Elementos da Tabela periódica

Prévia do material em texto

Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
1
O Sistema Periódico
A classificação de objectos ou fenómenos, torna possível, não só a sua descrição
sistemática, como indica novas direcções que a investigação deve tomar, para que se descubram
novos factos. Por isso, a classificação é um factor necessário e muito importante no
desenvolvimento da ciência.
Pouco tempo após o advento da teoria atómica de Dalton, surgiu a ideia de que nem
todos os átomos eram absolutamente diferentes, podendo certos átomos de um determinado
elemento, ter propriedades de algum modo semelhantes a outros de um elemento distinto. Com
o aumento do número de elementos conhecidos, foi-se avolumando o interesse na sua
classificação.
Assim surgiram várias propostas de classificação:
Classificação Inicial: Existiram muitas tentativas para classificar os elementos com base em
diversas propriedades, tais como o carácter ácido ou básico dos seus óxidos, a sua valência ou as
suas qualidades metálicas ou não-metálicas.
1. Óxidos ácidos e básicos: Com o desenvolvimento da distinção entre ácidos e bases, os elementos
são separados em dois grandes grupos, de acordo com a capacidade de os seus óxidos
produzirem ácidos ou bases com a água. Neste sistema há elementos que surgem nos dois
grupos como é o caso do manganésio, uma vez que dá origem a um óxido básico MnO, e a
um óxido ácido Mn2O7. Para além disso, existem certos óxidos que não se combinam com a
água. Esta classificação era portanto inadequada.
2. Valência: Apesar de ter sido ponderada como propriedade classificativa dos elementos, a
valência é demasiado inconstante para servir de base a um arranjo sistemático.
3. Elementos metálicos e não metálicos: Se um elemento, no estado sólido, não exibe um brilho
metálico nem é bom condutor da electricidade, então é certamente um não-metal. Esta
classificação foi utilizada durante algum tempo. No entanto, a disparidade de algumas
propriedades físicas e químicas de certos elementos, impediam uma classificação rigorosa.
Por exemplo, os metais têm uma forte tendência a perder electrões, criando iões positivos.
Contudo certos compostos de crómio e manganésio são formados a partir dos seus iões
negativos!
Classificação baseada na Massa Atómica : Durante muitos anos, a massa atómica revelou-se
como a propriedade que melhor caracterizava uma uma dada substância. Hoje sabemos que a
característica fundamental de um átomo é o número atómico. A massa atómica apresenta
flutuações consoante as abundâncias relativas dos isótopos de cada elemento, não sendo
portanto, uma propriedade fundamental. No entanto, durante grande parte do séc. XIX serviu de
base à classificação das substâncias.
1. As "Triades" de Döbereiner : Em 1829, Döbereiner chamou a atenção para o facto de existirem
certos conjuntos de três elementos onde a massa atómica de um deles se poderia obter,
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
2
aproximadamente, pela média aritmética dos outros dois. A estes grupos de 3 elementos
Döbereiner chamou tríades. São exemplos :
Cloro 35,457
Bromo 79,916
Iodo 126,92
E a média aritmética das massas atómicas do cloro e do iodo é 81,19
2. A Classificação de DeChancourtois : Este engenheiro e geólogo francês, é muitas vezes encarado
como o primeiro a conceber um esquema de classificação baseado nas massas atómicas. Apesar
disto, o seu trabalho é considerado um pouco obscuro e fértil em premissas arbitrárias, o que
impediu a sua total aceitação. No entanto, este esquema evidencia claramente a existência de
uma periodicidade.
3. A Lei das Oitavas : Em 1864, Newlands verificou que se se considerasse uma classificação
baseada na massa atómica, um dado elemento (por exemplo o lítio) apresenta propriedades
semelhantes ao oitavo elemento a partir dele (i.e. o sódio). A esta relação Newlands chamou a Lei
das Oitavas, que dizia ser "uma espécie de repetição tal como ocorre com as oitavas da escala musical".
Apesar de ter sido inicialmente ridicularizado pela Sociedade de Química de Londres, Newlands
sugere, com a lei das oitavas, uma classificação sistemática onde surge já o princípio envolvido
na actual classificação dos elementos.
A Classificação de Mendeleev
Em 1869, o distinto químico russo Mendeléev, desconhecedor dos trabalhos de
Newlands e da sua Lei das Oitavas, descobriu uma relação importante entre o peso atómico dos
elementos e as suas propriedades físicas e químicas. Este facto levou-o a organizar um quadro
em que os elementos estavam dispostos por ordem crescente de peso atómico, possuindo em
cada coluna propriedades químicas análogas.
 Para que a regularidade se verificasse, Mendeléev teve de admitir que o peso atómico
de alguns elementos estava mal determinado. Para ser mantida a ideia de periodicidade, a
posição de alguns elementos não correspondia à que lhes competia, de acordo com o peso
atómico determinado pelos químicos da época, principalmente pelo método analítico de
Canizzaro.
Mendeléev teve também que assumir que a posição relativa de alguns elementos
deveria ser alterada. Assim, por exemplo, o telúrio deveria ser colocado antes do iodo, embora o
peso atómico do telúrio 128 e o do iodo 127. Assinalou também as inversões de outros pares de
elementos como árgon e potássio, cobalto e níquel, e tório e protactínio.
Na data em que Mendeléev elaborou o seu quadro periódico alguns elementos estavam
ainda por descobrir; pelo que deixou os seus lugares vagos. É o caso dos elementos análogos ao
alumínio e ao silício mas com pesos atómicos entre 65 e 75. Estes elementos foram descobertos
pouco tempo depois e denominados gálio e germânio, respectivamente.
As previsões de Mendeléev foram todas verificadas. No que respeita aos pesos atómicos
mal determinados, concluiu-se que elementos como o ítrio, o índio, o disprósio, o cério, o érbio, o
lantânio, o tório ou o urânio estavam mal determinados. Por outro lado foram-se descobrindo
sucessivamente todos os elementos que faltavam na quadro periódico de Mendeléev. As
inversões assinaladas por este químico, mantiveram-se, tendo sido explicada, posteriormente
esta aparente anomalia.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
3
No quadro periódico de Mendeléev actualizado, a que também se chama tabela
periódica, atribui-se um número de ordem a cada elemento, designado por número atómico e
que corresponde ao número de electrões do átomo neutro do elemento e como tal é igual ao
número de protões presentes no seu núcleo.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
4
1. Hidrogénio
Não é fácil decidir a posição a atribuir ao hidrogénio na Tabela Periódica, uma vez que
não se encaixa em nenhum dos grupos. Por vezes é colocado no topo do grupo I (metais
alcalinos) e, realmente, tendo em conta a sua natureza electropositiva, insere-se melhor neste
grupo do que em qualquer outro. Outras vezes, o seu comportamento assemelha-se ao dos
halogéneos, aceitando um segundo electrão para formar um ião mononegativo.
De facto, a estrutura atómica do hidrogénio (um núcleo com carga unitária positiva e um
electrão) é tão diferente de qualquer outro elemento, que se justifica colocá-lo num local especial
da Tabela Periódica, não o associando a qualquer grupo em particular.
História: Sabe-se, de há longa data que, quando o ferro se “dissolve” em ácido sulfúrico diluído,
se produz um gás. No século XVI, o alquimista Paracelsus descreveu este fenómeno de uma
forma interessante. Escreveu que, quando o ácido actua sobre o ferro, "surge um ar que é expulso
como uma rajada de vento".
Van Helmot descreveu este gás como uma peculiar variedade de ar, que era combustível
mas não suportava a combustão. Contudo, as suas ideias eram um pouco difusas, uma vez que
confundiu o hidrogénio com outros gases como o metano, ou o dióxido de carbono que
igualmente não sustentam a combustão.
Priestley, e genericamente todos os autoresaté 1783, usou o termo ar inflamável para
descrever este gás, bem como os hidrocarbonetos, o sulfito de hidrogénio, o monóxido de carbono
e outros gases combustíveis.
H. Cavendish (1766) mostrou que o ar inflamável produzido pela acção dos ácidos
sulfúrico ou clorídrico diluídos sobre metais como o ferro, zinco e estanho era uma substância
distinta e bem definida a que A. L. Lavoisier (1783) chamou "hidrogénio".
Ocorrência: O hidrogénio gasoso surge na Natureza em quantidades comparativamente
pequenas. A atmosfera contém cerca de uma parte de hidrogénio para 15000 a 20000 de ar (em
número de moléculas), embora a proporção deste gás na atmosfera aumente com a altitude. Os
gases emitidos por vulcões, minas de carvão e poços de petróleo muitas vezes contêm
hidrogénio. Apesar disto, o hidrogénio é o elemento mais abundante no Universo, constituindo a
maior parte da composição das estrelas e da matéria inter-estelar. No início do século XX,
observações espectroscópicas revelavam a sua presença em algumas nebulosas bem como na
fotoesfera e na cromosfera do Sol.
O hidrogénio aparece frequentemente combinado com outros elementos. Com o
oxigénio, forma a água, a substância mais abundante à superfície da Terra, e principal
constituinte dos tecidos animal e vegetal. Os elementos oxigénio, hidrogénio e carbono são a base
de todas as moléculas orgânicas.
Isótopos: São conhecidos três isótopos do hidrogénio. O mais abundante é o prótio (um protão
apenas), seguido do deutério (um protão e um neutrão), sendo o trítio, o terceiro isótopo,
radioactivo e com uma abundância relativa extremamente pequena.
Deutério. Em 1927 Aston obteve, por espectrometria de massa, o valor de 1,00778 para a massa
atómica do hidrogénio. Sentiu-se, na altura, que a concordância deste valor com o obtido pelos
químicos era suficiente para que se não suspeitasse da existência de outros isótopos do
hidrogénio. No entanto, em 1929, mostrou-se que o oxigénio consistia em três isótopos diferentes
com números de massa 16, 17 e 18. Consequentes correcções na massa atómica do oxigénio
induziram a alterações na do hidrogénio obtida por processos químicos. Um ligeiro aumento
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
5
deste valor levou os cientistas a adiantarem a hipótese da existência de um novo isótopo de
número de massa 2 e massa atómica 2,0147, na proporção de 1 para 5000.
Urey procurou então fazer a separação deste isótopo fraccionando hidrogénio líquido.
Pela análise espectral do resíduo de fraccionamento de uma grande quantidade de hidrogénio
líquido, foi possível provar a existência do deutério. Posteriormente, G. N. Lewis conseguiu isolar
1ml de água pesada (D2O). As propriedades físicas desta água diferiam das da água vulgar.
O deutério tem actualmente aplicações diversas que passam pela sua utilização em
RMN (espectroscopia de ressonância magnética nuclear) ou na obtenção de energia através de
fusão nuclear.
Trítio. O trítio é o mais pesado dos três isótopos do hidrogénio, possuindo um núcleo com dois
neutrões além do protão característico deste elemento. O trítio não ocorre naturalmente na Terra,
uma vez que é radioactivo com meia vida de 12,3 anos, mas forma-se em torno do Sol e
provavelmente no espaço exterior, resultando do bombardeamento de matéria interestelar pelos
raios cósmicos.
Este isótopo pode ser produzido pelo bombardeamento nuclear de deutério com outras
espécies de hidrogénio, ou pela reacção de neutrões térmicos com lítio 6 em reactores nucleares. É
fornecido comercialmente em soluções.
É principalmente usado como substituto do hidrogénio vulgar em reacções, de modo a
estudar os seus mecanismos, ou para identificar e analisar produtos. Esta substituição torna os
compostos radioactivos (e mais pesados) facilitando a monitorização da sua presença e
concentração, por intermédio de detectores de radiação.
Hidrogénio Orto e Para. Dois átomos de hidrogénio combinam-se para formar a molécula de
hidrogénio muito estável. Contudo, Heisenberg provou que, se se considerarem os spins
nucleares, existem dois "isómeros" observáveis. Estes resultam do acoplamento paralelo dos
spins nucleares, com três estados quânticos possíveis e acoplamento antiparalelo, só com um
estado.
À temperatura ambiente, os diferentes estados quânticos têm aproximadamente igual
probabilidade, mas as transições espontâneas entre eles têm uma probabilidade muito baixa e
podem ser ignoradas. Por consequência, o hidrogénio vulgar comporta-se como se fosse uma
mistura de 3 volumes de hidrogénio orto (spins paralelos) e 1 volume de hidrogénio para (spins
antiparalelos).
Por razões de simetria, os estados de rotação permitidos para a molécula considerada
como um todo diferem nos dois casos, sendo o estado de menor energia mais baixo para a forma
para do que para a forma orto.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
6
2. Hélio
O hélio é bem identificado espectroscopicamente, sendo o seu espectro extremamente
brilhante. A risca amarela brilhante, a partir da qual o elemento foi descoberto, não é mascarada
por nenhum outro elemento. Do ponto de vista da ciência, tanto pura como aplicada, o hélio é de
todos os elementos um dos mais interessantes.
História: O hélio, o mais leve dos gases nobres, foi o primeiro deles a ser descoberto. Um facto
peculiar é que o hélio foi primeiro descoberto no Sol e só depois na Terra. Em 1868, durante um
eclipse do Sol na Índia, um espectrómetro foi usado pela primeira vez no estudo da cromosfera,
que envolve o Sol. O espectro da cromosfera continha muitas riscas brilhantes, entre as quais se
encontravam as do hidrogénio e uma, amarela, que se julgava ser a risca amarela do sódio.
O astrónomo francês Janssen achou, no entanto, que devia investigar melhor aquela
risca, e tentou obter o espectro da cromosfera com a luz solar ordinária. Foi bem sucedido no
estudo das várias riscas do espectro e conseguiu provar que a risca amarela não era a do sódio,
mas provavelmente uma risca espectral de um novo elemento.
Lockyer e Frankland confirmaram estes resultados e provaram que aquela risca amarela
não poderia ser obtida de nenhum elemento "terrestre" conhecido. Frankland propôs o nome de
"hélio", a partir da palavra grega para Sol "hélios".
Essa mesma risca foi mais tarde detectada no espectro de outras estrelas, e em 1882
Palmieri observou-a nos gases emergentes do Vesúvio.
A procura deste novo elemento na Terra mostrou-se infrutífera até 1895, ano em que Sir
William Ramsay examinou o gás libertado quando o mineral cleveite (de origem norueguesa)
era tratado com ácidos. No espectro deste gás encontrou a risca amarela do hélio e provou,
portanto, a existência deste elemento na Terra.
Sir William Ramsay foi levado a esta descoberta depois do químico americano
Hillebrand ter verificado, em 1888, que quando fervia o mineral uranitite com ácido sulfúrico
diluído, se libertavam quantidades consideráveis de um gás inerte. Provou que parte deste gás
era nitrogénio, e uma vez que na altura não era conhecido mais nenhum gás inerte, concluiu que
tinha simplesmente nitrogénio. Em carta a Sir William Ramsay, depois da descoberta do hélio no
mesmo tipo de mineral, Hillebrand menciona que tinha reparado que o espectro do seu
"nitrogénio" continha muitas riscas que não estavam presentes no espectro do nitrogénio puro.
Ele não ligou muito ao facto, mas mencionou ao seu assistente que poderia tratar-se de um novo
elemento, escapando-lhe assim uma notável descoberta.
A descoberta do hélio em materiais radioactivos não foi totalmente explicada até à
descoberta do rádio em 1898. Verificou-se então que o núcleo de hélio era um dos produtos
estáveis da desintegração de elementos radioactivos. Isto levou alguns cientistas a concluir que
todo o hélio terrestre teria sido produzido desta maneira; outros acreditavam que uma grande
parte deste não era de origem radioactiva, mas sobreviventedo que se pode chamar "hélio
primordial".
Ocorrência: A descoberta do hélio foi feita em minerais radioactivos e, por algum tempo, julgou-
se que era um elemento muito raro. Mostrou-se, no entanto, que estava presente tanto na crusta
terrestre como na atmosfera. De acordo com Ramsay, a atmosfera perto da superfície da Terra
continha 0,0004% de hélio em número de moléculas, i.e. uma molécula de hélio para 200000
moléculas de constituintes do ar.
Descobriu-se também, hélio em baixas percentagens em rochas, em gases naturais e
vulcânicos e em minerais radioactivos.
Aplicações: O hélio, usado antigamente nos balões dirigíveis, é hoje empregue, assim como o
árgon, na obtenção de uma atmosfera gasosa inerte, durante a soldadura de magnésio, alumínio,
titânio e aço inoxidável. Terá provavelmente futuro no arrefecimento dos reactores atómicos
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
7
como meio de transferência de calor, uma vez que é inerte e que não se torna activo durante a
irradiação.
É também usado, misturado com o oxigénio, no tratamento da asma, porque se difunde
mais rapidamente do que o ar nos canais apertados dos pulmões. Usa-se uma mistura
semelhante nos mergulhadores a grande profundidade porque o hélio, sendo menos solúvel do
que o azoto, não provoca a síndrome por descompressão (embolia gasosa), saindo em bolhas no
sangue quando a pressão diminui.
No estado líquido utiliza-se para conseguir temperaturas muito baixas em certos
dispositivos electrónicos ou para estudos na zona 0-5 K. O hélio é, ainda, um gás adequado nos
termómetros de gás de baixas temperaturas, dado o seu baixo ponto de ebulição e o seu
comportamento quase ideal.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
8
3. Lítio
História: O lítio foi descoberto em 1817 por Arfwedson ao estudar um mineral chamado petalite,
não conseguindo, no entanto, isolar o metal, o que só viria a ser conseguido por Bunsen e
Matthiessen em 1855, por electrólise do cloreto de lítio fundido. O seu nome deriva da palavra
grega para "pedra", pois na altura se acreditava que o lítio só estava presente nas pedras.
Ocorrência: O lítio não ocorre livre na Natureza, e mesmo combinado está longe de ser
abundante. Na crusta terrestre encontra-se bastante distribuído, sendo-lhe atribuída uma
percentagem da ordem de 0,004%. É principalmente obtido a partir da espudomena, da
lepidolite, da ambligonite, ou ainda da petalite e eucriptite que são aluminossilicatos de lítio. Os
sais de lítio também foram detectados nas cinzas de muitas plantas, nomeadamente no tabaco,
no leite, sangue ou em fontes minerais.
Aplicações: É utilizado como desgaseificante e agente de refinação de metais fundidos, como por
exemplo na produção do cobre e suas ligas. Também actua como agente de refinamento de grão
e aumenta a fluidez dos metais fundidos. Devido ao baixo valor da sua massa atómica, os
compostos de lítio apresentam massas moleculares relativamente pequenas, o que oferece
vantagens em certas aplicações, como é o caso do uso do hidróxido de lítio na absorção de
dióxido de carbono em submarinos e veículos espaciais.
A existência de pequenas percentagens de óxido de lítio em algumas substâncias
utilizadas em cerâmica tem a vantagem de fazer baixar sensivelmente os pontos de fusão
respectivos. Para esse efeito bem como para a produção de certas qualidades especiais de vidro
usa-se o carbonato de lítio.
O fluoreto de lítio é utilizado na construção de prismas e espectrofotómetros de infra-
vermelhos e aplica-se no fabrico de esmaltes. O cloreto e o brometo de lítio podem usar-se como
agentes exsicantes e são utilizados como lubrificantes. Uma das aplicações mais importantes
deste elemento consiste na preparação de reagentes para síntese orgânica, em particular os
hidretos complexos de alumínio e boro, de aplicação muito generalizada.
Acção Biológica: O lítio é tido como o metal alcalino mais tóxico. Contudo, os seus efeitos podem
ser desprezados não havendo nenhum risco importante para a saúde humana. Deve evitar-se a
ingestão excessiva de compostos de lítio pois estes podem causar abatimentos nervosos e
tonturas. Por vezes era recomendada a ingestão de cloreto de lítio, em certas dietas para
substituir o tradicional cloreto de sódio, no entanto, na maior parte dos casos, pode dar origem a
tonturas, distúrbios visuais, tremuras ou confusão mental. Desde que se verificaram estes
sintomas, é desaconselhada a ingestão deste composto, apesar de não ser cumulativo. No
entanto, compostos de lítio, em doses apropriadas, são utilizados no tratamento de doenças
maníaco-depressivas.
O lítio não é considerado um elemento indispensável no crescimento das plantas e não
há indicação de que desempenhe um papel importante na biologia animal. Os efeitos adversos
mencionados devem-se provavelmente aos distúrbios causados pelo lítio no equilíbrio de sódio-
potássio-cálcio das células vivas.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
9
4.Berílio
História: O berílio foi descoberto por Louis Nicholas Vauquelin em 1797 no mineral berilo. A
água-marinha e a esmeralda são duas variedades deste mineral utilizadas como pedras
preciosas. Originalmente, era conhecido como glucinum (do grego "doce"), uma vez que os seus
compostos solúveis tinham um travo adocicado. O metal foi isolado pela primeira vez por
Wöhler e Bussy em 1828 que conseguiram berílio em pó, reduzindo cloreto de berílio com
potássio metálico.
De particular interesse é o trabalho do cientista francês Lebeau, publicado em 1899, que
inclui descrições da electrólise de fluoreto de sódio-berílio, resultando na produção de pequenos
cristais hexagonais deste elemento e, ainda, a preparação de ligas de berílio-cobre, pela redução
directa de óxido de berílio com carbono, na presença do cobre.
Também se evidenciou o trabalho do cientista alemão Oersterheld que, em 1916,
publicou diagramas de equilíbrio do berílio com cobre, alumínio, prata e ferro.
Ocorrência: Existem cerca de trinta minerais que, reconhecidamente, contêm berílio; contudo,
apenas três são de importância relevante: o berilo, a fenacite e o crisoberil. Destes três só o berilo
tem importância industrial. Na sua forma pura, este mineral é um silicato de berílio-alumínio,
que aparece nas formas de água-marinha e de esmeralda.
O berilo está vastamente distribuído na crusta terrestre, estimando-se a sua abundância
em 0,001%. Este minério contém cerca de 10 a 12% de óxido de berílio, tornando assim
economicamente viável a sua exploração mineira. O berilo é geralmente obtido como sub-
produto da extracção de feldspato, lítio ou mica.
Os principais depósitos de minério de berilo encontram-se na África do Sul, Zimbabué,
Brasil, Argentina e Índia. Extraem-se também pequenas quantidades na África Oriental,
Marrocos, Moçambique, Portugal e Canadá.
Aplicações: Duas coisas que tornam o metal berilio único são as suas características nucleares e a
sua elevada rigidez. Exemplos de aplicações que exploram estas propriedades são os escudos de
calor, partes de sistemas de orientação, giroscópios, plataformas estáveis e acelerómetros e
espelhos (neste caso o berílio é usado como substracto fixo para uma superfície altamente
polida). Utilizações mais sofisticadas incluem placas de fuselagem para a cápsula usada no
programa Gemini, os anéis de ligações entre andares do míssil Minuteman e painéis de protecção
para o foguetão Agena. Uma das forças motrizes da produção industrial de berílio tem sido
precisamente as aplicações aeroespaciais.
O óxido é único entre os materiais cerâmicos, uma vez que combina uma extremamente
elevada resistividade eléctrica e constante dieléctrica com uma alta condutividade térmica. A
transparência do berílio aos raios X torna-o num material útil para janelas de detectores de
radiação.
As propriedades nucleares do óxido de berílio, combinadas com o seu elevado ponto de
fusão (acima de 2500 ºC),permite o seu uso em sistemas de reactores de alta temperatura onde o
metal se poderia deformar ou derreter. A liga de cobre-berílio tem uma dureza particularmente
elevada e uma grande elasticidade.
Acção Biológica: Sob certas circunstâncias a inalação de pó, fumo ou vapor de berílio pode ser
prejudicial à saúde. Além disso, os sais solúveis de berílio podem produzir uma dermatite
quando em contacto com a pele. Não há contudo nenhum problema quando ingerido. Existem
três doenças associadas causadas por este elemento; uma doença respiratória aguda, outra
crónica e dermatites.
É um dado adquirido que a doença aguda é causada pela exposição a poeiras ou fumos
de sais solúveis de berílio, especialmente o fluoreto de berílio e por vezes o sulfato. Esta
enfermidade, que é similar às causadas à exposição ao fosfogeno, ou óxidos de azoto, tem um
período latente relativamente curto (alguns dias).
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
10
Devido à singular variância do período de latência, a doença crónica provocada pelo
berílio (berylliosis) é um problema importante nos meios industriais. Contudo, a partir de 1949
não foram diagnosticados novos casos de berylliosis. Para minimizar o perigo proveniente da
exposição ao berílio, devem ser efectuados exames médicos periódicos, que devem incluir, para
além de outras coisas, exames radiológicos toráxicos.
A dermatite surge na consequência do contacto da pele com sais solúveis de berílio,
especialmente o fluoreto, podendo provocar irritação da pele, do nariz, da garganta e dos olhos.
Podem, também, desenvolver-se granulomas na pele. A dermatite pode ser controlada através
de um programa de boa higiene pessoal, lavagem frequente das partes expostas do corpo, assim
como pela utilização de roupa adequada, de preferência lavada no local de trabalho. Esta prática
também evita que resíduos de berílio sejam transportados pelo trabalhador para fora da fábrica,
prevenindo assim exposições não ocupacionais.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
11
5. Boro
História: Desde os Babilónios, há cerca de 6000 anos, que são conhecidos compostos de boro. Há
também evidência que os Egípcios, Chineses, Tibetanos e Árabes usaram estes materiais. Os
Árabes usaram a expressão baurach para uma família de materiais que incluíam o agora familiar
boráx.
No entanto, o boro elementar só passou a ser conhecido no princípio do século XIX
(1807), quando Sir Humphry Davy, Gay-Lussac e Tenhard preparam boro pela redução do
trióxido de boro com potássio e pela electrólise do ácido bórico humedecido. Através destes
métodos, conseguiram-se produtos com uma pureza de 50 %.
Cinquenta anos depois, obtiveram-se produtos de boro impuros, que se assemelhavam
ao diamante e à grafite. Estes primeiros eram principalmente boreto de alumínio (AlB12),
enquanto a variedade que se assemelhava à grafite era um complexo de boro-alumínio-carbono.
Mais tarde, conseguiu-se boro com um grau de pureza muito maior (até cerca de 90 %), através
da redução do trióxido bórico com magnésio. O produto é castanho claro e é considerado amorfo.
Só se levantou interesse em redor do boro no séc XX quando se descobriu que formava
uma grande variedade de compostos invulgares e complexos. Foi já na segunda metade deste
século que as suas propriedades físicas e químicas foram determinadas. Estas medições só foram
possíveis graças à produção de boro ultra-puro por electrólise e métodos de deposição de vapor.
Ocorrência: O boro é demasiado reactivo para ocorrer no seu estado livre. Contudo, pode-se
encontrar combinado em diversos minerais, de que são exemplo a sassolite (H3BO3) existente na
Itália; a colemanite (Ca2B6O11.5H2O); a ulexite (CaNaB5O9.8H2O); e a kernite (rasurite,
Na2B4O7.4H2O) nos EUA. Também se podem encontrar ulexite na Bolívia, no Chile e no Perú.
Da Alemanha provém a boracite (Mg7B10Cl2O30). A maior fonte de boro do mundo é a kernite
extraída no deserto de Mojave, na Califórnia.
Aplicações: O boro, na sua forma combinada de bórax (Na2B4O7.10H2O) é utilizado desde
tempos imemoriais. Um dos primeiros usos foi como antiséptico e detergente. Posteriormente, foi
usado como fluxo de soldadura e fluxo cerâmico devido à sua capacidade de dissolução de
óxidos metálicos. Actualmente, o bórax é usado como matéria-prima na produção de vidro de
borosilicato, resistente ao calor, para usos domésticos e laboratoriais, familiarmente conhecido
pela marca registada Pirex; bem como na preparação de outros compostos de boro.
O ácido bórico é um antiséptico pouco forte, vastamente utilizado em lavagens oculares.
Também é empregue em reactores nucleares tipo piscina, como absorvente de neutrões, e em
banhos electrolíticos tais como na niquelagem. O seu óxido é usado como fonte de boro no
método de electrólise de sais fundidos, para a preparação de boro elementar.
O gás trifluoreto de boro (enriquecido em mais de 90 % de boro 10) é produzido em
grandes quantidades para detectores de radiação gasosos, aplicados na monitorização dos níveis
de radiação na atmosfera terrestre e no espaço. Algumas organizações usam estes dispositivos
para assegurar a melhor localização das perfurações petrolíferas. Também é um importante
catalisador industrial em muitas reacções orgânicas, de que são exemplo algumas
polimerizações. Tem um papel importante nas reacções de electrodeposição do níquel, do
chumbo e do estanho.
O boreto de alumínio (AlB12) tem encontrado vasta aplicação como substituto da poeira
de diamante em polimentos. Idêntico uso tem o carboneto de boro, que também é usado em
pontas de jactos de areia.
O boro elementar é duro e quebradiço, como o vidro, e portanto tem aplicações
semelhantes a este. Pode ser adicionado a metais puros, ligas ou outros sólidos, para aumentar a
sua resistência plástica, aumentando, assim, a rigidez do material.
Acção Biológica: O boro elementar não é significativamente tóxico, não podendo ser classificado
como veneno; no entanto, quando em pó muito fino, é duro e abrasivo, podendo causar
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
12
indirectamente problemas de pele, se esta for esfregada depois de estar em contacto com ele.
Parecem ser indispensáveis pequenas quantidades de boro para o crescimento das plantas, mas
em grandes quantidades é tóxico. O boro acumulado no corpo através da absorção, ingestão ou
inalação dos seus compostos, actua sobre o sistema nervoso central, causando hipotensão,
vómitos e diarreia e, em casos extremos, coma.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
13
6. Carbono
O carbono é único entre os elementos uma vez que forma um vasto número de
compostos, mais do que todos os outros elementos combinados com excepção do hidrogénio.
Existe em três formas alotrópicas principais: o diamante, a grafite e o carbono amorfo.
Recentemente, foram descobertas moléculas de carbono, como C60, designado por vezes, por
“futeboleno” devido à forma semelhante à de uma bola de futebol. O C60 é um exemplo da classe
de novas substâncias chamadas fulerenos.
O diamante e a grafite ocorrem naturalmente como sólidos cristalinos e possuem
propriedades diversas, enquanto carbono “amorfo" é um termo aplicado a uma grande
variedade de substâncias carboníferas que não são classificadas como diamante ou grafite.
História: Nas suas formas de diamante e grafite, o carbono é conhecido desde a pré-História.
Provavelmente e segundo textos hindús antigos, o diamante é conhecido desde 1200 a.C., mas a
primeira referência autêntica ao diamante é atribuída a Manilius, cerca do séc. I da nossa era. O
nome diamante deriva de uma corrupção da palavra grega adamas que significa invencível.
É difícil precisar a descoberta da grafite, uma vez que na Antiguidade foi confundido
com outros minerais de aspecto semelhante, principalmente a molibdenite (MoS2). A constituição
da grafite era desconhecida até aos tempos modernos, julgando-seinclusivé que continha
chumbo (um dos nomes da grafite era plumbago, como chumbo), até que Scheele, em 1779,
demonstrou que se podia oxidar a grafite originando dióxido de carbono e provando, assim, que
a grafite apenas continha carbono. O nome de grafite surgiu com Werner em 1789, e provém do
verbo grego graphain, que significa escrever.
Também já se faz uso do carbono como agente redutor na manufactura do ferro e outros
materiais desde tempos pré-históricos, mas só recentemente se conseguiu identificar e
compreender o seu papel nestes processos.
Prevalência: O carbono é o décimo nono elemento mais abundante, constituindo cerca de 0,2 %
da crusta terrestre e 0,03 % em volume da atmosfera (na forma de dióxido de carbono).
 Embora esteja largamente distribuído na Natureza, principalmente em formas
combinadas, apenas podemos encontrar pequenas quantidades de carbono na sua forma livre ou
elementar. É também o principal constituinte de toda a matéria animal e vegetal, carvão,
petróleo e gás natural. Na forma de carbonatos, encontra-se em vários minerais como o calcário, a
dolomite e o mármore, assim como em certos depósitos marinhos como as conchas das ostras.
O carbono desempenha um papel fundamental para a vida através do que é
vulgarmente chamado ciclo do carbono. O dióxido de carbono do ar juntamente com a água é
absorvido pelas plantas e convertido em hidrocarbonetos no processo de fotossíntese. As plantas
e os animais consomem os hidrocarbonetos devolvendo o dióxido de carbono à atmosfera por
processos de respiração, excreção e fermentação.
Diamante.
O diamante é a única pedra preciosa composta de um único elemento - o carbono. Os
diamantes são extraídos principalmente da ex-URSS, África do Sul e Zaire, que juntos
contribuem com mais de 3/5 da produção mundial. Outros produtores importantes incluem o
Botswana, a China, o Brasil, Angola e Namíbia. No entanto também se encontram alguns
diamantes nos EUA (Arkansas, Virgínia, Wisconsin e Califórnia). A Índia, que era o único
produtor de diamante antes do séc. XVIII, tem agora uma quota bastante reduzida na produção.
Também já se encontram estes cristais em meteoritos.
Embora já em 1880 J. Balentine Hannay, um químico escocês, tivesse produzido
minúsculos cristais, só em 1955 cientistas da General Electric Company conseguiram um método
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
14
eficaz para a síntese de diamantes artificiais. Este feito foi creditado a Francis Bundy, Tracy Hall,
Herbert M. Strong e Robert H. Wentorf, depois de investigações efectuadas por Percy W.
Bridgeman na Universidade de Harvard. Os diamantes assim conseguidos eram de qualidade
industrial sendo hoje em dia produzidos em larga escala. Cristais com a qualidade de pedras
preciosas, só se conseguiram sintetizar em 1970 por Strong e Wentorf, num processo que exige
pressões e temperaturas extremamente elevadas.
O interesse popular nos diamantes centra-se no seu valor como gemas, mas os cristais
têm ainda uma maior importância como ferramentas industriais. Estes podem ser usados para
cortar, tornear e furar alumina, quartzo, vidro e artigos cerâmicos. O pó de diamante é usado
para polir aços e ligas.
Grafite.
Os cristais de grafite são constituídos por camadas sobrepostas de átomos de carbono
unidos por ligações covalentes, formando uma rede infinita de ciclos hexagonais. Os espaços
livres entre as várias camadas podem ser ocupados por diversos tipos de átomos, moléculas ou
iões (por exemplo oxigénio, azoto, halogéneos, metais alcalinos etc.), formando assim compostos
intersticiais ou lamelares.
Em condições normais de pressão, as camadas de grafite deslizam facilmente umas
sobre as outras, uma vez que as ligações entre elas são fracas (ligações de van der Waals); esta é
a razão das conhecidas propriedades lubrificantes desta substância.
A grafite ocorre principalmente na Coreia, Aústria, ex-URSS, China, México,
Madagáscar, Alemanha, Sri Lanka e Noruega; em Portugal explora-se em Castro Daire. No
entanto, a maior parte da que hoje se usa é de origem sintética.
Graças à sua infusibilidade, dureza e poder condutor, esta substância utiliza-se
principalmente na construção de revestimentos refractários e cadinhos para a indústria de
fundição e no fabrico de minas para lápis, eléctrodos para diversos fins, escovas de motores e
ainda lubrificantes e tintas anti-corrosão.
Aplicações: O carbono é um elemento indispensável na indústria. A maior aplicação do carbono
é na forma de coque nas indústrias do ferro e do aço, onde se utiliza para reduzir o minério de
ferro nos altos fornos.
Tal como na indústria de borracha, os compostos negros de carbono têm larga aplicação
como tintas de impressão bem como nas indústrias de papel, plásticas e pintura. Em menores
quantidades é usado na manufactura de escovas de carbono para motores e como isolador.
A maior aplicação dos compostos de carbono na fase gasosa é a recolha de solventes
orgânicos voláteis do ar, ou ainda na purificação ou separação de gases naturais e industriais.
A pirografite, bem como outras formas fibrosas de grafite manufacturada, encontram
crescente procura como componentes de fuselagem de foguetões, mísseis e outros veículos
aeroespaciais.
Acção Biológica: Não se conhecem efeitos tóxicos associados ao carbono elementar. No entanto,
muitos dos compostos de carbono mais comuns exibem fortes efeitos toxicológicos. Os principais
destes são o monóxido de carbono, o dióxido de carbono, o cianeto de hidrogénio e os cianetos
alcalinos, tetracloreto de carbono e dissulfeto de carbono.
O monóxido de carbono é um gás inodoro, extremamente tóxico e asfixiante. Quando
comparado com o hidrogénio verifica-se ser mais rapidamente absorvido e mais firmemente
ligado à hemoglobina do sangue. A capacidade do sangue para transportar oxigénio para as
partes vitais do corpo é consequentemente reduzida levando a possíveis danos cerebrais e
cardíacos ou ainda a pneumonia.
O dióxido de carbono é menos tóxico, comportando-se, principalmente, como um
asfixiante e narcótico.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
15
 O cianeto de hidrogénio e os cianetos alcalinos são extremamente tóxicos, actuando
como venenos protoplasmáticos que restringem a oxidação nos tecidos.
A exposição aguda de vapores de tetracloreto de carbono pode danificar os rins ou o
fígado. O dissulfeto é um narcótico poderoso mas os seus efeitos crónicos são os mais sérios.
A exposição excessiva pode causar danos permanentes do sistema nervoso.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
16
7. Nitrogénio (ou Azoto)
História: O nitrogénio foi descoberto em 1772 por Daniel Rutherford e Priestley,
independentemente. Mais tarde, recebeu da parte de Lavoisier (1775-1776) a designação de
"azoe", e de Chaptal (1790) a de "nitrogénio".
São inúmeros os compostos deste elemento, quer no domínio da química orgânica, quer
da inorgânica. Entre estes últimos são especialmente importantes: compostos binários (azoto e
hidrogénio, oxigénio, halogéneos e metais); oxácidos do azoto e respectivos sais; ácido cianídrico,
cianetos e seus derivados complexos. Entre os compostos binários de azoto e hidrogénio são
conhecidos, em particular, o amoníaco, a hidrazina e azoimida ou ácido hidrazóico. O mais
notável é, sem dúvida, o amoníaco. Excelente dissolvente quando liquefeito, é, por outro lado,
um importante dador electrónico: daqui o seu comportamento como base e a sua capacidade de
coordenação.
Ocorrência: A concentração de nitrogénio na atmosfera é de cerca de 78,03 %, sendo portanto o
ar a principal fonte comercial deste elemento. Após a liquefacção do ar procede-se a um conjunto
de destilações fraccionadas para separar as diversas componentes do ar líquido, de entre os
quais o nitrogénio.Esta substância elementar foi liquefeita pela primeira vez em 1883 por
Wrobliski e Olzewski. O nitrogénio pode tambémser produzido através da combustão de
carbono ou hidrocarbonetos no ar, retirando-se então o dióxido de carbono e a água dos produtos
gasosos por intermédio de técnicas apropriadas.
Aplicações: O nitrogénio gasoso tem uma larga aplicação na indústria, destacando-se as
indústrias química, alimentar, eléctrica e metalúrgica. Na indústria química, é usado para diluir
gases reagentes, para aumentar o rendimento de algumas reacções, para diminuir o risco de fogo
ou explosão de certas reacções ou, ainda, para evitar a oxidação, decomposição ou hidrólise de
reagentes ou produtos. Na indústria alimentar é frequentemente utilizado para evitar a oxidação
de certas desperdícios ou ainda para inibir o desenvolvimento de bolores e insectos. Na indústria
eléctrica, o nitrogénio é usado para evitar oxidações e reacções químicas indesejáveis. Pode
também ser usado na pressurização do revestimento de cabos eléctricos, em lasers e como
blindagem de motores. Na indústria metalúrgica usa-se em grandes quantidades para evitar a
oxidação de certos metais ou a carbonização em processos de soldadura.
O nitrogénio é ainda usado como gás não-reactivo no fabrico de borrachas ou plásticos
expandidos, encontrando igualmente aplicação em túneis de vento ou como líquido
pressurizante de propulsores de reacção.
Os usos do azoto líquido estão relacionados com a sua disponibilidade, inércia química e
baixa temperatura. As indústrias de transporte relacionadas com o ramo alimentar usam
nitrogénio líquido em sistemas de refrigeração e de congelamento. Por este processo mantém-se
a textura original e o sabor natural dos alimentos.Também, em criobiologia se utiliza nitrogénio
líquido para preservar sangue, medula óssea, tecidos, órgãos e sémen.
Na indústria electrónica usa-se azoto líquido na refrigeração de componentes
electrónicos.
Acção biológica: A bioquímica dos compostos de nitrogénio subentende a complexa análise da
química das proteínas. Existem genericamente três grandes classes de proteínas: as proteínas
que ocorrem naturalmente (albumina, globulina, albuminóides, protaminas etc.), as proteínas
conjugadas, ou seja, combinações de proteínas com outras substâncias (nucleoproteínas,
glicoproteínas, fosfoproteínas, cromoproteínas ou lipoproteínas); e ainda as proteínas derivadas,
formadas a partir da hidrólise de uma molécula proteica (metaproteínas, peptona, proteínas
coaguladas etc.). Algumas enzimas também contêm azoto.
A "fixação do nitrogénio" é o nome dado a qualquer processo em que o azoto livre se
combina com outros elementos, dando origem a compostos de azoto. Esta "fixação" pode ser feita
quimicamente ou através de certas bactérias, como por exemplo azotobacter chroococcum e
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
17
clostridium pasteurianum. Na Natureza surgem processos de "fixação do azoto", por acção
cooperativa entre bactérias e certas plantas como as ervilhas, os feijões ou o trevo.
O ciclo do nitrogénio pressupõe que os animais obtenham o azoto através da ingestão de
proteínas, quer animais quer vegetais. As plantas sintetizam as suas proteínas a partir dos
compostos inorgânicos do solo. Podem também absorver nitrogénio livre na atmosfera por
intermédio de algumas bactérias existentes nos solos.
Quando os animais são expostos a altas pressões atmosféricas, há uma parcela
considerável de nitrogénio que se dissolve no sangue ou noutros fluidos do corpo. Se a pressão
diminui drasticamente, o nitrogénio dissolvido forma pequenas bolhas, que vagueando
livremente nos líquidos corporais podem causar paralisias, desmaios, dores nos músculos e
articulações e, eventualmente, a morte. Estes sintomas podem ser evitados se se fizer uma
descompressão lenta.
Nos organismos vivos, a concentração média de nitrogénio é 16 %, enquanto a sua
abundância natural é de cerca de 0,3 partes por 1000.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
18
8. Oxigénio
História: De acordo com Duckworth, que obteve esta informação de um velho livro de química
de Klaproth, os chineses do século XIII já conheciam a composição da água e, até certo grau, a
natureza da atmosfera. Sabiam que o ar era constituído por mais do que um componente e que o
elemento activo, agora chamado oxigénio, se unia com muitos metais, com enxofre e com o
carbono, mas não com o ouro. Segundo eles, o oxigénio podia ser preparado aquecendo salitre
(nitrato de potássio) e certos minerais, um dos quais era provavelmente a pirolusite (dióxido de
manganésio). Além disso, também reconheceram que o oxigénio era um dos constituintes da
água.
O papel do ar na combustão foi observado por Leonardo da Vinci (1452-1519) e em 1669
por Mayow, que afirmou que o spiritus nitro-aereus (oxigénio) causava o aumento de massa nos
metais quando calcinados. Determinando o conteúdo de oxigénio no ar, conseguiu provar que
ele era consumido durante as combustões e na respiração dos animais, concluindo correctamente
que os dois processos eram análogos. Em 1678 o oxigénio foi produzido a partir de salitre por
Borch; em 1731, da mesma substância por Hales; e em 1774 a partir do óxido de mercúrio por
Bayen.
A 1 de Agosto de 1774, cerca de cinco meses depois da preparação do gás oxigénio por
Bayen, Priestley obteve este gás focando raios de sol em óxido vermelho de mercúrio, utilizando
para isso duas lentes, uma com 16 e a outra com 7 polegadas de diâmetro e distanciadas de 16
polegadas. O seu interesse surgiu quando introduziu inadvertidamente no gás uma vela acesa
que ardeu com "uma chama extremamente vigorosa". Chamou à substância "ar deflogisticado",
não reconhecendo porém a verdadeira composição do gás.
Entre 1771 e 1773, o químico sueco Scheele preparou oxigénio a partir de nitratos e por
outros métodos, descobrindo muitas das suas propriedades, tal como a capacidade de se
combinar com os metais e com o fósforo. Os seus resultados, no entanto, apenas foram
publicados em 1777.
Contudo, nem Priestley nem Scheele foram capazes de conhecer a verdadeira natureza
deste elemento, exprimindo as suas teorias com base na quase doutrina dogmática do flogisto.
Este trabalho estava designado para Lavoisier. O grande químico francês estudava a combustão
e a respiração. Interessou-se pelo oxigénio e conseguiu reconhecer e interpretar o papel do
oxigénio nos processos de calcinação, de combustão e de respiração. Lavoisier foi bem sucedido
ao descrever o oxigénio pois, ao contrário dos seus contemporâneos, baseou-se apenas em factos
experimentais, estabelecendo a ciência, pela primeira vez, numa base puramente quantitativa.
Esta foi a sua grande contribuição para a química e por isso é muitas vezes referido como o pai
da Química moderna.
De acordo com as suas observações, alguns elementos como o enxofre e o fósforo ardem
no seio do oxigénio formando compostos que na altura eram considerados ácidos. Assim
concluiu, embora incorrectamente, que o oxigénio era o constituinte fundamental de todos os
ácidos e baptizou-o com o seu nome actual, que em grego significa "produtor de ácidos".
Ocorrência: O oxigénio aparece como substância elementar em duas variedades alotrópicas: o
oxigénio natural (segundo constituinte do ar) e o ozono. Forma também uma grande variedade
de compostos e, no estado combinado, é o elemento mais abundante da crusta terrestre (sob a
forma de sílica e de silicatos) e dos oceanos (sob a forma de água).
Merece referência a reacção do oxigénio com alguns complexos de metais de transição
que actuam como transportadores daquela substância, i.e., captam e cedem O2 de forma
reversível. Alguns destes complexos constituem grupos prostéticos de proteínas indispensáveis
ao processo metabólico da respiração; é o caso da hemoglobina e de certas hemociaminas que são
transportadoras naturais de oxigénio.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
19
Aplicações: O oxigénio utiliza-se principalmente nas indústrias metalomecânicas comocomburente de maçaricos para soldagem e corte de materiais de ferro e aço; utiliza-se também
na produção de gás de síntese, quer por oxidação do gás natural quer por redução do vapor de
água pelo carbono. Utiliza-se ainda na produção de uma grande variedade de substâncias de
interesse industrial, como o acetileno, a acroleína, o peróxido de hidrogénio (água oxigenada), o
cloro (por oxidação do HCl), o óxido de etileno, o anidrido ftálico, o ozono, etc. Outras aplicações
menos normais incluem a utilização do gás em garrafas para mergulhadores, em tendas
hiperbáricas para fins terapêuticos e como comburente em motores de reacção.
Acção Biológica: O oxigénio tem um papel vital nos processos de respiração e metabolismo dos
organismos vivos. Provavelmente, as únicas células vivas que não precisam de oxigénio são
algumas bactérias anaeróbicas que obtêm energia por outros processos metabólicos.
No Homem, o oxigénio é absorvido para a corrente sanguínea nos pulmões, sendo então
transportado até às células onde ocorre um intrincado processo de troca. Os compostos
nutrientes, dentro da célula, são oxidados por intermédio de processos enzimáticos complexos.
Esta oxidação intracelular é a fonte de energia da maior parte dos animais, principalmente dos
mamíferos. Os produtos finais são dióxido de carbono e água, que são eliminados pelo corpo
através dos pulmões.
O oxigénio é útil para o tratamento de pneumonias, enfisemas, alguns distúrbios
cardíacos, e um sem número de outras doenças. Recorre-se por vezes a câmaras hiperbáricas de
oxigénio para tratar vítimas de envenenamento por monóxido de carbono, ou de bactérias
anaeróbicas no sistema respiratório. O oxigénio pode potenciar os efeitos da radiação nas células
cancerosas, pelo que este tratamento se deve fazer em câmaras hiperbáricas de oxigénio. A
utilização de ambientes extremamente ricos em oxigénio potencia o risco de incêndio, pelo que
devem ser tomadas rigorosas precauções.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
20
9. Flúor
História: Apesar dos compostos de flúor serem bastante comuns e conhecidos há bastante
tempo, foi apenas em 1886 que foi descoberto um método para remover electrões aos iões de
flúor para formar o flúor elementar. Em 1860 Gore conseguiu libertar pequenas quantidades do
gás, mas as dificuldades inerentes ao processo de produção do flúor foram apenas superadas em
1886 por Henri Moissan, que isolou a substância por electrólise do ácido fluorídrico tornado
condutor pela adição de fluoreto de potássio e hidrogénio. O nome flúor provém do latim fluo
("que corre"), por causa da utilização do fluoreto de cálcio como dissolvente.
Ocorrência: O flúor encontra-se vastamente distribuído pela crusta terrestre. No entanto, não se
apresenta em depósitos suficientemente ricos para a exploração comercial. Os principais
minérios que contêm flúor são o espato-flúor (CaF2), a criolite (3NaFAlF3) e a fluo-apatite (CaF2
3Ca3 (PO4)2 ). A criolite, ou espato da Gronelândia, é um mineral pouco comum, estando os
únicos depósitos comercias localizados na Gronelândia. Possui numerosas aplicações industriais,
sendo actualmente produzido sinteticamente a partir do espato-flúor que é o mais importante
mineral de flúor. Encontram-se depósitos de espato-flúor nos Estados Unidos, México, ex-URSS,
China e Europa. De entre as principais aplicações do espato-flúor destacam-se as da indústria do
aço, da produção de ácido fluorídrico e criolite; e da indústria cerâmica. O mineral fluo-apatite é,
destes três, o que contém menor proporção de flúor (cerca de 3,5%). Ocorre em depósitos maciços
nos Estados Unidos, na ex-URSS, no Norte de Africa e nas ilhas do Pacífico. É usado
principalmente na indústria de fertilizantes.
Aplicações: Até ao começo da II Guerra Mundial não havia produção comercial de flúor tendo
apenas sido as aplicações na tecnologia dos combustíveis nucleares que criaram as maiores
necessidades. Efectuaram-se, então, progressos técnicos consideráveis que hoje permitem a
produção, armazenamento e transporte, à escala da tonelada, em condições de segurança
satisfatórias.
Sob o ponto de vista industrial, o flúor utiliza-se no fabrico de compostos orgânicos
fluorados com diversas aplicações: plásticos resistentes a temperaturas elevadas (teflon),
produtos farmacêuticos, em particular hormonas, pastas dentífricas, fluidos refrigerantes e
veículos para aerossois (freon), etc. Estuda-se também a aplicação do flúor elementar como
combustível para propulsão de foguetões.
Acção Biológica: O flúor é um gás extremamente tóxico, não sendo aconselhável a exposição por
mais de 8 horas num meio com 0,1 ppm. A partir de uma concentração de 3 ppm, o flúor é
detectado pelo seu cheiro, sendo intolerável permanecer numa atmosfera a 50 ppm. A inalação
de grandes quantidades de flúor pode causar asfixia bem como lesões várias nos pulmões.
Quando em contacto com a pele, o flúor em elevadas concentrações causa queimaduras
semelhantes às queimaduras térmicas.
Todos os compostos inorgânicos de flúor são bastante solúveis em água e extremamente
tóxicos quando ingeridos, mesmo que em pequenas quantidades; cerca de uma grama de
fluoreto de sódio pode ser uma dose fatal. Saliente-se a toxicidade do ácido monofluoroacético
que é responsável pelo facto de algumas plantas tropicais serem venenosas.
 É um dado adquirido que o flúor, quando em doses moderadas, i.e. cerca de 1ppm,
contribui para a redução das cáries dentárias, no entanto quando em doses superiores a 2 ppm
pode ter um efeito preverso na higiene oral. Normalmente, este flúor é fornecido através da água
da rede pública de distribuição, devendo portanto ser mantida uma apertada e permanente
vigilância da sua composição.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
21
10. Néon
História: O néon foi descoberto em 1898 por Ramsay e Travers que suspeitavam que existia uma
falha na família dos gases inertes descobertos anteriormente. Pela destilação fraccionada de ar
líquido, uma mistura rica em hélio e por outro gás que foi chamado de "néon" (do grego "novo")
foi obtida. Os restantes traços de oxigénio e nitrogénio foram removidos por processos químicos,
e o néon foi congelado utilizando hidrogénio líquido. O hélio mantinha-se na fase gasosa a esta
temperatura, e foi removido do néon sólido.
São necessárias cerca de 44 toneladas de ar líquido para se conseguir uma libra de néon.
O elemento é inerte quimicamente, assim como os outros membros deste grupo.
Ocorrência: O néon encontra-se distribuído por todo o Universo. As reacções termonucleares
entre carbono e oxigénio, que ocorrem nos núcleos das estrelas e que são responsáveis pelas suas
altíssimas temperaturas, podem eventualmente dar origem a néon. Algumas destas estrelas
acabarão por explodir, originando novas ou supernovas, libertando grandes quantidades de gás,
sendo, por isso, responsáveis pela existência de neon nas nuvens de gás interestelares.
Provavelmente, o néon fazia parte do material que se condensou para dar origem à
Terra, libertando-se posteriormente para a atmosfera pela erosão das rochas da crusta. No
entanto, a maior parte do néon que se encontra na Terra remonta ao seu período de formação.
Aplicações: A aplicação mais corrente desta substância é o enchimento de tubos para anúncios
luminosos (tubos de néon), que são na realidade tubos com uma mistura de néon e hélio ou néon
e árgon a pressão reduzida e submetidos a descargas eléctricas. A cor da luz emitida depende da
composição da mistura gasosa e da cor do vidro do tubo; com néon puro e tubos incolores
obtém-se uma luz vermelha e com as misturas acima referidas obtém-se luz azul. O néon usa-se
também em lâmpadas de luz fluorescente, lâmpadas de aviso para equipamento electrónico,
lâmpadas estroboscópicas para controlo de movimento de máquinas e, ainda, no enchimento de
contadores de Geiger-Muller, contadores de cintilação, câmaras de ionização e outros
dispositivosde detecção de radiação. Recentemente, adquiriu particular interesse o fabrico de
lasers deste gás, nos quais se utiliza puro ou misturado com hélio.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
22
11. Sódio
História: O cloreto de sódio, o comum sal das cozinhas, e o carbonato de sódio são conhecidos
desde a antiguidade. Uma vez que o primeiro é provavelmente uma necessidade vital e foi
provavelmente utilizado na comida desde tempos imemoriais, enquanto o segundo, além de
ocorrer naturalmente, constitui uma porção considerável das cinzas de algas marinhas, sendo já
conhecido e utilizado pelos antigos egípcios.
O sódio metálico foi pela primeira vez isolado por Sir Humphrey Davy em 1807 por
electrólise de hidróxido de sódio sólido humedecido. Naquela altura os hidróxidos de sódio e de
potássio eram encarados como substâncias elementares e eram chamados alcalis fixos. Davy
obteve igualmente potássio metálico; dirigindo-se numa carta a um amigo, escreveu acerca da
sua descoberta:
"Decompus e recompus os alcalis fixos e descobri que as suas bases eram duas novas
substâncias inflamáveis muito semelhantes a metais; mas uma delas é mais leve do que a outra e
muitíssimo combustível. Assim há dois corpos decompostos e dois novos corpos elementares
descobertos".
Ocorrência: O cloreto de sódio encontra-se em enormes quantidades nas águas marinhas,
ocorrendo igualmente em grandes depósitos de sal-gema, presumivelmente formados pela
evaporação de mares pré-históricos, ou ainda em leitos secos de lagos salgados. Os principais
depósitos encontram-se nos E.U.A., na Grã-Bretanha, na França, na Alemanha, na China e na
Índia. Em muitas regiões, como Portugal, a evaporação da água do mar em salinas é, todavia, o
processo de extracção mais utilizado. O sódio ocorre também em diversos minérios, como o
bórax, a criolite e o nitrato do Chile.
Aplicações: O sódio pode reduzir muitos óxidos de outros metais e utiliza-se muitas vezes como
agente redutor, tal como o seu hidreto. Forma ligas com muitos metais, das quais as mais
importantes são formadas com chumbo e mercúrio. Da reacção com uma grande variedade de
substâncias orgânicas podem resultar vários derivados e radicais livres, muitos deles
importantes intermediários em síntese orgânica, sobretudo em reacções de polimerização.
Os compostos de sódio mais importantes são o cloreto, o hidróxido, o peróxido, o
tripolifosfato, o tetraborato, os silicatos, o clorato, o tiossulfato. O cloreto de sódio constitui a
principal matéria-prima para a obtenção dos outros sais; o hidróxido utiliza-se correntemente
como reagente industrial, no fabrico de sabões, celulose, papel, rayon, e muitos outros produtos; o
peróxido é um agente oxidante muito utilizado como branqueador de fibras têxteis; o
tripolifosfato usa-se no tratamento de águas; o tetraborato emprega-se no fabrico de detergentes;
os silicatos no fabrico de vidros; e o clorato no fabrico de explosivos; finalmente o tiossulfato é
utilizado em fotografia como revelador.
Acção Biológica: O sódio é um elemento biológico essencial aos animais superiores; a diferença
na relação de concentrações sódio/potássio nos fluidos intercelulares e extracelulares é
responsável pelo transporte de iões através das membranas celulares, pela regulação da pressão
osmótica dentro da célula, pela transmissão de impulsos nervosos e por outras funções
electrofisiológicas.
Não existem reservas de iões sódio no corpo dos animais, pelo que a sua perda acima de
um determinado valor põe em risco o correcto funcionamento celular. A privação deste ião pode
levar a graves sintomas ou mesmo à morte, razão porque é reconhecida a importância do cloreto
de sódio (sal das cozinhas) na nutrição humana. O nosso corpo elimina o ião sódio através do
suor e da urina. Os sintomas que evidenciam deficiência deste ião são a sede, anorexia e náuseas
podendo em casos mais graves ser a lassidão, cãibras musculares ou distúrbios mentais.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
23
12. Magnésio
História: Em 1695, Nehemia Grew publicou um panfleto descrevendo sais encontrados em água
de fontes minerais em Epsom, Grã-Bretanha. As propriedades medicinais deste sal atraíram
alguma atenção; na Inglaterra foi denominado sal de Epsom sendo no continente chamado sal
anglicum.
A magnésia alba (carbonato de magnésio) começou a ser comercializada em Roma por
volta de 1700; o termo "magnésia alba" era utilizado em contraste com "magnésia nigra", o negro
óxido de manganésio. Em 1755, J. Black distinguiu claramente entre magnésia e cal, ao mostrar
que da primeira se formava um sulfato solúvel ao passo que da outra se formava um sulfato
pouco solúvel. Quando, em 1808, Sir Humphrey Davy isolou o metal não puro, chamou-lhe
"magnium". À época, os termos "magnésio" e "manganésio" eram usados indistintamente para
denominar o manganésio, obtido a partir do mineral pirolusite (dióxido de manganésio) e o
magnésio existente na magnésia alba. Para evitar confusões, o termo "magnésio" passou a ser
utilizado para referenciar o elemento existente na magnésia alba; e "manganésio" para o
elemento existente na pirolusite.
Ocorrência: O magnésio é abundante na Natureza principalmente na água do mar como ião
dipositivo, e na crusta terrestre na forma de magnesite (MgCO3), dolomite (CaCO3 MgCO3) e
vários silicatos, como o asbesto (H4Mg3Si2O9), o talco (Mg3 (Si4O10)(OH)2)e a olivina
((Mg,Fe)2SiO4). Ocorre também como brucite (Mg(OH)2); carnalite (KCl.MgCl2.6H2O); e kieserite
(MgSO4.H2O).
Aplicações: Entre outras aplicações dos seus compostos salientam-se a utilização do óxido de
magnésio no fabrico de materiais refractários e nas indústrias da borracha, fertilizantes e
plásticos, o uso do hidróxido em medicina como antiácido e laxante, do carbonato básico como
material isolante em caldeiras e tubagens e ainda nas indústrias da borracha, dos cosméticos e
farmacêutica. Por último os sulfatos (sais de Epsom) são usados como laxantes, fertilizantes para
solos empobrecidos em magnésio e ainda nas indústrias têxtil e papeleira; e o cloreto é usado na
obtenção do metal, na indústria têxtil e no fabrico de colas e cimentos especiais. Entre os
compostos orgânicos do magnésio refiram-se os reagentes de Grignard usados na síntese
orgânica e, em larga escala, no fabrico de silicionas. Merece ainda referência especial a clorofila,
que desempenha um papel fundamental no metabolismo nas plantas.
As aplicações do metal são múltiplas, sendo de citar em primeiro lugar a construção
mecânica, sobretudo nas indústrias aeronáutica e automóvel, quer como metal puro, quer sob a
forma de ligas com alumínio e zinco, ou com metais menos frequentes, como o zircónio, o tório,
os lantanídeos e outros. Utiliza-se ainda no fabrico de explosivos, em pirotecnia, na produção de
compostos orgânicos ou organometálicos, no fabrico de baterias leves e de dispositivos
anticorrosão, como agente redutor na produção do berílio, titânio, háfnio, zircónio, urânio e
outros metais, na purificação industrial de gases como o hidrogénio e argon, etc.
Acção Biológica: O magnésio é um elemento essencial para a vida animal e vegetal. A
actividade fotossintética da maior parte das plantas é baseada na absorção da energia da luz
solar, para transformar água e dióxido de carbono em hidratos de carbono e oxigénio. Esta
reacção só é possível devido à presença de clorofila, cujos pigmentos contêm um composto rico
em magnésio.
Nos sistemas animais, o magnésio também desempenha um papel importante em
reacções de catálise enzimática envolvendo o grupo dos fosfatos e que estão associadas à
transferência de energia e ao estímulo a nível muscular.
A falta de magnésio no corpo humano, pode provocar diarreia ou vómitos bem como
hiperirritabilidade ou uma ligeira calcificação nos tecidos. Em casos extremos, esta deficiência
provoca tremuras, desorientação ou mesmo convulsões que levam à morte. Um adulto necessita,
diariamente,de 300 mg de magnésio para um bom equilíbrio electrolítico. O excesso de
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
24
magnésio é prontamente eliminado pelo corpo. No entanto, deve ter-se em atenção que
compostos de magnésio como o sulfato (sais de Epsom) ou o hidróxido, são laxantes e purgativos
bastante eficazes, pelo que o seu uso se deve fazer com moderação.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
25
13. Alumínio
História. O alumínio é o elemento metálico mais abundante na crusta terrestre (8,13 %)
e, logo a seguir ao oxigénio e silício, o terceiro elemento mais abundante. Devido à elevada
afinidade para o oxigénio, não é costume encontrá-lo como substância elementar mas, sim, em
formas combinadas tais como óxidos ou silicatos.
O nome do metal deriva do latim alumen (alúmen). Em 1761, L.B.G. de Morveau propôs
o nome alumine para a base do alúmen, e em 1787, Lavoisier identificou-o definitivamente como
o óxido do metal ainda por descobrir. Em 1807 Sir Humphey Davy propôs o nome de alumium
para este metal, e mais tarde concordou em alterá-lo para aluminum. Pouco tempo depois, o
nome aluminium (aluminio) foi adoptado para concordar com a terminação do nome da maior
parte dos elementos, generalizando-se esta designação por todo o mundo (na versão norte-
americana, diz-se “aluminum”).
Actualmente julga-se que Hans Christian Oersted foi o primeiro a preparar alumínio
metálico, em 1825, através do aquecimento de cloreto de alumínio anidro com uma amálgama
de potássio. Frederick Wöhler melhorou este processo entre 1827 e 1845, substituindo a
amálgama por potássio e desenvolvendo um método mais eficaz para desidratar o cloreto de
alumínio. Em 1854, Henri Sainte-Claire Deville substituiu o relativamente caro potássio pelo
sódio, usando um cloreto de alumínio-sódio em vez do cloreto de alumínio, produzindo numa
fábrica-piloto perto de Paris as primeiras quantidades comerciais de aluminio. Várias fábricas
usando essencialmente este processo foram, posteriormente, construídas na França e na Grã-
Bretanha, mas nenhuma sobreviveu quando do advento, em 1886, do processo electroquímico
que passaria a dominar a indústria.
O desenvolvimento deste processo remonta a Sir Humphey Davy, que, em 1807, tentou
sem êxito electrolizar uma mistura de alumina e potassa. Mais tarde, em 1854, Robert Wilhelm
von Bunsen e Sainte-Claire Deville prepararam independentemente alumínio por electrólise a
partir de cloreto de alumínio-sódio fundido; no entanto, esta técnica não foi explorada devido à
falta de uma fonte barata de electricidade. A invenção do dínamo por Gramme em 1866
solucionou este problema, abrindo caminho à descoberta de novos métodos.
Em 1886, Charles Martin Hall de Oberlin (Ohio) e Paul L. T. Héroult de França, ambos
com 22 anos, descobriram e patentearam, quase simultaneamente, o processo em que alumina é
dissolvida em criolite fundida e decomposta electroliticamente. Este técnica de redução,
geralmente conhecida por processo de Hall-Héroult, subsistiu até aos nossos dias, sendo
actualmente o único processo de produção de alumínio em quantidades comerciais.
Ocorrência. A maior parte do alumínio produzido actualmente é extraído da bauxite. Além
deste, o único minério que serve de matéria prima para o metal é a nefelina, um silicato de sódio,
potássio e aluminio.
O nome bauxite deriva do nome da localidade Les Bauxs no sul de França, onde foi
descoberta em 1821. O termo é genérico, referindo-se a um minério ou a uma mistura de
minerais ricos em óxidos de aluminio hidratados formada pela erosão de rochas ricas neste
elemento, como a nefelina, feldespato, serpentina, argilas, etc. Durante a erosão, os silicatos são
decompostos e os produtos de decomposição (sílica, cal e os carbonatos de sódio e potássio) são
filtrados, deixando um resíduo rico em alumina, óxido de ferro e óxido de titânio. Nas regiões
tropicais e sub-tropicais, onde o desgaste das rochas é mais intenso, existe a maior parte dos
grandes depósitos de bauxite, sobretudo perto da superficie.
A maior parte das bauxites contém entre 40 % a 60 % de alumina, quer como gibsite
quer como boehmite. Esta última encontra-se principalmente no Norte do Mediterrâneo,
existindo vastos depósitos na Espanha, sul de França, Itália, ex-Jugoslávia, Áustria e Hungria ou
mesmo na Grécia, garantindo a base da indústria europeia de alumínio. A gibsite encontra-se
principalmente nas regiões tropicais.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
26
Aplicações: O óxido que rapidamente se forma à superfície do metal puro torna o metal ideal
para muitas aplicações de decoração. Devido à sua elevada condutividade eléctrica, ductilidade e
baixa massa atómica, é frequentemente utilizado para linhas de transmissão eléctricas. O metal
tem também sido utilizado no revestimento de espelhos de telescópio, bem como no fabrico da
chamada folha de aluminio, utilizada na embalagem de alimentos. Puro, o metal tem uma
resistência mecânica limitada, sendo portanto geralmente usado em ligas com cobre,
manganésio, silicio, magnésio e zinco, que apresentam uma vasta gama de propriedades
mecânicas. Estas ligas são usadas na construção civil, estrutura de aviões e automóveis, sinais de
trânsito, dissipadores de calor, depósitos de armazenamento, pontes e utensílios de cozinha.
Acção Biológica: O alumínio é um elemento inerte para o corpo humano. Contudo, a inalação
prolongada de pós de alumínio pode causar irritações pulmonares e fibroses. Ao contrário do
cobre, e de outros metais, o alumínio não acelera a perda de vitaminas nos alimentos, durante a
cozedura. O seu uso em utensílios de cozinha está banalizado e não é prejudicial para a saúde.
Certos compostos de alumínio são utilizados na terapia de úlceras e hiperacidez gástrica,
revelando uma toxicidade oral quase inexistente.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
27
14. Silício
História: O silício elementar foi preparado pela primeira vez por Berzelius, em 1823, que colocou
tetraflureto de silício na presença de potássio aquecido. Pensa-se, contudo, que Gay-Lussac e
Thenard já haviam tentado obter o silício amorfo pelo mesmo método, em 1809. O que Berzelius
conseguiu foi um produto mais puro, resultante de filtragens prolongadas. Também preparou
silício a partir da reacção de fluorsilicatos de potássio com o próprio potássio.
Na sua forma cristalina, o silício só viria a ser preparado por Deville, em 1854, através da
electrólise de cloreto de sódio-alumínio impuro com cerca de 10% de silício. Já no princípio deste
século (1907), Potter estudou a interacção da sílica com o carbono, que serviu de base ao processo
de obtenção de silício para fins comerciais durante quase todo o século XX.
O silício elementar é preparado comercialmente pelo aquecimento de dióxido de silício
com carvão de coque em fornalhas eléctricas. Para se obter silício monocristalino recorre-se ao
método de Czochralski que consiste em introduzir uma semente cristalina em silício fundido,
baixando então lentamente a temperatura para que se dê a cristalização.
O vidro comum utilizado para fazer janelas ou garrafas é, na sua maior parte, sílica (75
%), sendo os restantes 25 % uma mistura de Na2O (15 %), CaO (8 %) e Al2O3 (2,7 %). Por vezes
introduzem-se no vidro algumas “impurezas”, como compostos de boro, para aumentar a
resistência ao calor dando origem ao que vulgarmente é conhecido como Pyrex.
Ocorrência: O silício ocorre na Natureza combinado com o oxigénio, na forma de dióxido de
silício, e com oxigénio e diversos metais, na forma de silicatos, nunca se encontrando isolado. No
seu conjunto, os silicatos e a sílica, representam 60 % da crusta terrestre. O tetraedro SiO4 é a
unidade estrutural primária de todas estas substâncias. Na verdade, os silicatos são um grupo
de compostos muito extenso, surgindo da combinação de iões metálicos ou iões negativos
bastante complexos comunidades SiO4. Existem silicatos minerais de quase todos os 42 metais e
não metais para além das terras raras.
O dióxido de silício, vulgarmente chamado sílica, é um dos mais importantes compostos
de silício que ocorre na Natureza, surgindo em três formas cristalinas distintas: quartzo, tridimite
e cristobalite. Estas duas últimas encontram-se apenas em rochas vulcânicas e não têm
aplicações industriais. Aquando do teste da primeira bomba atómica no Novo México surgiu
outra forma cristalina de silício: a keatite. O quartzo é muito comum e ocorre no granito, na areia
e em arenitos. É uma subtância piezoeléctrica utilizada para estabilizar circuitos amplificadores,
para medir potenciais eléctricos muito elevados (milhares de volts) ou para medir pressões
instantâneas muito elevadas. Surgem na Natureza cristais de quartzo suficientemente grandes e
puros para serem utilizados com fins ópticos.
Também ocorrem diversas formas de sílica amorfa com água, tais como a opala ou a
geyserite. Destas destaca-se a opala negra da Austrália, uma das pedras preciosas mais valiosas.
Aplicações: O silício elementar é utilizado na preparação de silicionas, na produção de ligas
metálicas com o ferro, o alumínio, o cobre e o manganésio ou como agente redutor na
manufactura do aço. A liga de ferro-silício é produzida pela redução simultânea de óxido de
ferro e sílica com carbono, a altas temperaturas numa fornalha eléctrica, encontrando posterior
aplicação como agente redutor na produção de magnésio e crómio. A inclusão de uma pequena
percentagem de silício em ligas de alumínio (cerca de 14 %) aumenta a sua consistência e a sua
resistência à corrosão provocada pela água salgada.
Quando se procede à dopagem de um monocristal de silicio elementar puro com
pequenas quantidades de outros elementos, como o boro ou o fósforo, obtêm-se substâncias com
propriedades eléctricas singulares - os semicondutores. Estas substâncias encontram uma
miríade de aplicações na tecnologia actual, pois é com base nos semicondutores que se
inventaram dispositivos como os transístores ou os díodos, que constituem a base de qualquer
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
28
circuito electrónico digital. Os semicondutores podem também ser usados em rectificadores de
potência ou em células solares.
Acção Biológica: Encontra-se sílica em quase todos os organismos vivos. É possível que o silício
tenha desempenhado um papel importante, ou mesmo indispensável, no aparecimento da vida
da Terra. O padrão de deposição de sílica nas plantas é biologicamente específico sendo possível
identificar as plantas pelo exame microscópico das partículas de sílica. Por vezes a presença de
sílica parece indiciar uma maior resistência da planta a diversas doenças ou insectos. As folhas
das urtigas, por exemplo, estão revestidas de milhares de microcristais de silício.
Os tecidos humanos contêm normalmente 6 a 90 mg de sílica por 100 gramas de tecido
muscular; no entanto, esta percentagem varia muito com a idade. Os pulmões têm cerca de 10
mg na infância e podem chegar às 2000 mg por 100g de tecido na velhice.
Certas profissões, onde as pessoas estão mais expostas a poeiras ricas em silício, como os
mineiros, pedreiros ou os oleiros, podem provocar doenças pulmonares graves como a silicose.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
29
15. Fósforo
História: O fósforo é o primeiro elemento objecto de descoberta de que há registo histórico. Em
1669, um comerciante alemão chamado Henning Brand conseguiu obter fósforo elementar
através da distilação da urina, tendo escrito uma carta a Leibniz a relatar a sua descoberta. É
bastante provável que, já na século XII, os alquimistas árabes tenham obtido o elemento por este
processo. No entanto, o respectivo crédito é dado a Brand. O nome do fósforo tem origem grega e
significa “possui brilho” devido à sua propriedade de brilhar no escuro quando exposto ao ar.
Investigações posteriores, levadas a cabo por experimentalistas contemporâneos de
Brand, revelaram que a adição de areia ou carvão à urina ajudava a libertação do fósforo nela
presente. Cerca de um século após os originais trabalhos de Brand, descobriu-se que o fósforo é
um importante constituinte dos ossos, introduzindo-se então um novo método de produção
industrial de fósforo. A reacção dos ossos com ácido nítrico ou ácido sulfúrico produz ácido
fosfórico que aquecido com carvão dá fósforo elementar. Este foi o primeiro método de produção
comercial de fósforo.
Em finais do século XIX, James Readman desenvolveu o primeiro processo de produção
do elemento com uma fornalha eléctrica. Apesar de se terem feito muitos melhoramentos de
design e operação das fornalhas eléctricas, os princípios básicos do método de Readman para
obter fósforo elementar mantêm-se na tecnologia actual.
Ocorrência: Devido ao seu importante papel nos processos biológicos, o fósforo é um dos
elementos mais dispersos na Natureza. Não ocorre livre, sendo comum encontrá-lo na forma de
fosfatos que constituem cerca de 0,10 % da crusta terrestre. Estima-se que seja o 11º elemento
mais abundante nas rochas vulcânicas e sedimentares. O fósforo encontra-se em quase todas as
rochas vulcânicas, tendo estado presente nas erupções vulcânicas durante o período de formação
da Terra. A erosão dos depósitos de fosfatos vulcânicos pela água, e posterior assimilação por
plantas pré-históricas, introduziu o fósforo nos mecanismos biológicos.
O fósforo encontra-se em perto de 190 minerais distintos, mas apenas a série da apatite
tem um papel importante como fonte de fósforo. Esta série é representada pela seguinte fórmula
para uma célula unitária Ca10(PO4)6 (F, Cl ou OH)2.
Apesar de o fósforo estar presente nos tecidos ósseos e nos dentes como hidroxiapatite, os
grandes depósitos de fosfatos na Natureza são compostos principalmente por fluorapatite. Os
depósitos de rochas ricas em fosfatos em todo o Mundo estimam-se em 50 mil milhões de
toneladas. Destas cerca de 2/3 encontra-se no Norte de África e o restante 1/3 disribuído pelos
territórios dos EUA e da Rússia.
Aplicações: O fósforo elementar é utilizado em diversas aplicações pirotécnicas (fogo de artifício,
projécteis luminosos ou nos vulgarmente denominados fósforos), na indústria metalúrgica para
formar ligas metálicas como o bronze fosforoso, no fabrico de insecticidas ou como aditivo de
óleos industriais. O ácido fosfórico é usado como aditivo de certas bebidas bem como na limpeza
de metais ou como agente de fosfatização.
Mas é na forma de sais fosfatos que se encontram as maiores aplicações. A indústria de
fertilizantes absorve a quase totalidade dos fosfatos extraídos das rochas. Há vários tipos de
fertilizantes obtidos com base nos fosfatos, estando estes normalmente misturados com potassa
ou sais de amónio. Os sais fosfatos também são usados no fabrico de detergentes sintéticos
(polifosfato de sódio) e em dentífricos (fosfato de cálcio). Alguns fosfatos condensados utilizam-
se no tratamento de águas para fins industriais.
Acção Biológica: O fósforo é um elemento de vital importância no crescimento e saúde de
plantas e animais. Enquanto hidroxiapatite, o fósforo é um importante constituinte dos dentes e
dos ossos. Como trifosfato de adenosina (ATP), ou outros fosfatos orgânicos, o elemento tem um
papel indispensável em processos bioquímicos. Todos os mecanismos biológicos que utilizam
fósforo, utilizam-no na forma de ortofosfato ou, alternativamente, como polifosfato, que, por
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
30
hidrólise, se transforma em ortofosfato. Exemplos destes processos são a fotossíntese, a
fermentação, o metabolismo, etc.
Nos seres vivos animais, o fósforo é também elemento constituinte do tecido nervoso
bem como do protoplasma celular.
Tabela Periódica dos Elementos Soft-Ciências - 1997
31
16. Enxofre
História: Aparece na Natureza no estado livre