitos 
impressos, contatos, terminais e sistemas semicondutores. Em medicina natural o 
ouro é empregado devido ao seu efeito de estabilização da estrutura do colágeno e 
ação genericamente anti-inflamatória. Os sais de ouro (AuS) isoladamente paralisam 
a evolução da artrite e a sua difusão para outras articulações. Entretanto esses sais 
tem uma grande toxicidade a nível hepático, gastrointestinal, renal e medular 
 
 
 
Família do Zinco: 
Todos os elementos apresentam uma configuração eletrônica d10s2. 
Os elementos do grupo 12 tem um nível d completo que não está disponível para 
formação de ligações, por isso eles tem poucas propriedades associadas aos 
elementos de transição típicos. Comparado com os metais alcalinos terrosos, que 
também tem 2 elétrons s na camada mais externa, os dois elétrons externos dos 
metais do grupo do Zinco estão muito mais fortemente ligados. Isso é resultado das 
maiores cargas nucleares dos metais e da blindagem nuclear pelos elétrons d e f. 
Essa ligação mais forte no grupo do Zinco é refletida nos maiores potenciais de 
ionização, potenciais padrão mais positivos, menor comprimento da ligação metálica, 
menores raios atômicos e iônicos, maior eletronegatividade e caráter mais covalente 
em suas ligações comparado com o Ca, Sr e Ba. Além disso, os metais desse grupo 
(d10s2), ao contrário do grupo do cobre (d10s1), não apresentam valências superiores 
ao número do grupo (+II para o Zn, Cd e Hg e +II, +I ou +III para Cu, Ag e Au). Essa 
propriedade é explicada pelo fato dos elétrons d nos íons Zn2+, Cd2+ e Hg2+ estão 
muito mais fortemente ligados, devido às maiores cargas nucleares iônicas, do que 
no caso do Cu+, Ag+ e Au+. Entretanto os metais do grupo do zinco são menos nobres 
que os do grupo do cobre, devido seus pontos de fusão e ebulição serem muito baixos, 
já que esse caráter nobre é favorecido por elevados calores de sublimação, elevadas 
energias de ionização e baixos calores de hidratação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Zinco: 
Símbolo: Zn 
Características gerais: 
Número atômico: 30 
Configuração eletrônica: 
Peso atômico: 65,38 
Ponto de fusão: 692.68 K 
Ponto de ebulição: 1180 K 
Densidade: 7140 kg/m3 
Estado de oxidação: (+I) e (+II) 
História 
Zinco era conhecido pelos romanos, mas raramente usado. 
A fusão e extração de zinco impuro já era efetuada no ano 1.000 na Índia, na 
obra Rasarnava (c. 1200), de autor desconhecido, o procedimento foi descrito, e 
posteriormente na China. No ocidente, em 1258, Alberto Magno descreve a 
fabricação do latão na Europa. No século XVI já se conhecia a existência do 
metal. Agrícola observou em 1546 que se formava um metal branco prateado 
condensado nas paredes dos fornos nos quais se fundiam minerais de zinco, 
adicionando em suas notas que um metal similar denominado zincum era produzido 
na Silésia. Johann Kunkel em 1677, e pouco mais tarde Stahl em 1702, indicam que 
ao preparar o latão com o cobre e a calamina, esta última se reduz previamente em 
zinco livre, que foi isolado posteriormente pelo químico Anton von Swab em 1742 e 
por Andreas Marggraf em 1746, cujo exaustivo e metódico trabalho, Sobre o método 
de extração do zinco de um mineral verdadeiro, a calamina, sedimentou a metalurgia 
do zinco e sua reputação como descobridor do metal, passando a nomeá-lo com 
“zink”. 
 
 
Disponibilidade: 
O Zinco ocorre na crosta terrestre na proporção de 132 ppm, em peso. Em 2006 a 
produção mundial de Zn foi 10,000,000 toneladas e seus principais produtores foram 
a China com 2,600,000 toneladas, seguida da Austrália com 1,380,000 e o Peru com 
1,201,794, segundo o Serviço Geológico dos Estados Unidos. No período da 
formação da terra , o zincofoi depositado principalmente na forma de sulfetos, sendo 
ZnS a principal fonte de exploração comercial, sendo nomeada como esfarelita nos 
Estados Unidos e como Blenda na Europa. Além da esfarelita existem também a 
smithsonita ZnCO3 (ou calamina na Europa) e a hemimorfita Zn4(OH)2Si2O7.H2O. 
Obtenção: 
Os minérios de Zinco (principalmente ZnS) são concentrados por flotação e aquecidos 
ao ar, para formarem ZnO e SO2. O zinco metálico é obtido a partir do óxido por dois 
processos diferentes: 
Primeiro o ZnO pode ser reduzido pelo monóxido de carbono à 1200 °C, num forno 
de fusão. É uma reação reversível que utiliza essas altas temperaturas para deslocar 
o equilíbrio para direita. 
ZnO + CO ↔ Zn + CO2 
Como o zinco se encontra no estado gasoso nessa temperatura pode ocorrer 
reoxidação da mistura de Zn e CO2, para evitar isso os fornos modernos minimizam a 
reoxidação de duas formas: usando o excesso de carbono para converter o CO2 em 
CO. Resfriando bruscamente a mistura desses gases evitando que o sistema atinja o 
equilíbrio. Esse resfriamento ocorre aspergindo-se o gás quente com gotículas de 
chumbo fundido, dessa forma pode obter-se zinco com 99% de pureza. 
A outra maneira é hidrometalúrgia. O ZnS é aquecido ao ar, em uma temperatura 
menor, formando ZnO e ZnSO4, que são dissolvidos em H2SO4 e posteriormente 
tratados com zinco em pó para precipitar o cádmio. Em seguida o zinco puro é obtido 
por eletrólise da solução de ZnSO4. 
 
 
 
Aplicação: 
Ele é utilizado no processo de galvanização, que reveste objetos de ferro ou aço 
evitando a corrosão. No processo uma fina camada de zinco é depositada por 
eletrólise, por ser mais reativo do que o ferro ou o aço, o zinco atrairá quase toda a 
oxidação até que a corrosão corra completamente na folha revestida. Esta proteção 
funciona mesmo após pequenos arranhões e amassados e pode sobreviver por 
muitos anos. 
A galvanização é utilizada em coberturas metálicas, pontes, guarda-corpos, postes de 
luz, trocadores de calor e em carrocerias de automóveis. Alternativas podem ser: 
mergulhar o objeto em zinco fundido para obter camadas mais espessas, o 
revestimento de zinco em pó e aquecido (sherardização) ou pulverização com zinco 
fundido. 
Ele também é utilizado na fabricação de ligas como o bronze (Cu / Zn com 20-50% de 
Zn), como um eletrodo de sacrifício. Um exemplo de aplicação para este tipo de 
eletrodo é quando ele é acoplado a motores marítimos de alumínio. Especialmente 
em água salgada, o processo de oxidação dos metais no navio forma uma corrente 
elétrica fraca, que pode levar à corrosão do casco e das peças do motor. Por ter um 
eletrodo de sacrifício de zinco presente, ele se sacrifica por corrosão, negando a 
corrente elétrica e, assim, protegendo o casco de alumínio e / ou o motor; como 
eletrodo negativo nas pilhas secas (células de Leclanché, células de mercúrio e 
células alcalinas de manganês). O ZnO pode ser utilizado como pigmento branco de 
tintas, é particularmente brilhante já que absorve luz ultravioleta e reemite como luz 
branca. 
 
 
 
 
 
 
 
Importância biológica do Zinco: 
O organismo de uma pessoa adulta contém cerca de 2g de Zn. O zinco exerce um 
papel nos sistemas enzimáticos de animais e plantas, pois existem mais de 20 
enzimas contendo Zn, as mais conhecidas são: a Anidrase carbônica: presentes nas 
hemácias e participa do processo de respiração acelerando a absorção de CO2 nas 
células vermelhas do sangue, nos músculos e nos outros tecidos, ele também acelera 
a reação inversa, a liberação de CO2 nos pulmões. Ao mesmo tempo que regula o pH. 
CO2 + OH- ↔ HCO3- 
Outra enzima importante contendo zinco é a Carboxipeptidase, que está presente no 
suco pancreático, está ligada a digestão de proteínas em animais e do metabolismo 
de proteínas em animais e plantas. Essa enzima catalisa a hidrólise da ligação 
peptídica terminal, na extremidade que contém a carboxila, porém ela é seletiva só 
atuando quando o grupo R do aminoácido terminal for aromático ou uma cadeia 
alifática ramificada com configuração L. 
Cádmio: 
Símbolo: Cd 
Características gerais: 
Número atômico: 48 
Configuração eletrônica: [Kr] 5s2 4d10 
Ponto de fusão: 594,22 K 
Ponto de ebulição: 1040 K 
Densidade: 8650 Kg/m3 
Estados de oxidação: (+I) e (+II) 
 
 
 
 
História: 
O cadmio é o segundo elemento do grupo 12, descoberto em 1817, por um químico 
alemão chamado Friedrich Stromeyer, como impureza no minério de zinco (ZnCO3). 
Além de ser professor na Universidade de Göttinger Friendrich, Stromeyer era um 
funcionário do governo responsável por inspecionar farmácias no estado de Hanover, 
na Alemanha. Stromeyer foi informado de que o fornecedor tinha problemas para 
produzir óxido de zinco partindo do carbonato de zinco, o químico ofereceu a 
substituição do processo normal de aquecimento do carbonato de zinco para a 
produção do oxido de zinco (ZnCO3+AQUECIMENTO→ ZnCO3), porém durante esse 
processo o fornecedor explicou que o carbonato de zinco ficou amarelo. Friendrich 
então, analisado o carbonato amarelo, descobriu que a impureza contida no mineral 
era um novo elemento, o “cadmio”. A etimologia deste mineral deriva do vocábulo 
grego kadmeia ou cadmia, em latim, significando “originário do Leste”. 
Disponibilidade: 
O cádmio é um metal brilhante, raro de aspecto branco-prateado, dúctil e muito 
maleável. Sua superfície tem um tom azulado e o metal é macio o suficiente para ser 
cortado com uma lâmina, sendo solúvel em ácidos, mas não em álcalis. Forma 
compostos com propriedades semelhantes às dos compostos de zinco, porém forma 
compostos mais complexos que os do zinco. O cádmio compõe cerca de 0,1 ppm na 
crosta terrestre. Não são conhecidos depósitos significativos de minérios que 
contenham cádmio. O único mineral de cádmio de importância, é sulfeto de 
cadmio (CdS ), está quase sempre associado à esfarelita (ZnS). Essa associação é 
causada pela similaridade geoquímica entre o zinco e o cádmio, sem que nenhum 
processo geológico possa separá-los. Assim, o cádmio é produzido principalmente 
como subproduto da mineração, da fundição e do refino de minérios sulfídricos de 
zinco e, em menor grau, de chumbo e cobre. Pequenas quantidades de cádmio, cerca 
de 10% do consumo, são produzidas a partir de fontes secundárias, principalmente 
do pó gerado pela reciclagem de sucata de ferro e aço. As rochas mineradas para 
fertilizantes fosfatados contêm quantidades variáveis de cádmio, resultando em uma 
concentração de cádmio de até 300 mg / kg nos fertilizantes e um alto teor de cádmio 
nos solos agrícolas. Carvão pode conter quantidades significativas de cádmio, o que 
resulta principalmente em pó de combustão. 
Obtenção: 
O cádmio pode ser encontrado como impureza comum nos minérios de zinco, e é 
mais frequentemente isolado durante a produção de zinco. Alguns concentrados de 
minérios de zinco contêm até 1,4% de cádmio. Na década de 1970, a produção de 
cádmio foi de 6,5 quilo gramas por tonelada de zinco. Os minérios de sulfeto 
de zinco são torrados com oxigênio, convertendo o sulfeto de zinco em óxido. O zinco 
metálico é produzido por fundição do óxido com carbono ou por eletrólise em ácido 
sulfúrico. O cádmio é isolado do metal de zinco com destilação a vácuo se o zinco é 
fundido o sulfato de cádmio é a precipitação da solução de eletrólise. Também pode 
ser obtido a partir de uma mistura líquida de zinco e cádmio que quando resfriada, o 
zinco se torna sólido primeiro. Pode ser removido da mistura deixando o cádmio 
líquido para trás. 
Aplicações: 
O cádmio é um elemento raro e com aplicações comparativamente reduzidas. 
Uma liga comumde cádmio de baixo ponto de fusão é o metal de Wood. Esta liga se 
funde a 70 ° C é usada em sistemas de sprinklers de incêndio como plug. Quando a 
temperatura sobe acima de 70 ° C, o plugue se funde e cai. Isso abre a linha de água 
e ativa o sprinkler borrifando água. Uma de suas principais aplicações, em cerca de 
70%, são em baterias de níquel-cádmio (nicad). Baterias Nicad são recarregáveis. 
Compostos de cádmio também são usados como agentes corantes. Os dois 
compostos mais utilizados são sulfato de cádmio (CdS), e seleneto de cádmio 
(CdSe). Estes compostos são usados para colorir tintas e plásticos. Existe uma 
preocupação sobre possíveis efeitos ambientais do uso de cádmio para este 
propósito. No entanto, não foram encontrados substitutos satisfatórios. 
Aspectos biológicos: 
O cádmio se bioacumula em plantas aquáticas, invertebrados, peixes e mamíferos. A 
Organização Mundial de Saúde considera tolerável uma ingestão eventual de até 7 
µg/kg de cádmio pelo período de uma semana. Efeitos neuropsicológicos também 
foram atribuídos à exposição ao cádmio, como alterações na memória e alterações 
cognitivas. Devido a ter propriedades similares ao zinco o cádmio, tem o poder de 
deslocar/substituir o zinco de certas enzimas proteicas encontradas no fígado, nos 
rins, nos intestinos, no pâncreas e testículos dos mamíferos, e também substituir o 
cálcio nos tecidos ósseos. A forma mais perigosa de exposição ao cádmio é a inalação 
de poeira fina e fumaça ou a ingestão de compostos de cádmio altamente solúveis. A 
inalação de vapores de cádmio pode resultar inicialmente em febre, mas pode evoluir 
para pneumonite química, edema pulmonar e morte. A exposição humana é 
principalmente da combustão de combustíveis fósseis, fertilizantes fosfatados, 
produção de ferro e aço, produção de cimento e atividades relacionadas, produção de 
metais não-ferrosos e incineração de resíduos sólidos municipais. 
Mercúrio: 
Símbolo: Hg 
Características gerais: 
Número atômico: 80 
Distribuição eletrônica: [Xe] 4f¹⁴ 5d¹º6s2 
Ponto de fusão: 234,32 K 
Ponto de ebulição: 629, 88 K 
Densidade: 13,579 Kg/m3 
Estado de oxidação: (+I) (+II) 
História: 
Mercúrio é um metal conhecido desde da antiguidade. Simbolizado por Hg, uma 
redução da palavra grega "Hydrargyrus" que significa prata líquida. Contudo o nome 
mercúrio foi dado pelos egípcios como uma associação dos metais conhecidos 
naquela época com os sete astros. Mercúrio é uma associação com o nome do planeta 
Mercúrio. John Dalton realizou ainda as primeiras medidas de pressão de vapor de 
mercúrio, além de outros líquidos, como amônia e ácido sulfúrico. 
 
 
 
 
 
Disponibilidade: 
Mercúrio ocorre em depósitos em todo o mundo principalmente como cinábrio (sulfeto 
de mercúrio). É um elemento considerado raro, estima-se que a crosta terrestre seja 
composta de 0,08 ppm de mercúrio. É encontrado no meio ambiente associado a 
outros elementos na forma de sulfetos, óxidos ou haletos. Possui sete isótopos 
estáveis: 196Hg, 204Hg, 198Hg, 201Hg, 199Hg, 200Hg e 202Hg. Sua forma mais 
comum é na forma de sulfeto de mercúrio II (HgS), presente no minério cinábrio. O 
mercúrio geralmente forma compostos estáveis simples com ligações metal-metal. A 
maioria dos compostos de mercúrio (I) são diamagnéticos e apresentam o cátion 
dimérico Hg 2+. Derivados estáveis incluem o cloreto e o nitrato. Temos como 
exemplo de compostos com mercúrio I: cloreto de mercúrio I e o Hidreto de mercúrio 
I. Já os compostos de mercúrio II podemos observar nos quatro haletos mercúrio 
conhecidos. Eles formam complexos tetraédricos com outros ligantes, mas os 
halogenetos adotam uma geometria de coordenação linear, algo semelhante a Ag +. 
Os mais conhecidos exemplos de compostos de mercúrio II são: Cloreto de mercúrio 
II, Oxido de mercúrio II. E também temos o mercúrio na forma de raros sais orgânicos, 
organomercuriais, tendo como sua formula genérica: HgR2 
Por que o mercúrio é líquido no estado natural? 
O mercúrio tem ponto de fusão em −38°C, que é abaixo da temperatura ambiente, por 
isso ele é líquido. Para chegamos a uma conclusão termos que analisar o mercúrio 
tanto na família como no período. 
Os três elementos principais da família do mercúrio (zinco, cádmio e mercúrio), tem 
orbitais eletrônicos completos. O resultado disso é o ponto de fusão do Zn, Cd e Hg 
ser muito menor que outros metais. Porém o Hg tem um diferencial, além dos orbitais 
“d” e “s”, ele possui orbitais “f” completos, que causam um efeito chamado “contração 
dos lantanídeos”. Seus orbitais “4f” não reduzem a carga nuclear de forma eficiente, 
então os elétrons dos orbitais “5d” e “6s” são atraídos pelo núcleo com mais 
intensidade reduzindo o raio atômico e aumentando a energia de ionização. Com os 
elétrons mais próximos ao núcleo, a interação entre os átomos de mercúrio vai ser 
menor, a energia para desfazer um possível retículo cristalino é menor e o ponto de 
fusão é baixo. O ponto de fusão do mercúrio, quando calculado teoricamente, seria 
82°C, que faz sentido quando comparado com os outros elementos do grupo 12 (Zn 
e Cd), mas ainda bem distante do ponto de fusão real observado experimentalmente. 
Outra causa de tamanha diferença no ponto de fusão do mercúrio é o efeito 
relativístico. O Hg tem um núcleo atômico tão grande que os elétrons das camadas 
mais internas se movem numa porcentagem significativa da velocidade da luz. Os 
elétrons de um átomo de Hg, no orbital “1s”, por exemplo, se movem à 58% da 
velocidade da luz fazendo os elétrons ficarem mais próximos ao núcleo. A energia 
para retirar um elétron na última camada é maior, os átomos de Hg interagem menos, 
e o ponto de fusão é ainda mais baixo. 
Obtenção: 
O mercúrio é extraído aquecendo o cinábrio em uma corrente de ar e condensando o 
vapor. 
HgS + O 2 → Hg + SO 2 
 
No processo de produção do mercúrio o minério cinábrio (HgS), apresenta cor 
vermelha ou preta, cujas maiores reservas encontram-se na Espanha (Almaden), e 
na Itália. O mercúrio metálico é obtido por aquecimento do cinábrio a 600 ºC em uma 
fornalha (temperatura na qual o material se sublima), seguido de condensação. A 
purificação desse minério é feita por um dos métodos mais simples de extração 
metalúrgica. Passa diretamente do estado sólido para o gasoso. O vapor de mercúrio 
é então coletado em uma série de tubos condensadores, passando para o estado 
líquido. 
Aplicações: 
Mercúrio é um metal que tem variados usos em diversos setores. O mercúrio é usado 
especialmente na fabricação de produtos químicos industriais ou para aplicações 
elétricas e eletrônicas. É usado em alguns termômetros, especialmente aqueles que 
são usados para medir altas temperaturas. Na indústria o mercúrio é utilizado como 
eletrodo líquido na fabricação de cloro e hidróxido de sódio por eletrólise de 
salmoura. O mercúrio ainda é usado em alguns equipamentos elétricos, como 
interruptores e retificadores, que precisam ser confiáveis e para catálise 
industrial. Também em pequenas quantidades utilizado em lâmpadas fluorescentes. 
Alguns compostos químicos como o Cloreto de mercúrio (HgCl2), é usado como um 
inseticida, em veneno e como desinfetante. O óxido de mercúrio é usado em 
unguentos de pele. O sulfato de mercúrio é usado como catalisador na química 
orgânica. O fulminato de mercúrio (Hg(CNO)2), é utilizado como detonador. Também 
o mercúrio é utilizado em amálgamas para fins odontológicos. O composto 
etilmercúrio, empregado como sombra para olhos, medicações tópicas, soluções para 
ouvido e lentes de contato, colírios oculares e sprays antissépticos e como 
conservante em vacinas. 
Aspectos biológicos: 
O mercúrioé um dos poluentes com maior potencial tóxico dentre os metais pesados 
apresentando capacidade de bioacumulação e biomagnetificação. O mais conhecido 
e de maior intensidade foi o desastre da baia de Minamata, em 1953, causado pelo 
metilmercúrio. O mercúrio tem vários efeitos nos seres humanos, que podem ser 
simplificados nos seguintes: Destruição do sistema nervoso, danos às funções 
cerebrais, danos ao DNA e danos cromossômicos, reações alérgicas, resultando em 
erupções cutâneas, cansaço e dores de cabeça e efeitos negativos na reprodução, 
tais como danos nos espermatozoides, defeitos congénitos e abortos. No caso de 
minamata até hoje pode-se observar pessoas com traços da intoxicação por metil 
mercúrio. No meio ambiente o mercúrio, devido a sua capacidade acumulação, causa 
a contaminação do solo, água e atmosfera, com isso aquele ecossistema que 
dependente dele acaba sendo todo intoxicado. 
Eletroquímica: 
É o ramo da química que estuda o fenômeno da transferência de elétrons para a 
transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. Quando uma 
reação química é causada por uma corrente fornecida externamente, na eletrólise, ou 
uma corrente elétrica é produzida por uma reação química espontânea, em uma 
bateria, isso é eletroquímica. 
História: 
Luigi Galvani, um físico italiano, descobriu algo que ele chamou de "eletricidade 
animal". Segundo a história, Galvani observou um dia seu assistente usando um 
bisturi em um nervo na perna de um sapo enquanto um gerador elétrico próximo criava 
uma faísca, fazendo a perna do sapo se contorcer, levando Galvani a desenvolver sua 
famosa experiência. Galvani passou anos testando sua hipótese, que a eletricidade 
pode entrar num nervo e forçar uma contração, com uma variedade de metais. Galvani 
acreditava que os músculos da rã armazenavam a energia e os metais eram apenas 
condutores. 
Mais tarde, Galvani foi capaz de causar contração muscular sem uma fonte de carga 
eletrostática, tocando o nervo do sapo com metais diferentes. Após mais experiências 
com eletricidade natural (relâmpago) e artificial (fricção), ele concluiu que o tecido 
animal continha sua própria força vital inata, que ele denominou "eletricidade animal". 
Inspirado pelas descobertas de Galvani, o cientista italiano Alessandro Volta 
inventaria, em 1800, a primeira bateria elétrica (a pilha voltaica), que consistia em 
material poroso ensopado em ácido sulfúrico preso entre discos de metais diferentes. 
Mas Volta expressou sérias reservas sobre a “eletricidade animal” de Galvani, 
desencadeando um intenso debate que duraria pelos últimos seis anos da vida de 
Galvani. 
Volta acreditava que a fonte de eletricidade animal não era intrínseca ao tecido 
muscular ou às próprias fibras nervosas, como Galvani afirmava, mas que os animais 
reagiam à eletricidade produzida por dois metais diferentes usados para conectar seus 
nervos e músculos. 
Em resposta ao ceticismo de Volta, Galvani conduziu um conjunto de experimentos 
que ele acreditou comprovarem conclusivamente a existência de eletricidade animal 
interna. Ao tocar nervos expostos nos músculos ou nervos aos nervos, ele recriou as 
mesmas contrações musculares observadas em experimentos anteriores, provando 
que não eram necessários metais ou fontes externas de eletricidade. Porém, hoje 
sabemos, já que dois séculos de experimentação confirmaram, que as contrações 
musculares são iniciadas por impulsos nervosos elétricos que podem surgir porque as 
bombas de íons nas membranas celulares criam diferentes concentrações de íons, 
como sódio e potássio, dentro e fora da célula nervosa, resultando em uma energia 
potencial elétrica que é mantido através das membranas das próprias células. Esse 
potencial é liberado como um impulso nervoso quando os canais iônicos na membrana 
se abrem, revertendo brevemente a diferença de carga. Não são necessários fios de 
metal ou relâmpagos 
Por sua vez, Volta percebeu que a perna darã servia de condutor de eletricidade (o 
que hoje chamaríamos de eletrólito) e de detector de eletricidade. Ele substituiu a 
perna da rã por papel encharcado em ácido e detectou o fluxo de eletricidade por 
reações químicas. 
Desta forma, ele descobriu a série eletroquímica, e a lei de que a força eletromotriz 
(FEM) de uma célula galvânica, consistindo de um par de eletrodos de metal 
separados por eletrólito, é a diferença entre seus dois potenciais de eletrodo, portanto, 
dois eletrodos idênticos e um eletrólito comum fornece FEM líquido igual a zero. Isso 
pode ser chamado de Lei de Volta da série eletroquímica. 
Célula Eletroquímica: é um dispositivo que produz uma corrente elétrica a partir da 
energia liberada por uma reação redox espontânea. Este tipo de célula inclui a Célula 
Galvânica ou Célula Voltaica, em homenagem a Luigi Galvani e Alessandro Volta, 
cientistas que conduziram vários experimentos sobre reações químicas e corrente 
elétrica durante o final do século XVIII. 
A seguir está descrita a nomenclatura hoje utilizada no estudo da eletroquímica 
Eletrodos: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a 
solução dentro de uma célula eletroquímica. 
Ânodos: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula entra 
na solução. 
Cátodos: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula deixa 
a solução. 
Eletrólito: São assim chamadas todas as soluções que conduzem a corrente elétrica. 
Pilha de Volta: 
A pilha voltaica foi a primeira bateria elétrica que poderia continuamente fornecer uma 
corrente elétrica a um circuito. Foi inventado pelo físico italiano Alessandro Volta, que 
publicou seus experimentos em 1799. A pilha voltaica possibilitou uma série rápida de 
outras descobertas, incluindo a decomposição elétrica (eletrólise) da água em 
oxigênio e hidrogênio por William Nicholson e Anthony Carlisle (1800) e a descoberta 
ou isolamento dos elementos químicos sódio (1807), potássio (1807), cálcio (1808), 
boro (1808), bário (1808), estrôncio (1808) e magnésio (1808) por Humphry Davy. 
Volta demonstrou em 1794 que quando dois metais e um material poroso encharcados 
em ácido são dispostos em um circuito, eles produzem uma corrente elétrica. Em 
1800, Volta empilhou vários pares de discos alternados de cobre (ou prata), e zinco 
(os eletrodos), um meio poroso embebido em ácido sulfúrico (o eletrólito). Quando os 
contatos superior e inferior foram conectados por um fio, uma corrente elétrica fluiu 
através da pilha voltaica e do fio de conexão. 
Como Volta acreditava que a força eletromotriz ocorria no contato entre os dois metais, 
as pilhas de Volta tinham um desenho diferente do design ilustrados atualmente. Suas 
pilhas tinham um disco extra de cobre no topo, em contato com o zinco, e um disco 
extra de zinco no fundo, em contato com o cobre. 
Funcionamento da Pilha de Volta: 
O eletrólito é o ácido sulfúrico aquoso, que existe na forma 2H+ (H3O+) e SO42−. O 
zinco, que é mais alto na série eletroquímica do que o cobre e o hidrogênio, reage 
com o ânion sulfato (SO42−) e se dissolve no eletrólito como um cátion Zn2+, liberando 
2e-. 
ânodo (oxida): Zn → Zn2+ + 2e− 
Essa é uma reação de oxidação. 
Enquanto o zinco entra no eletrólito, os elétrons que ele libera são atraídos através de 
um fio condutor para a superfície do eletrodo de cobre (Cu0), então dois cátions de 
hidrogênio (H+), presentes no eletrólito, aceitam dois elétrons na superfície do cátodo 
de cobre e formam uma molécula de gás hidrogênio (H2): 
cátodo (reduz): 2H+ + 2e− → H2 
Essa é uma reação de redução. 
Pode-se observar que a reação eletroquímica global não envolve imediatamente o par 
eletroquímico Cu2+/Cu, correspondenteao cátodo de cobre. O disco de metal de 
cobre, portanto, só serve aqui como um condutor metálico nobre, "quimicamente 
inerte", para o transporte de elétrons no circuito e não participa quimicamente da 
reação na fase aquosa. O eletrodo de cobre pode ser substituído no sistema por 
qualquer condutor metálico suficientemente nobre/inerte (Ag, Pt, aço inoxidável, 
grafite, ...). A reação global pode ser escrita da seguinte forma: 
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 
Isso é estilizado de maneira útil por meio da notação de cadeia eletroquímica: 
(ânodo: oxida) Zn | Zn2+ || 2H+ | H2 | Cu0 (cátodo: reduz) 
No entanto, esta célula tem algumas desvantagens. Não é seguro manusear, pois o 
ácido sulfúrico, mesmo se diluído, pode ser perigoso. Além disso, o poder da célula 
diminui com o tempo, porque o gás hidrogênio não é liberado. Em vez disso, acumula-
se na superfície do eletrodo de cobre e forma uma barreira entre o metal e a solução 
eletrolítica. 
A Pilha de Daniel: 
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell aperfeiçoou a pilha de Volta, 
tornando-a menos arriscada. Essa nova pilha passou a ser conhecida como Pilha de 
Daniell. 
A pilha de Daniell era constituída por duas semicélulas ou semicelas eletroquímicas. 
A primeira era formada por uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato 
de zinco (ZnSO4) em um béquer, e a outra era formada por uma placa de cobre 
mergulhada em uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4) em outro béquer. Essas 
duas placas eram interligadas por um fio de cobre condutor. Além disso, as duas 
soluções estavam conectadas por um tubo que continha uma solução eletrolítica, isto 
é, uma ponte salina. 
O funcionamento dessa pilha ocorria da seguinte forma: o zinco é mais reativo que o 
cobre, por isso, tem maior tendência de oxidar-se, isto é, de perder elétrons. Assim, a 
placa de zinco constitui o eletrodo negativo, chamado de ânodo, onde ocorre a 
seguinte reação de oxidação: 
Semi-reação de oxidação: Zn0 ↔ Zn2+(aq) + 2e- 
Os elétrons perdidos pelo zinco são transferidos através do fio de cobre para a placa 
de cobre e depois para a solução de sulfato de cobre II. Os íons de cobre (Cu2+) 
presentes na solução recebem esses elétrons e sofrem redução. Isso nos mostra que 
a placa de cobre constitui o eletrodo positivo, chamado de cátodo, onde ocorre a 
seguinte reação de redução: 
Semi-reação de redução: Cu2+(aq) + 2e- ↔ Cu0 
Com o passar do tempo, essa transferência de elétrons fará com que ambas as 
soluções percam sua neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íons, tornando 
as soluções instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha. 
Assim, para eliminar esses excessos, usa-se a ponte salina ou uma placa de 
porcelana porosa, que permite a migração dos íons de uma solução para a outra. 
Desse modo, os íons permanecem em equilíbrio e a pilha continua funcionando. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências: 
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa: 5. ed. São Paulo: Editora Edgard Blucher, 1999. 
ZINC - PRODUCTION, APPLICATION, PRICE FACTORS- METAL ALLOY.AGIBOO. Disponível em: 
<http://www.agiboo.com/commodity-knowledge-center/commodities/zinc/>. Acesso em: 1 out. 2018. 
COPPER. WIKIPEDIA. Disponível em: <https://en.wikipedia.org/wiki/Copper>. Acesso em: 29 set. 2018. 
HOLLEMAN. A. F. et al. Inorganic Chemistry. 101. Ed. Berlim: Editora Walter de Gruyter, 2001. 
Damas, G. B.; Bertoldo, B.; Costa, L. T.* 
Rev. Virtual Quim., 2014, 6 (4), 1010-1020. Data de publicação na Web: 1 de março de 2014 
Mercury Campaign Working Group Zero Mercury Campaign http://www.zeromercury.org 
AZEVEDO, F.A.; Toxicologia do mercúrio. 1. Ed. São Carlos: RiMa, 2003. 292 p 
CLARKSON, T.W. et al., The toxicology of Mercury – current exposures and clinical manifestations, The New 
England Journal of Medicine, 349, 1731-1737, 2003. 
Site:file:///C:/Users/CASA/Documents/dayanne%20UECE/trabalho%20de%20inorganica/pdf(s)/cadmio.pdf 
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. 
Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p. 
 
Lee, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. Editora Edgard Blücher Ltda. pp. 24, 
217, 360-370. 1999. 
BERALDO, H. Cadernos temáticos de Química Nova na Escola: Química Inorgânica e Medicina, Química Nova na 
Escola, v. 6, p. 4-6, 2005. 
BROWN, T.L.; LEMAY, H.E. e BURSTEN B.E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005. 
Jé JUNQUEIRA,J,S,S, Priscila Pereira Silva e Wendell Guerra Recebido em 26/11/2010, aceito em 
07/02/2012{http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_1/10-EQ-104-10.pdf} 
ELECTRODE. WIKEPÉDIA. Disponível em: <https://en.wikipedia.org/wiki/Electrode> Acesso em: 03 out. 2018 
ELECTROCHEMISTRY. WIKIPÉDIA. Disponível em: https://en.wikipedia.org/wiki/Electrochemistry Acesso em: 03 
out. 2018 
VOLTAIC PILE. WIKIPÉDIA. Disponível em: https://en.wikipedia.org/wiki/Voltaic_pile Acesso em: 03 out. 2018 
GALVANIC CELL. WIKIPÉDIA. Disponível em: https://en.wikipedia.org/wiki/Galvanic_cell 
Acesso em: 03 out. 2018 
TIME LINE OF CHEMICAL ELEMENT DISCOVERIES. WIKIPÉDIA. Disponível em: 
https://en.wikipedia.org/wiki/Timeline_of_chemical_element_discoveries Acesso em: 03 out. 2018