Quimica inorganica 1 leitura

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Quimica Inorgânica I, 2020
1. Dióxido de silício
O dióxido de silício também conhecido como sílica, é o oxido de silício cuja a fórmula é SiO2. É
O composto mais estável de silício. Sua massa molar é 60,1g/mol.
A sílica tem uma rede cristalina atómica cuja a estrutura se pode representar da seguinte maneira
(Khodakov, 1986:102):
− Si – O – Si −
│ │
O O
│ │
− Si – O – Si –
Outros nomes do dióxido de Silício são: Óxido de silício (IV), quartzo e areia.
1.1. Ocorrência
O dióxido de silício é um dos compostos mais encontrado na natureza sob forma de sílica cristalina
e sílica amorfa.
Entre as sílicas cristalinas temos: quartzo, tridinita e cristobalita, topázio (cor pardosa) e ametista
(cor de lilás). Os cristais transparentes e incolores do quartzo que tem a forma duma prisma
hexagonal com pirâmides hexagonais nas extremidades, chamam-se cristal de rocha.
O dióxido de silício amorfo é menos abundante na natureza que o cristalino. Entre as sílicas
amorfas temos: Opala, sílex pirômico, jaspe e terras de infusórios. No fundo dos mares exitem
sedimentos da silíca amorfa porosa fina, chamada trípole ou diatómito. Esses sedimentos formam
se a partir do dióxido de silício nos organismos das algas diatómitas e de alguns infusórios.
(Khodakov, 1986:103; Glinka, 1984:186; Freitas, 1960:184)
A sílica encontra-se na forma de areia.
Este composto químico é também encontrado no reino animal, no tecido conjuntivo e no reino
vegetal nas fibras.
1.2. Obtenção Industrial
a) É obtido a partir do cozimento da argila (Glinka, 1984:192).
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3[Al2O3. 2SiO2. 2H2O] 900oc 3Al2O3.SO2 + 4SiO2 + 4H2O↑
b) É obtido a partir do Feldspato.
K2O. Al2O3. 6SiO2 + CO2 + H2O k2CO3 + Al2O3 . 2H2O + 6SiO2
Feldspato caulina sílica
1.3. Obtenção Laboratorial
a) A partir da reacção de silício e oxigénio a temperatura elevada (Bonga e Ramos, 1996:26).
Si (s) + O2 (S) SiO2(S) + Q
b) A partir da decomposição do ácido silícico (Khodakov, 1986:104).
H2SiO3(aq) SiO2(s) + H2O(l)
c) A partir da combustão do silano (Glinka, 1984:185).
SiH4 (g) + O2(g) SiO2(s) + H2O(l) + Q
d) A partir da reacção de fluoreto de silício com água (Ohlweiler, 1973:268).
3SiF4(s) + 2H2O(l) SiO2(s) + H2SiF6(aq)
1.4. Propriedades físicas
O dióxido de silício é sólido ou branco vítreo, insolúvel em água e solúvel (por reacção) em ácido
fluorídrico e em bases fortes; PF= 1713 °C; PE=2230°C ; solubilidade em água é igual à 0,012g
em 100g de água; densidade igual à 2,28gcm-3.
É isolador de corrente eléctrica, é permeável à luz ultravioleta e apresenta propriedades elásticas
muito boas (Ramos e Bonga, 1996:27; Khodakov, 1986:102).
1.5. Propriedades químicas
a) Reage com ácido fluorídrico (Freitas, 1960:1920
SiO2 (S) + 4HF(aq) SiO2(S) + H2O (l) + Q
b) Reage com bases (Khodakov, 1986:102).
SiO2(S) + 2NaOH(aq) NaSiO3(aq) + H2O(l)
c) Reage com carbonatos (Glinka, 1934:190, Ohlweiler, 1973:275).
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SiO2(S) + K2CO3(s) K2SiO3(S) + CO2(g) ↑
d) Reage com o magnésio (ustulação do magnésio com areia fina; Glinka, 1934:184).
SiO2(S) + 2Mg(s) 2MgO(s) + Si(s)
e) Reage com carbono (Glinka, 1934:184)
SiO2(S) + 2C Si(s) + CO(g) ↑
SiO2(S) + 3C SiC(s) + 2CO(g ) ↑
Carborundo
f) O carvão reduz o sulfato de sódio em sulfito de sódio o qual, entrando na com areia.
2Na2SO4 + 2SiO2(S) + C(S) NaSiO3(s) + SO2(g)↑ + CO2(g) ↑
g) Reage com óxidos metálicos (Khodakov, 1986:110).
Na2O(s) + SiO2(s) Na2SiO3(s)
Aplicação (Freitas e Costa, 1960:185; Glinka, 1984:186)
 É usado na fabricação de cimento. Cimento é produzido a partir das seguintes matérias-
primas: CaO, Al2O3, SiO2, Fe2O3 e MgO.
 É usado na fabricação de vidro. O vidro é uma mistura de silicatos, dióxido de silício, e
outros óxidos metálicos.
 Aplica-se na fabricação de dinamite (trinitroglicerina, absorvida em terras de infusório);
 É usado para cortar vidro em virtude da sua dureza;
 É usado como pedra preciosa;
 A sílica na forma de areia aplica-se largamente na construção de obras;
 A sílica fundida é produzida em fornos de arcos, de plasma ou outros tipos, é usada na
indústria electrónica;
 O quartzo se deforma sob acção do campo eléctrico; essa propriedade dos cristais quartzo
aplica-se nos aparelhos de gravação e de reprodução de som, bem como para a geração das
oscilações ultra-sónicas.
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2. O CHUMBO
207Pb [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2
82
O chumbo é conhecido a muito tempo. É encontrado na composição dos bronzes primitivos, em
estátuas que datam de 300 a.C. Este , antigamente era confundido com o estanho.
2.1. Ocorrência
O chumbo ocorre em pequenas quantidades sub a forma de metal e, sob a forma de minérios, mais
abundante na galena PbS. Os outros minérios de chumbo de menor importância são: Anglesita
(PbSO4); cerusita (PbCO3); mínio (Pb3O4); crocoisita (PbCrO4); e, em menor quantidade a
walfenita
(PbMoO4) e a piromorfita [PbCl2.3Pb3(PO4)2]. Os seus minérios não são muito comuns na
natureza. O teor de chumbo na crosta terrestre constitui 0,0016%.
2.2. Propriedades de chumbo
É um metal cinza azulado, brando, altamente maleável, dúctil, suficientemente mole para ser
cortado com faca, pouco condutor de electrecidade e um dos dez metais de ponto de ebulição muito
baixo.
O chumbo natural apresenta 4 isótopos: Pb204, Pb206, Pb207, Pb208. Estesb são resultado final da
disentegração atômica das três séries de reactividade: de actínio; de urânio; e de tório.
O chumbo é o metal que melhor absorve as radiações nos reactores nucleares.
O chumbo tém formas alotrópicas e o metal puro é muito macio, aumenta-se a dureza com a
presença do Sb, Cu, e outros elementos.
O chumbo comporta-se duma maneira diferente do Ge e Sn, este conserva um “cerne”6s2,
aparecendo como Pb2+, dado que os átomos tem electronegatividade bastante baixa (1,55), as
ligações em muitos dos seus compostos são muito iônicas. Estes electrões 6s2 tem sp3 e o estado
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quadrivalente, é termicamente instável, excepto com ligações de muita elevada
electroposetividade.Portanto, o chumbo normalmente apresenta-se no estado de oxidação +2.
Ex: 2Pb + O2 ∆ 2PbO
Pb + S ∆ PbS
Outra propriedade diferente que o chumbo tem em relação aos outros elementos do grupo IVA é
que ,enquanto o C e Si possuem somente electrões nos núcleos s e p o chumbo tem o subnivel d
completos (10e-), caso que mostra o seu comportamento metálico.
2.3. O estado divalente
Dos quatro elementos apenas o chumbo tem uma química catiônica definida. O íon Pb2+ é
proporcionalmente hidrolizado em água. Em solução perclorato
Pb2+ + H2O PbOH+ + H+ log= -7,9
Em soluções concentradas, e pela adição da base formam-se íons polimerizados com 3; 4 ou 6
átomos de Pb.
[Pb6O(OH)4+(ClO4-).H2O]
A adição de mais base leva, finalmente, ao óxido hidratado, que se dissolve no excesso da base,
dando íon plumbato.
A maioria dos seus sais é pouco solúvel em água. Alguns como; o PbSO4, o PbCrO4 são insolúveis.
Os sais mais comuns solúveis são om Pb(NO3)2 e o Pb(CO2Me)2.2H2O que está completamente
ionizado em água.
Os halogenetos são sempre anidros, e em solução formam espécies complexas como: PbX+, PbX3-
. Com o fluoreto, poremocorre apenas o PbF+.
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O chumbo ao ar, reveste-se facilmente pela pelicukla fina do seu óxido que o protege contra a
oxidação posterior. A água como tal não interactua com o chumbo, mas na presença do ar o Pb
gradualmente destroe-se pela água formando o Pb(OH)2
2Pb + O2 + 2H2O 2Pb(OH)2
Em contacto com a água dura (salgada) o Pb cobre-se pela película proctetora dos seus sais
insolúveis ( principalmente o sulfato, e do carbonato básico de Pb ) que obstaculisa a acção
mposterior da água e a formação de hidróxido.
Aacção do ácido clorídrico e sulfúrico no chumbo é limitada pelas baixas solubilidades do PbCl2
e PbSO4 que revestem o metal duma camada; mas por aquecimento estes penetram os
revestimentos e absorvem o metal. Com o H2SO4 concentrado obtem-se algum hidrogênio, bem
como o SO2.
No HNO3, o Pb dissolve-se facilmente sendo assim mais rápida no ácido diluído do que no
concentrado; pois, o nitrato de chumbo formado é mais solúvel em ácido nítrico diluído do que
concentrado.
Nas bases, o Pb dissolve-se com uma velocidade pequena, a dissolução ocorre mais rapidamente
nas soluções diluídas e quentes. Em conseqüência da dissolução formam-se os hidroxoplumbitos:
Pb + 2KOH + 4H2O K2[Pb(OH)6] + 2H2
(Hidroxoplumbito de chumbo)
Para o chumbo são característicos os nox +2 e +4. Os compostos com nox +2 são mais estáveis e
numerosos.
2.4. Obtênção
O minério mais importante a partir da qual se obtém o chumbo é a galena(PbS).
Chumbo pode-se obter a partir de dois métodos:
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2.4.1. Método de tostação e redução
Aquece-se o PbS em forno e injecta-se ar quente, formando-se PbO e o SO2
2PbS + 3O2 2PbO + 2SO2
O monóxido de chumbo obtido é reduzido em alto forno pelo carvão ou monóxido de carbono ai
formados, obtendo-se assim o Pb:
PbO +C ∆ Pb +CO
PbO + CO ∆ Pb + CO2
2.4.2. Método de ustulação e reacção
Queima-se incompletamente a galena e se obtém óxido e sulfato de chumbo, numa operação
chamada queima ou tostação:
PbO + O2 ∆ PbO + SO2
PbS + 2O2 Δ PbSO4
O produto obtido é aquecido e reduzido pelo PbS a chumbo metálico, sendo a fase chamada de
reacção:
PbS + 2PbO 3Pb + SO2
PbS + PbSO4 2Pb + 2SO2
O chumbo obtido por esse método contem cerca de 2% de impurezas de Cu, As, Sb, Sn, S e Ag.
2.5. Propriedades químicas
Com aquecimento o chumbo reage com soluções aquosas de álcalis, formando hidroxiplumbitos,
reage com base de arrhenius na presença de água.
Pb + 2KOH + 4H2O K2[Pb(OH)6] + 2H2
(Hidroxoplumbito de chumbo).
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O chumbo na atmosfera oxida-se formando na sua superfície uma película protectora que impede
o posterior desenvolvimento da reacção.
2Pb + O2 2PbO
O chumbo é estável em ácidos diluídos (HCl e H2SO4) devido a formação de sais insolúveis.
Pb + 2HCl(dil) PbCl2 + H2
Pb + H2SO4(dil) PbSO4 + H2
Mas o H2SO4(c) dissolve essa película ( PbSO4 )
PbSO4 + H2SO4(c) 80% Pb(HSO4)2
Os compostos de chumbo (II) em particular os óxidos têm propriedades anfóteras
PbO + 2HCl PbCl2 + H2O
PbO + KOH + H2O K[Pb(OH)3]
O sulfureto de chumbo ( PbS-negro ) é insolúvel na água, mas dissolve-se no ácido nítrico
PbS + 2HNO3(c) Pb(NO3)2 + H2S
2.6. Compostos de chumbo
2.6. 1. O óxido de chumbo
É um pó amarelo que se forma durante o aquecimento do chumbo fundido ao ar, apois a calcinação
a temperaturas cerca de 5000C, ele adquir uma cor amarela-avermelhada e nesta forma chama-se
galena.
2.6.2. O hidróxido de chumbo
Forma-se sob a acção de bases sobre os sais solúveis de chumbo (II). Ele possui as propriedades
anfóteras e dissolve-se em ácido com formação de sais de chumbo (II); e em bases, formando o
hidroxoplumbitos, por exemplo:
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Pb(OH)2 + 4NaOH Na4[Pb(OH)6]
Ao fundir o Pb(OH)2 com bases secas , obtem-se sais chamados plumbitos:
Pb(OH)2 + 2NaOH Na2PbO2 + 2H2O
2.6.3. O cloreto de chumbo (II) PbCl2
Obtem-se na forma dum p.p branco sob a acção de ácido clorídrico ou dos seus cloretos solúveis
sobre solução de sais de chumbo (II):
2HCl + PbS PbCl2 + H2S
O PbCl2 é pouco solúvel na água fria, com a subida da temperatura a sua solubilidade na água
aumenta.
O O
// //
2.6.4. Acetato de chumboII “CH3 – C - O - Pb - O - C - CH3”
É um dos poucos sais de chumbo bem solúveis, aplica-se largamente na prática laboratorial. O
acetato tem um sabor doce e chama-se também açúcar de chumbo. Ele emprega-se no tingimento
de tecidos e na obtenção de outros compostos de chumbo.
2.7. Compostos de Chumbo (iv)
2.7.1. O dióxido de chumbo ( PbO2)
É um pó escuro-pardo que se forma sub acção dos oxidantes fortes sobre os óxidos ou sais de
chumbo (II). O PbO2, semelhantemente ao SnO2, representa o óxido amfotero com uma
predominância das propriedades ácidas.
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Os sais que correspondem ao ácido plumbico H2PbO3, não existem no estados livres, chamam-se
plumbatos. Por ex. Ao fundir PbO2 com o CaO forma-se plumbato de cálcio:
CaO + PbO2 CaPbO3
A maioria dos plumbatos é insolúvel na água. Os plumbatos de Na e K são solúveis, na solução
são muito hidrolizados.As propriedades básicas do PbO2 manifestam-se na formação de sais muito
instáveis de Pb (IV).
PbO2 + 4HCl PbCl4 + 2H2O
PbCl4 PbCl2 + Cl2
São conhecidos os dois óxidos mistos de chumbo: Pb3O4 e Pb2O3. Eles podem ser examinados
como compostos de óxidos de chumbo II e IV: 2PbO.PbO2 (Pb3O4) e PbO.PbO2(Pb2O3). O mínio
Pb3O4 é uma substancia vermelha viva. Com base nele é fabricado a tinta que se aplica para
proteger metais contra a corrosão.
2.7.2. Acumulador de Chumbo
É composto por placas gradeadas de chumbo: Umas são preenchidas pelo PbO2 e outras pelo Pb
metálico esporoso.
Estas são mergulhadas no H2SO4(aq) a 35-40%, onde nessa consentração a conductibilidade
eléctrica é máxima.
Durante o trabalho do acumulador ocorre a descarga do mesmo:
+2
I. O chumbo metálico oxida-se: Pb0 + SO42- PbSO4 + 2e- ( anod
+4 +2
II-O PbO2 se reduz: PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e- PbSO4 + 2H2O( catodo )
Equação total: Pb + PbO2 + 2SO42 + 4H+ 2PbSO4 + 2H2O
Os electrões, perdidos por átomos de Pb na oxidação de Pb de PbO2 na redução; eles são
transmitidos pelo circuito externo dum eléctrodo para o outro. Deste modo, o chumbo metálico
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serve do ânodom e é carregado negativamente, e o PbO2 serve de cátodo e é caregado
posetivamente.
No circuito interno (na solução de H2SO4) durante o trabalho do acumulador efectua-se a
transferência dos iões. Os iões SO42- deslocam-se para o ânodo, e os iões H+ para o cátodo. O
sentido desse movimento é condicionado pelo campo eléctrico que surge em conseqüência dos
processos de eléctrodo: Perto do ânodo são ganhos os aniões e p+erto do cátodo os catiões.
A f.e.m do acumulador de chumbo carregado é igual aproximadamente a 2V.
F.e.m= E0oxid - E0Red.
Á medida da descarga do acumulador, os materiais do seu cátodo (PbO2) e o ânodo (Pb) são gastos,
também se gasta o H2SO4. Esse resultado, a voltagem nos bornos do acumulador cai.
Uma vez o acumulador sem carga, recarrega-se. Para carregar o acumulador, ele é posto em
circuito duma fonte exterior da corrente, esta entra no sentido contrario que se verificou na
descarga:
+2
I - No eléctrodo do Pb ocorre redução: PbSO4 + 2e- Pb0 + SO42-(catodo)
+2 +4
II - No PbO2, oxidação: PbSO4 + 2H2O PbO2 + SO42- +4H+ + 2e-( anodo )
+2 +4
Equação total: 2PbSO4 + 2H2O Pb0 + PbO2 + 2SO42- + 4H+
Os iões na solução desalocam-se em sentido contrário que se deslocavam durante o trabalho do
acumulador.
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Nota. Não é difícil notar que esse processo é inverso ao que decorre durante o trabalho do
acumulador. Ao carregar o acumulador, nele de novo se obtem as substâncias necessárias para o
seu trabalho em forma:
descarga
Pb+4 O2 + Pb0 + 4H+ + 2SO42- e 2Pb+2SO4 + 2H2O
Recarregamento
2.8. Aplicação De Chumbo
2.8.1.Chumbo
O Pb serve para preencher células nas placas de acumuladores, aplica-se no fabrico de alguns tipos
de vidros, a partir dele são obtidos outros compostos de chumbo.
Os sais de chumbo são usados como os dearsênio, devido a sua toxidez, em insecticidas. 72% do
chumbo produzido são usados em produtos metálicos, 16% na indústria química( sais,
gasolina,etc.. ); 11%na preparação de pigmentos. No fabrico de munições, chumbo de caça e
serpentinas de refrigerantes, usa-se na indústria de vidro, na refinação de óleo para pintura,
corrantes, borrachas e louças de esmalte Cobrindo o 1% restante todas as demais aplicações.
A sua resistência á corrosão atmosférica e ao ataque pelos ácidos conduz ao seu emprego em
instalações de industrias químicas e no revestimento de tubos e de cabos. Em liga com um pouco
de Sb é utilizado em grandes quantidades nas placas de baterias de chumbo.
2.8.2. Estanho
As ligas de estanho com antimônio e cobre aplicam-se na fabricação de mancais. Essas ligas
(metais babbit) possuem as altas propriedades antifricções. As ligas de estanho em chumbo, as
soldas, são largamente aplicadas na soldagem indirecta. O estanho entra também em algumas ligas
de cobre a titulo do componente ligante.
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2.8.3. Germano
É usado em rectificadores de corrente, transitores e em aparelhos electronicos, como
quimioterapeutico; na química dos organogermánios. O óxido de germânio (GeO2) é usado na
fabrificação de objectivas de microscópio e lentes de câmaras. Usa-se na radiotécnica, técnicas de
televisão e em computadores como ractificadores e amplificadores, no fabrico de termômetros de
resistência, vidros especiais (absorvente de espectro do imfravermelho).
3.0. VIDRO, CERAMICA E CIMENTO
3.1. Vidro
De acordo com o Plínio, foi descoberto por mercadores Fenícios, que estavam cozinhando sobre
um pedadaço de trona, numa praia. A combinação da areia e alcal chamaram atenção aos
mercadores e levou a tentativas, de produzir o resultado. Existiram outros, também que fabricaram
o vidro como os egípcios (6000 ou 5000 a.c); Estados unidos (1639) todos usavam processos
manuais e empiricos.
Hoje, a indústria moderna de vidro é um campo muito especializado, onde se empregam todas as
ferramentas da ciência moderna e da engenharia na produção e controle e no desenvolvimento de
muitos dos seus produtos.
3.1.1. Conceito
O vidro é uma mistura de silicatos, dióxido de silício e outros óxidos metálicos como Na2O, CaO,
MgO, Al2O3 e outras substâncias.
Fisicamente, o vidro é um liquido sub-resfriado, rígido, sem ponto de fusão definida, com uma
viscosidade elevada para impedir a cristalização.
Quimicamente, resulta da união de óxidos inorgânicos, não volacteis que resultam da composição
e fusão de compostos alcalinos terrosos de areia e de outras substância, que facultam a formação
do produto final. O vidro é um produto totalmente vitrificado, ou parcialmente com um teor
reduzido de materialç não vitroso em suspensão.
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3.1.2. Matéria prima
Composição. Apezar dos milhares formulações. Para o vidro nos últimos anos, salienta-se que o
cal a sílica e a soda constituem ainda cerca de 90% do vidro em todo o mundo, da mesma maneira
que a 2000 anos atrás. Não se deve concluir pela inexistência de mudanças importantes na
composição durante este periodo. Assim, os ingridientes principais são a areia, a cal e a barrilha.
E, quaisquer outros materiais podem ser considerados ingridientes secundários, embora possam
provocar efeitos de grande importância.
Os factores mais importantes na fabricação do vidro são a viscosidade dos óxidos fundidos e a
relação entre esta viscosidade e a composição, consoante o tipo de vidro (em percentagem).
A areia, deve ser de quartzo puro. É determinada pela localização da jazida em relação a fábrica
de vidro. Deve conter a sílica com um teor de ferro não superior a 0,45% para o vidro da mesa ou
não superior a 0.015%, para o vidro óptico, pois o ferro não tem efeitos benéficos sobre a
coloração.
O óxido de sódio(Na2O) provem principalmente da barrilha ( Na2CO3 ). Outras fontes podem ser
o bicarbonato de sódio, etc. Para oxidar o ferro e acelerar a fusão pode-se usar o nitrato de sódio.
Fontes importantes de cal (CaO) são o calcário, cal da dolomita calcinada (CaCO3.MgCO3); esta
ultima introduz MgO no banho.
Os feldepasto tem a formula geral (R2OAl2O. 6SiO2), onde R2O representa Na2O ou K2O ou a
mistura dos dois. Os feldepasto tem a vantagem de serem a fonte de Al2O3, porque são porque são
barratos, puros e fusíveis, são constituídos por óxidos que formam o vidro, são fontes de Na2O,
K2O, SiO2. O teor de alumina serve para baixar o ponto de fusão do vidro e retardar a
desvitrificação.
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Trióxido de arsênio adiciona-se para facilitar a remoção de bolhas. Os nitratos de sódio ou potássio
servem para oxidar o ferro e torna-lo menos notável no vidro acabado. O nitrato de potássio ou
carbonato de potássio usa-se para a decorração, ou no vidro óptico.
Assim, o vidro do qual se fabrica a louça (copos, garrafas, etc) é constituído por silicatos de sódio
e de cálcio, ligados com o dióxido de silício. O vidro que se obtém, apresenta a fórmula seguinte:
Na2CaO6SiO2, onde os materiais para a sua obtenção são essencialmente: areia branca, soda e
calcário ou giz. E, na fusão dessa substância ocorrem seguintes reacções:
Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2
CaCO3 + bSiO2 CaO.bSiO2 + CO2
*Na2SO4 cSiO2 + C Na2O.cSiO2 + SO2 + CO
3.1.3. Métodos de produção
Existem vários processos. Mas a base de produção é a seguinte: Fusão, conformação, recozimento
e acabamento.
Fusão. Os fornos de vidro podem ser classificados como fornos de cadinho ou fornos – tanque as
matérias de partida são introduzidos por uma extremidade de um grande “tanque” constituído em
tijolos refratários; alguns tanques com capacidade de 1400 toneladas de vidro fundido.
O vidro se acumula numa massa liquida, que incidem as chamas alternadamente de um e de outro
lado. O vidro “refinado” é “retirado” pela extremidade oposta do tanque, em operação continua. Por
essa razão, existe interesse em torno dos refratários para fornos de vidro.
Os fornos tanques diários são chamados de tanques diários e superam a demanda de 1 até 10
toneladas de vidro por dia. São aquecidos electricamente, ou a gáz.
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*A soda pode ser substituída por sulfato de sódio na mistura com carbono (carvão). Onde reduz o
Na2SO4, formando-se: Na2O.cSiO2 + SO2 + CO.
3.1.4. Conformação ou moldagem
O vidro é conformado a máquina ou modelado a mão. O principal factor a considerar na
conformação mecânica é o modelo da máquina de vidro, que deve completar o objecto em alguns
segundos. Durante este tempo o vidro transforma-se em liquido viscoso em sólido límpido. Dai
desemvolveram-se os problemas operacionais: o escoamento docalor, estabilidade dos metais, as
tolerâncias nos mancais – são muito complicados. O êxito destas máquinas é um tributo
excepcional ao engenheiro do vidro.
Recozimento. Para produzir a tensão, é preciso recozer os objecto de vidro. O recozimento
envolve duas operações: (1) Manutenção da massa de vidro acima de temperatura critica, para
reduzir a tensão interna graças ao escoamento plástico, fixado abaixo de um mínimo
predeterminado. (2) resfriamento da massa até a temperatura ambiente, com lentidão para manter
a tensão abaixo deste mínimo. O forno de recozimento (Lehr) é uma câmara aquecida, projectada
cuidadosamente, onde a taxa de resfriamento é controlada para satisfazer as exigências anteriores.
Acabamento, todos os tipos de vidro sofrwem operações de acabamento que incluem a limpeza,
esmerilhamento, a lapidação, o despolimento, a graduação e a calibração, de acordo com o destino.
3.1.5. Tipos de vidro e sua aplicação
Vidro quartzo ou sílica fundida caracteriza-se pelo baixo coeficiente de expansão, pelo elevado
ponto de amolecimento, oque lhe atribui grande resistência térmica e permite que seja usado além
das faixas de temperatura de outros vidros. Este vidro é muito transparente à radiação ultravioleta.
Silicatos alcalinos são solúveis em água. A areiae a barrilha são fundidas e os produtos são os
silicatos de sódio, cuja composição vai de Na2O. SiO2 até Na2O. 4 SiO2. A solução de silicatos de
sódio (vidro de vidro) é usada como adesivo de papel, na fabricação de caixas de papel ondolado.
Também se usam para a protecção contra o fogo e a preservação de ovos.
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 O vidro de sódio e Cálcio-fabricado actualmente em grandes quantidades serve para a
fabricalção de vasos de todas as espécies de vidros planos e vidros de automóvel, cálices
grossos e de louça de mesa.
 O vidro de chumbo, obtido apartir de ôxido de chumbo, da sílica e álcalis, são usados para
fins decorativos e ópticos.
 Vidros de borrosilicatos-vidros obtidos de boro e sílica, usados em trabalhos ópticos e
científicos e, em certos objecto.
 Vidro de cerâmica-para utensílios domésticos de cozer, de servir e para geleira.
 Vidro de alumina com sílica contém 20% ou mais de alumina, que se destinam a
temperaturas mais altas.
 Fibra de vidro-Usada em testes e como reforçador.
 Vidros especiais-colorido, opalino, translúcido, de seguransa (laminado e temperado);
fotossensível; vidros especiais para o uso químico e industrial. A coloração dos vidros
deve-se a adição dos elementos Manganês, Cobalto, Ferro, Níquel e Antimônio segundo a
cor desejada.
(Indústria de processos químicos pág 161-162)
Outra imformação:
a) Em Moçambique o vidro é produzidop na companhia vidreira de Moçambique, localizada na
Machava, na província de Maputo.
b) A insolubilidade do vidro não é absoluta basta observar algumas reacções do vidro na água.
Mas também deve-se verificar a acção de ácidos, de hidróxidos de sódio e potássio, a quente, por
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conter a sílica na sua composição (isto é, o vidro contém a sílica ). O HF, é o mais importante
agente corrosivo. Dai com ele faz-se gravura em vidro.
3.2. Cerâmica
A argila forma com a água uma massa plástica, que submetida a acção do calor, endurece. Estas
duas propriedades-plasticidade e endurecimento - aproveitam-se no fabrico de variados objectos,
desde as telhas tijolos, louças de barro, até as louças e peças decorativas de faiança fina e porcelana.
3.2.1. Conceito
Cerâmica-é toda industria de objecto feitos com argila(1). É substãncia, fabricada a partir de
compostos refratários.(2).
As argilas são silicatos de alumínio, que provém da desintegração das rochas.
O Cautiu (2SiO3.Al2O3.2H2O) é a argila mais pura. Inclui sempre quantidades variáveis de álcalis
compostos de ferro e magnésio.
3.2.2. Matéria Prima
A argila, o feldspasto e a areia são basicamente usados na fabricação de produtos clássicos de
cerâmica. As argilas são silicatos de alumínio hidratados, mais ou menos impuros, que resultam
da alteração provocada pelo inteperismo das rochas, onde o feldspasto é um mineral inicial
importante. Além da matéria prima principal, usam-se outros minerais, sais e óxidos, como
fundentes e ingredientes refratários especiais, por exemplo, o Bórax (Na2B4O7.10H2O), óxidos de
ferro (II) e (III).
3.2.3. Produção
Os processos de fabricação dos artigos de cerâmica consistem em preparação de massa cerâmica,
moldagem, secagem e cozimento. Essas operações realizam-se de modo diferente, em função da
natureza dos materiais iniciais e das exigências que o produro apresenta.
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Normalmente, os objecto de cerâmica apresentam as cores vermelhas, que se deve a presença de
sesquióxidos de ferro na argila. [Fe3O6]-3.
Durante a produção das reacções que ocorrem resumem-se:
K2O.Al2O3.6SiO2 + CO2 + 2H2O K2CO3 + Al2O3.2H2O + 6SiO2
(Feldspasto de potássio) Caulina Sílica
Existem várias espécies minerais classificadas como argila, mas as mais importantes são a caulinita
(Al2O3. 2SiO2. 2H2O), a Ilita ( K2O, MgO,Al2O3, SiO2.H2O ), todas em proporções variáveis. Do
ponto de vista cerâmico, as argilas são plásticas e moldáveis quando estão com humidade. E, são
rígidas quando estão secas, e vitriosas quando queimadas a temperaturas elevadas. Destas formas
os processos de fabricação dependem destas propriedades.
Durante a produção da cerâmica adiciona-se o esmalte, cuja função é tornar impermeável a água
e proteger contra a poluição e acção dos ácidos e bases, dando-lhe assim um brilho.
3.2.4. Tipos de Cerâmicas e sua Aplicação
Em função de sua aplicação destinguem-se os seguintes tipos:
 Cerâmica de construção pertence o tijolo, telha, tubos e chapas de revestimento;
 Cerâmica refratária aplica-se no revestimento interno dos fornos diferentes, por exemplo,
de altos fornos, fornos de fundição de aço, gusa e de vidro.
 Cerâmica Quimicamente Resistente-Estável a acção dos meios corrosivos a temperaturas
ambiente e elevada. Ela emprega-se na indústria química.
 Cerãmica Habitual-Pertence a artigos de faianças, de porcelana.
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 Cerâmica Técnica-Aplica-se na produção de isoladores, condensadores, velas de ignição,
cadinhos de altas temperaturas e tubos de pares térmicos.
3.3. CIMENTO
3.3.1. Conceito
O cimento é uma substãncia hidráulico aglutinante que pode permanecer sólido durante muito
tempo, tanto na água como no ar.
3.3.2. Matéria Prima e Produção
O cimento é produzido apartir das seguintes matérias primas: CaO, Al2O3,SiO2, Fe2O3 e MgO. Se
junta a matéria prima em certas proporções, depois de pulverizar-se a mistura e homogenizar-se
bem.
Existem dois importantes métodos de homogenização: Processo Húmido e processo seco.
A fabricação de cimento envolve o uso de calcário e argila, como matéria prima e posteriormente,
a adição do gesso. Os principais são o calcário (CaCO3) impurificado por argila e carbonato de
magnésio, decompõem-se a 8940C em CaO e CO2. Nesta temperatura, o MgCO3 decompõem-se
já a (600-7000C). Tal que há combinação parcial das argilas com cal formada, originando
2CaO.SiO2, 2CaO.Al2O3, 4CaO.Al2O3.Fe2O3 e alguns aluminatos de cálcio.
Para a obtenção do cimento, o processo húmido é primitivo, com muitas desvantagens por
consumir maiores quantidades de energia, dai grandes gastos econômicos. O processo aplicado a
seco a seco, usa rocha de cimento natural e a mistura de calcário e argilas, ardósia. Neste processo
de materiais são britados, passando por moinho giratórios ou martelos, são secados, classificados
e cominuidos finamente em moinhos tubulares e depois classificados pneumaticamente.
3.3.3. Tipos de Cimentos e Sua Aplicação
Existem diversas variedades de cimento, consoante a composição percentual do teor dos óxidos
que nele se encontram (Cão, Al2O3,SiO2,Fe2O3 )
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3.3.4. Cimento Portland
Constituído por 3CaOSiO2, 3CaO.Al2O3.Fe2O3 e outros como o MgO,K2O,Na2O e Mn2O3. Este
pode ser branco, cuja condição é possuir baixo teor Fe2O3 para a sua cor.
3.3.5. Cimento Colorido
É o cimento portland comum ou branco ao qual se adicona 5 a 10% de pigmento ( Ôxido de ferro-
amarelo, marrom, vermelho e preto: dióxido de manganês-negro, ôxido de crómio-verde, azul de
cobalto, negro de fumo ).
a). Cimento de Ferro- Tem a mesma matéria prima salvo quanto a quantidades de alumina que é
menor que a do óxido férrico. Assim há uma diminuição de 3CaO.Al2O3 e aumento de
4CaO.Al2O3.Fe2O3. A sua resistência a água do mar é maior devido a diminuição do 3CaO.Al2O3.
b)Cimento de baixo calor de hidratação - Para a sua obtenção as percentagens de 3CaO.Al2O3 e
3CaO.SiO3 serem baixas, porque são eles que desenvolvem maior calor de hidratação. Este
cimento é usado para a construção de barragens e pontes.
c) Cimento Aluminoso - constituído por Cão.Al2O3. 12CaO.7Al2O3 e 2CaO.SiO2. é produzido em
fornos portland, contendo o Al2O3 num grau maior que o cimento portland. É cimento de rápido
endurecimento, mais resistente a água sulfatada e a água do mar, essa propriedade é devida a
presença de 3CaO.Al2O3.
d).Cimento Acidorresistente-Apresenta a mistura de areia finamente moída com uma substânciaactiva de sílica que possui a superfície altamente desenvolvida. A titulo de tal substância, aplica-
se o tripole previamente submetido a um tratamento químico, bem como o dióxido de silício obtido
artificialmente. Após a adição do silicato de sódio à mistura indicada, obtem-se uma pasta plástica
que se transforma em massa estável, resistente contra todos os ácidos, excepto o fluoreto de
hidrogênio. Aplica-se a titulo de uma substância para aumentar a coesão no revestimento de
aparelhos químicos pelas chapas acidorresistentes.
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e). Cimentos Especiais: São de enxofre, tem aceitação normal como material para cimentar
tijolos, tubos de ferro fundido, cimento de silicatos, resistente a todas concentrações de ácidos
inorgânicos, excepto o fluoreto de hidrogênio.
4.1. Germânio
O germánio foi descoberto em 1886 pelo químico alemão Klunes Winkler quando analisava um
minério da Saxônia. Esse elemento foi previsto poe Mendeleev oque chamou de Eka-Silica, por
ter propriedades semelhantes a do silício. Ele possui o numero atômico 32 e massa atómica 72,59.
O germânio encontra-se abaixo do silício no subgrupo IVA do sistema periódico dos elementos,
com a seguinte estrutura electronica exterior 4s24p2. Diferentemente dos outos elementos do
subgrupo, o germânio apresenta características semimetálicas.
4.1. Ocorrência na Naturesa
O germânio encontra-se em grandes quantidades em apenas dois minérios: Na argirodita (GeS2.
4Ag2S) com o teor de 5 a7%, e na germanita-tiogermanato de ferro e cobre (2GeS2FeS.3Cu2S)
encontrada na África do Sul em 1916. Também podemos encontrar no sulfureto de prata e
germânio; a germanite, e a renite. Em minérios de zinco, ocorre na exenita, aparecem vestígios
nas cinzas de carvões e de petróleo. O teor total de germânio na crosta terreste é de 0,0007%(mass).
Os seus depósitos mais importantes são de Tsumeb (Namíbia) e Katanga (RDC) que contém 5 a
8% deste elemento.
4.2. Obtenção do Germânio
Habitualmente a titulo de obtenção do germânio servem os produtos laterais de transformação dos
minérios não ferrosos, bem como a cinza resultante após a combustão de certos carvões.
O germânio pode ser obtido apartir da germanita (2GeS2. FeS.3Cu2S) onde o metal começa a ser
desagregado com a mistura do ácido sulfúrico e ácido Nítrico. A maior parte do germânio se separa
em forma de GeO2 que é dissolvido em ácido clorídrico a 20% obtendo-se o tetraclorecto de
germânio que é por sua vez separado por destilação fraccionada, em seguida trata-se o GeCl4 por
água que hidrolisa o óxido:
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2GeCl4 + 4H2O 2GeO2 + 8HCl
A obtenção do germânio é feita pela redução do óxido com hidrogênio ou carvão:
GeO2(s) + C(s) Ge(s) + CO2
GeO2(s) + 2H2(g) Ge(s) + 2H2O(l)
4.3. Propriedades.
4.3.1. Propriedades físicas
O germânio é um sólido branco acinzentado, brilhante e muito quebradiço, cristaliza-se no sistema
cúbico, tem uma estrutura do tipo diamante com uma disposição tetraédrica dos respectivos
átomos, apresenta condutibilidade eléctrica de um semimetal, funde-se a 9360C e volatiza a
temperaturas elevadas, possui calor de vaporização 78 kcal, calor especifico 0,074 cal/g e
condutância eléctrica 0,022min-crohms-1.
A massa atómica do germânio é igual 72,59g e a sua densidade é igual a 5,35g/Cm3 a 200C.
4.3.2. Propriedades químicas
A temperatura ambiente o germânio é estável a acção do ar, água, ácidos clorídricos e sulfúricos
diluído. A temperaturas elevadas combina-se com o oxigênio formando o GeO2.
Ge(s) + O2(g) GeO2(s)
Sub o aquecimento reage com ácidos nítrico e sulfúrico concentrado formando dióxido de
germânio com a evolução do NO2 e SO2:
Ge(s) + 4HNO3(c) GeO2(s) + 4NO2 + 2H2O(l)
Ge(s) + 2H2SO4(c) GeO2(s) + 2SO2 + 2H2O(l)
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A temperaturas elevadas reage com enxofre dando sulfuretos:
Ge(s) + 2S(s) GeS2
Reage directamente com halogênios dando origem a tetrahaletos volacteis:
Ge + 2Cl2 GeCl4
Reage com bases na presença de peróxidos de hidrogênio formando sais do ácido germânico
(germanato):
Ge + 2NaOH + 2H2O2 Na2GeO3 + 3H2O
Nos compostos o germânio tem número de oxidação igual a +2 e +4 sendo o mais característico
os quais o seu nox é +4. A configuração electronica ns2np2 possibilita o estado divalente devido o
efeito do par inerte.
4.4. Compostos do Ge (II)
Os compostos do germânio (II) são pouco estáveis. E oxida-se facilmente a compostos de
germânio (IV);
4.4.1. O monóxido de germânio (GeO)
É um sólido branco obtido pela decomposição do GeCl2 com água ou hidróxido de sódio.
GeCl2 + H2O GeO + 2HCl
4.4.2. Dihaletos de germânio:
O germânio (II) forma quatro haletos nomeadamente: O difluoreto de germânio GeF2, o dicloreto
de germânio GeCl2, dibrometo de germânio GeBr2 e diodeto do germânio.
O difluoreto de germânio é preparado mediante redução de GeF4 com germânio:
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GeF4 + Ge 2GeF2
O diclorecto de germânio forma-se pela passagem de vapor de GeF4 sobre o germânio aquecido:
GeCl4 + Ge 2GeCl2
O dibrometo de germânio pode ser obtido pela acção do ácido clorídrico concentrado sobre
Ge(OH)2:
2HI + Ge(OH)2 GeI2 + 2H2O
O germânio(II) forma complexos do tipo M1GeX3. ex: CsGeI3.
4.4.3. Compostos de germânio (IV)
A tetravalência é o estado mais estável do germânio formando compostos como: O dióxido de
germânio, tetrahaletos, hidretos e complexos.
O dióxido de germânio é obtido particularmente pelo aquecimento do germânio no oxigênio ou
pela sua oxidação por ácido nítrico concentrado:
Ge + O2 GeO2
Ge + 4HNO3(c) GeO2 + 4NO2 + 2H2O
Os tetrahaletos são preparados pela reacção directa dos elementos.
Ex: Ge + 2Cl2 GeCl4
Da mesma maneira como o silício, o germânio forma hidretos voláteis com a formula geral GenH2n
+2 conhecidos como germanos.
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Ex: GeH4; Ge2H6;... E de forma também hidreto polimerizado; sólido não volátel em que o
germânio é divalente.(GeH2)x.
Finalmente o germânio (IV) forma halocomplexos do tipo M12Gex6.
Ex: hexafluoro germanato (IV) de potássio K2GeF6, hexaclorogermanato (IV) de césio. Cs2GeCl6.
5. ESTANHO
O estanho foi conhecido desde épocas pré-históricas na forma de suas ligas de cobre (bronze). Ele
encontra-se localizado no subgrupo IVA do sistema periódico dos elementos. O estanho é análogo
do carbono, silício e apresenta nos seus compostos o numero de oxidação +2 e +4.
5.1. Ocorrência
O estanho é um dos elementos menos abundantes e geralmente ocorre no estado combinado e o
seu principal mnério é a pedra de estanho ou cassiterite (SnO2), sendo o menos importante a
estanita (Cu2FeSnS4).
O estanho tem sido encontrado livre na Sibéria, Bolívia e nas Guianas, o seu teor na crosta terrestre
é cerca de 0,4%mass. Portanto o estanho possui três variedades alotrópicas nomeadamente, o
estanhoα(cinzento), com uma forma metálica abaixo de 130C; estanho β ou branco, que é de 13 a
1610C, a forma mais estável é o estanho γ ou rômbico , acima de 1610C.
5.2. Obtenção de Estanho
O estanho obtem-se pela redução de cassiterite (SnO2) por carvão nu, forno de reverbero a uma
temperatura entre 1200 a 13000C obtendo-se assim o estanho e monóxido de carbono:
SnO2(s) + 2C(s) Sn + 2CO
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5.3. Propriedades.
5.3.1. Propriedades Físicas
No estadop livre o estanho é um metal branco prateado, brilhante, maleável, dúctil e facilmente
pode ser reduzido a lâminas finas (folhas de estanho). Funde a baixas temperaturas. O estanhoα
cristaliza-se num sistema cúbico, com uma estrutura semelhante a do diamante, o estanhoβ
cristaliza-se num reticulo tetragonal e o estanhoγ forma um reticulo ortorômbico e é muito
quebradiço.
Ao ser arrefecido o estanho branco transforma-se no cinzento devido a alteração essencial da
densidade do metal reduz-ce a pó cinzento e esse fenomeno obteve o nome de peste de estanho,
decorrendo mais rapidamente a temperaturascerca de 30-400C.
5.3.2. Propriedades químicas
a). A temperatura ambiente o estanho não se oxida ao ar sendo porêm aquecido acima da
temperatura de fusão formando o dióxido de estanho.
Sn(s) + O2(g) SnO2
b). Não reage com água a temperatura ambiente, isto porque é oxidado formando na sua superfície
uma película protectora que impede o posterior desenvolvimento da reacção.
c). Reage lentamente com os ácidos clorídrico e sulfúrico diluídos, devido a grande sobrevoltagem
de libertação de hidrogênio nesse metal.
Sub o aquecimento reage com ácidos clorídrico e sulfúrico concentrados formando o sulfato de
estanho (IV) e cloreto de estanho (II):
Sn(s) + 4H2SO4(c) Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O
Sn + 2HCl(c) SnCl2 + H2
d). Reage intensamente com o ácido nítrico quanto mais altas for a sua concentração e temperatura.
Com o ácido concentrado reage formando o ácido β-estánico (H2SnO3) ou SnO2.
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Sn(s) + 4HNO3(c) H2SnO3 + 4NO2 + H2O(l)
Sn(s) + 4HNO3(c) SnO2 + 4NO2 + 2H2O(l)
Com o ácido nítrico diluído reage formando Sn(NO3)2 e reduzindo-se a NO:
3Sn(s) + 8HNO3(dil) 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O(l)
Com ácido muito diluído forma-se o nitrato solúvel de estanho (II) e o ácido reduz-se até nitrato
de amônio:
4Sn(s) + 10HNO3(mto dil) 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O(l)
e). Mediante o aquecimento o estanho reage energeticamente com outros não metais como:
Enxofre, selênio, telúrio, e fósforo.
Ex: Sn + 2S SnS2
f). Combina-se com halogênios dando tetrahaletos; Com cloro e bromo mesmo a temperaturas
ambiente, com o iodo quando moderadamente aquecido. A reacção com o flúor se processa
violentamente a 1000C, mas não de maneira notável a temperatura ambiente:
ex: Sn + 2Cl2 SnCl4
g). Reage com bases concentradas formando estanitos (sais de ácidos estanhoso):
Sn + 2NaOH Na2SnO2 + H2
O cloreto de estanho (II) reage com cloreto de mercúrio (I) sublimando-se formando o cloreto de
mercúrio (II):
2HgCl2 + SnCl2 Hg2Cl2 + SnCl4
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5.4. Compostos de Estanho (IV)
O dióxido de estanho encontra-se na naturesa e pode ser obtido artificialmente pela combustão do
metal no ar ou oxida-se por ácido nítrico com ustulação posterior do produto obtido:
Sn(s) + O2 SnO2
Os hidróxidos de estanho (IV) chamam-se ácidos estánicos e são conhecidos em duas
modificações: Na forma ácido-α-estánico e na forma ácido-β-estanico.
O ácido α-estánico pode ser obtido pela acção da solução aquosa do amoníaco sobre a solução de
cloreto de estanho (IV):
SnCl4(aq) + 4NH4OH(aq) H2SnO3 + 4NH4Cl(aq) + H2O(l)
O ácido estánico dissolve-se facilmente em bases formando sais que contem o ião complexo
[Sn(OH)6]2-( hidroxoestanatos):
H2SnO3 + 2NaOH + H2O Na2[Sn(OH)6]
O ácidoα-estánico reage com ácidos formando sais de estanho (IV):
H2SnO3 + 4HCl SnCl4 + 3H2O
Diferentemente do ácido α-estánico, o ácido β-estânico não se dissolve em ácidos nem em soluções
de bases.
Cloreto de estanho (IV) forma-se pela acção do cloro sobre o estanho metálico ou sobre o cloreto
de estanho (II).
Sn + 2Cl2 SnCl4
Nas soluções aquosas diluídas o SnCl4 é submetido a hidrólise onde o produto final é o ácido α-
estánico.
SnCl4 + 3H2O(l) H2SnO3 + 4HCl
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O hidreto de estanho-é um incolor muito venenoso, liquifaz-se a -520C. A temperatura ambiente
decompõe-se em estanho e hidrogênio:
SnH4 Sn(s) + 2H2
O sulfato de estanho obtem-se pela acção do sulfureto de hidrogênio sobre a solução de cloreto de
estanho (II):
H2S + SnCl2 SnS + 2HCl
O sulfureto obtem-se pela combinação de estanho e enxofre sob o aquecimento:
Sn + 2S SnS2
6. ÍNDIO
O índio foi descoberto em 1863 pelos químicos alemãos Ferdinand Reich e Jheodor Richter
quando analizavam uma blenda de zinco procedente de Freiberg, na Alemanha. O nome do
elemento se deve a raia azul que ele apresenta no espectroscópio.
6.1. Ocorrência na Natureza
O índio é encontrado no estado comercial, no minério boliviano, cilindrita e associados a minério
de zinco de onde é obtido comercialmente. Tem sido encontrado também em quantidades
economicamente não extrativas em minérios de chumbo, ferro e de cobre.
Até a década 1920 era considerado metal raro, sabe-se que actualmente é tão comum quanto a
prata. O metal é actualmente mais produzido no Japão e no mundo ocidental rondando cerca de
93,31 e 56 toneladas por ano respectivamente.
6.2. Obtenção
Existem várias formas de obter o índio, mas a mais comum é precipitar o seu cloreto em solução
com o zinco:
InCl3 + Zn ZnCl3 + In
É obtido também pela electrólise de seu óxido com carvão:
In2O3 + 3C 2In + 3CO
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6.3. Propriedades.
6.3.1. Propriedades físicas do Índio
É um metal prateado, brilhante, muito brando, dúctil;
Ponto de fusão igual a 156,20C
Ponto de ebulição 3030C
Raio iônio 0,81
Conductibilidade eléctrica 21 comparativamente com 6 do tálio;
6.3.2. Propriedades químicas.
O índio dissolve-se em ácidos sulfúricos, clorídricos libertando hidrogênio a semelhança de metais
alcalinos:
2In + 3H2SO4 In2(SO4)3 + 3H2
2In +6HCl 2InCl3 + 3H2
O Índio quando aquecido fortemente com o ar, arde oxidando-se facilmente:
4In + 3O2 2In2O3 (côr amarela)
 Ôxido produzido é insolúvel na água
 Os hidróxidos de Índio são insolúveis na água e nas soluções de ácidos
 O índio, a sua oxidação mais estável é +3. O metal tem a capacidade de formar compostos
no estado de oxidação +1
Ex: InCl, InBr,InI.
O índio é um redutor mais fraco que o alumínio e o gálio. O seu óxido é mais básico que
anfotérico como o de Al e o Ga:
Al2O3-anfoterico
Ga2O3-anfoterico
In2O3-básico
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6.4. Aplicações do Índio
É empregue na fabricação de lâmpadas de mercúrio, nas quais é misturado ao vapor de
mercúrio, melhorando a iluminação;
Também o índio é utilizado em reactores atômicos, sob a forma de discos usados para medir o
fluxo de nêutrons produzidos e ainda na fabricação de rolamentos para motores de avião,
combinando com o chumbo.
O índio é usado em ligas com o germânio na fabricação de transistores, rectificadores e
fotocondutores,
É usado na fabricação de espelhos mais resistentes a corrosão atmosférica e em ligas de baixo
ponto de fusão.
7.0. TÁLIO
O tálio foi descoberto em 1861 por Crooks, quando analisava o pó de chaminé de uma câmara
de ácido sulfúrico em Tilkerorde na Inglaterra. O nome do elemento se deve a linha verde
brilhante que se destingue no seu espectro.
7.1. Ocorrência na Natureza
O Tálio apresenta-se associado em piritas, em minérios de zinco, chumbo e na crookesita que
é um minério de selênio, cobre e prata contendo 16 a 18% de tálio e cerca de 4% de prata.
Ocorrem também entre outros minérios como a lorandita (TaAsS2) e Hutchinsonita.
7.2. Obtenção
A sua preparação é algo complexo, mas pode ser sintetizado por dois processos:
a)Ataque do minério por ácido sulfúrico, seguido de precipitação do iodeto de tálio (TaI) ou
cloreto de tálio (TaCl) fazendo-se a electrólise de sais formados.
b)Por dissolução de cinzas de chaminés dos fornos de pirita com água régia e posterior
tratamento com o amoníaco (NH3) segundo a técnica de separação do grupo, por fim adiciona-
se o iodeto talioso (TaI), que por sua vez é reduzido por fusão de carbonato de sódio Na2CO3
e cianeto de potássio.
Quimica Inorgânica I, 2020
Pode-se obter também por fusão de chumbo.
7.3. Propriedades.
7.3.1. Propriedades físicas
 É um sólido amarelo, maleável e mole que se pode cortar facilmente com faca como
metais alcalinos.
 Apresenta ponto de fusão alto ao longo do seu grupo
 Apresenta baixo ponto de ebulição ao longo do seu grupo,
 Apresenta maior raio ionoco ao longo do seu grupo;
 Apresenta baixa conductividade eléctrica ao nível do grupo;
7.3.2. Propriedades químicas
Quandorecentemente preparado ou aquecido em presença do oxigéniodá a chama cor verde muito
bonita, transformando-se em ôxido. O ôxido transformado na presença de humidade, forma
hidróxido de tálio TlOH que é uma base forte, bem solúvel na água e com capacidade de absorver
CO2 do ar produzindo carbonatos.
O hidróxido de tálio reage facilmente com ácidos sulfúrico e nítrico, mas lentamente com o ácido
clorídrico.
Os compostos de tálio são na sua maioria monovalentes, apresentam desta forma propriedades
semelhantes a de compostos alcalinos.
Os sais de tálio (I) dissolvem-se facilmente na água.
O tálio é o único elemento do grupo que ilustra o efeito de par inerte. Além do número de oxidação
+3, pode relevar +1 e que é mais característico.
Reacção de oxidação de tálio até a produção de carbonato de tálio:
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4Tl + O2 2Tl2O
Tl2O + H2O 2TlOH (base forte)
2TlOH + CO2 Tl2CO3 + H2O
O carbonato de tálio é o único carbonato de metal solúvel na água
7.4. Aplicações:
 Juntamente com o enxofre, selênio, arsênio e o rádio é usado na fabricação de vidro de
baixo ponto de fusão e alto índice de refracção;
 Os seus óxidos têm sido usado na fabricação de vidros especiais;
 O tálio é aplicado na fabricação de fotocelulas, detectores de raios imfravermelhos;
 O sulfato de tálio é extremamente tóxico, é utilizado no combate a roedores e formigas.
 O tálio metálico é um componente de muitas ligas de chumbo.
 O carbonato de tálio (Tl2CO3) também se usa na fabricação de vidros com alta capacidade
de refracção;
 O tálio por ser altamente venenoso é usado na fabricação de raticidas
(Ta2S) e disenfetantes.
Elemento P.fusão P.ebulição R.Ionico Conductividade
Idio (In) 157 2073 0,81 21
Tálio (Tl) 304 1475 0,95 6
8.0 Sub Grupo Principal do VA
8.1 Caracteristicas gerais
Ao subgrupo principal do sistema periódico pertence ao azoto (N2), o fosforo (P), o arsénio (As),
o bismuto (Bi) e o Antimonio (Sb).
Quimica Inorgânica I, 2020
-Todos esses elementos possuem 5e- na sua camada exterior do átomo; caracterizam-se geralmente
como os não metais, porêm a capacidade de captar electrões é exprimida neles de modo fraco do
que noselementos respectivos dos grupos VI e VII.
-O maior número de oxidação é igual a +5 e o menor número de é –3.
-Os compostos destes elementos com o hidrogénio não formam iões de hidrogénio em solução
aquosa.
-Esses elementos apresentam no último nivel a configuração electrónica ns2np3.
8.2 Ocorrência
Desses elementos não metálicos somente o fósforo não ocorre no estado livre.
O nitrogénio constitue cerca de 78% do volume do ar atmosférico, ele constitue 0,04% de massa
na crosta terrestre.
O teor de fósforo na crosta terrestre é cerca de 0,1% de massa. Podemos encontrar o fósforo nas
plantas principalmente nas proteinas de sementes, nos organismos de animais, nos ossos dos
animais superiores e encontra-se também na forma de compostos 3Ca(PO4)2.Ca(OH)2 e
3Ca3(PO4)2.CaCO3.H2O.
O Antimonio-Existe em pequenas quantidades é encontrada em sua forma nactiva no minério
estibirita(Sb2S3) e em outros sulfetos, como mineral negro (Sb2S3 x Cu2S), ablenta de Aluminio e
platina (Sb2S3.3Ag2S)
O bismuto também ocorre em pequenas quantidades principalmente na forma de bismutina (BiH3)
e de “acre” de bismuto Bi2O3. Apresenta-se também com a galena de prata e de bismuto (Cu2S x
Bi2S3).
Arsénio é encontrada na naturesa principalmente nos compostos com os metais ou enxofre e
apenas raramente no estado livre. O seu teor na crosta é de 0,0005%(mass)
8.3. Obtênção
O fósforo é obtido aquecendo-se a 15000C em forno eléctrico, mistura de fosfato de cálcio, coque
e silicio.
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 6CaSiO3 + P4O10
Quimica Inorgânica I, 2020
P4O10 + 10C P4 + 10CO
O Arsénio é obtido usando o sulfeto de arsénio em seguida reduzindo o ôxido com o carbono.
-O Antimonio é obtido pelo aquecimento de Antimonio com o ferro:
Sb2S3 + 3Fe 2Sb + 3FeS
8.4. Propriedades
8.4.1 Propriedades químicas
As propriedades do VA variam com o aumento do número atómico. Visto que as propriedades
não-metálicas são exprimidas no azoto mais fracamente do que no oxigénio e tanto mais do que o
fluor; O enfraquecimento dessas propriedades, na passagem para os elementos seguintes leva o
aparecimento, e crescimento das propriedades metálicas. –Já no arsénio, Antimónio possuem
aproximadamente no grau igual as propriedades não metálicas. Como os metais, e no bismuto as
propriedades metálicas predominam sobre as não-metálicas.
O nitrogénio é um gás- O Fósforo é um sólido e o resto dos elementos do grupo também são
sólidos.
A maioria dos compostos formados pelos elementos do grupo VA é covalente.
A remoção dos cinco electrões da camada de valência implica uma energia de ionização muito
elevada de modo que não se formam iões M5+ contudo, os elementos maiores do grupo (Sb e Bi )
podem ser transformados em iões M3+, perdendo três dos seus electrões externos. Somente o
nitrogénio existe sob forma de moléculas diatómicas porque os demais átomos no grupo são
grandes e seus tamanhos dificultam o estabelecimento de duas ligações pi.
Quimica Inorgânica I, 2020
Algumas propriedades do azoto e de seus análogos
Azoto Fosforo Arsénio Antimónio Bismuto
Estrutura da camada
electrónica exterior do
átomo
2s22p3 3s2 3p3 4s2 4p3 5s25p3 6s26p3
Energia de ionização
do átomo; Ev
14,53 10,49 9.82 8.64 7.3
Electronegatividade
relativa
3.07 2,2 2.1 1.8 1.7
Raio atómico(Nm) 0.071 0.13 0.148 0.161 0.182
Temperatura de
fusão0C
-210,0 44.1
Fósforo
branco
Sublima-se
á 6150C
630.5 217.3
Temperatura de
ebulição0C
-195.8 257 Sublima á
6150C
1634 1550
Densidade g/Cm3 0.81 1.83
P.branco
15.72
P.Cinzento
6.68 9.80
8.4.2 Propriedades quimicas
Reacção Com oxigénio
N2 + O2 2NO
4Sb + 3O2 2Sb2O3
4P + 5O2 2P2O5
a) Reacções com ácidos e água
O nitrogénio não reage com ácidos, mas o fósforo, arsénio reagem com ácidos fortemente
oxidantes:
P4 + 10HNO3 + H2O 4H3PO4 + 5NO + 5NO2
Enquanto que o Bismuto e o Antimónio reagem com ácidos concentrados:
Quimica Inorgânica I, 2020
Bi + 4HNO3(conc) Bi(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Bi + 6H2SO4(Conc) Bi(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
c)Reacção com metais
O nitrogénio reage com metais do grupo IA e IIA formando os nitretos que contém os iões N3-
(Li3N, Na3N, Ca3N ):
N2 + 3Ca Ca3N2
d) Reacção com não metais:
2Sb + 5Cl2 2SbCl5
Pentacloreto de antimónio
N2 + 3H2 2NH3
2P + 5Cl2 2PCl5
O arsénio e o Fósforo combinam-se directamente com o cloro e o S formando os respectivos
cloretos e sulfetos:
2As + 3S As2S3
8.4.2.1 Reacções com àlcalis
O fosfato branco reage com solução concentrada de hidróxido de sódio ou potássio dando:
P4 + 3OH- + 3H2O 3H2PO2- + PH3
P4 + 4OH- + 4H2O 4H2PO2- + 2H2
O arsénio é mais atacado por álcal fundido dando arsénito e desprendendo hidrogénio:
4As + 12OH- 4AsO33- + 6H2
O fósforo vermelho e Nitrogénio não reagem com álcalis.
Quimica Inorgânica I, 2020
8.3. Aplicações
O fósforo emprega-se na metalurgia, ele aplica-se na obtenção de certos semi-condutores-
Fosforeto de gálio(GaP). O azoto encontra a sua aplicação principal a titulo do produto inicial
da sintese de amoniaco e de alguns compostos.
O bismuto puro emprega-se principalmente nos reactores nucleares energéticos a titulo do
agente de transmissão de calor.
9.0 NITROGÉNIO
O azoto foi descoberto em 1722 por um cientista de nome Priestley. O nome desse elemento
provêm do grego e significa “ formador do nitron “ – onde nitron refer-se ao nitrato de potássio
(KNO3). Em francês, o nome para o nitrogénio é o “azoto” que significa “sem vida”. Isto
porque o primeiro quimico Francês A. Lavoisier observou que um rato morreu quando mantido
em atmosferade nitrogénio.
9.1. CaracteristicasO nitrogénio é um gás incolor; insipido e inodoro, com p.f –2100C e ebulição –195,80C, possue
uma energia de dissociação muito elevada. Os átomos de nitrogénio estão ligadosn pela ligação
tripla. A sua molécula pode ser representado como: :N: : : N: ou
O azoto é um gás bastante inertee ligeramente solúvel em água. Possue valência desde –3 á +5. È
o elemento mais ligeiro do grupo e a sua quimica é de grande importãncia.
A sua distribuição electrónica é 2s23p3, possue 5e- na última camada. Ele possue 12 isótopos( 12N,
13N, 14N, 15N, 16N, 17N, 18N, 19N, 20N, 21N, 22N, 23N ) em que o mais estável é o isótopo 14N e
encontra-se abundante na natureza a cerca de 99.63%.
9.2 Ocorrência
O Nitrogénio é osexto elemento mais abundante do universo; o teor total do azoto na crosta
terrestre
Quimica Inorgânica I, 2020
(Incluindo atmosfera e hidrosfera) constitue 0.04% (mass). O azoto constitue 78% de (vol)
atmosf´erico. Encontra-se no seu estado livre em muitos meteoritos, nos gases de vulcões, minas
e em algumas fontes minerais, no solo, em estrelas e nebulosas.
Em combinação com outros elementos ocorre nas proteinas, no salitre do Chile, na atmosfera, na
chuva e na água do mar com iões de amónio (NH4+), nitrito (NO2-) e nitrato (NO3-).
Abund.
Natur(%)
Massa
atómica
Meia
vida
Modo de
dec/energia(Mev)
Ener.Partic
.int(Mev/%)
Spin
(h/2pi)
Mom. Desp.
Magnét(nm)
EnEn.dos
gamos/Intenc
(Mev/%)
12N 12.018613 11m/s B+B+ Alpha
17.338
16.38/95 1+ 0.457nm Rod. An. 4.
438/2
13N 13.005738 9.97m B+ /2.2205 1.19/100 ½- ½-
0.3222nm
14N 99,63% 14.003074 1+ 0.40376nm
15N 0.37% 15.000101 ½- -0.28319nm
16N 16.006099 7.13s β- alpha/10.4187
β-
4.27/68;
10.44/26
2- 6.129/68.8
7.115/4.7
17N 17.00849 4.17s β- ; β-n 8.68 3.7/100 ½- 0.871/3
18N 18.019081 0,62s β- /14.05 94/100 1- 0.822/61
19N 19.01709 0,3s β-/12.53 0.096-3.14
20N 20.0237 0,1s β- /18.1
21N 21.0266
22N 22.0343
9.3 Métodos de Obtênção
9.3.1 Na Indústria
O nitrogénio é obtido industrialmente pela liquesfação do ar e em seguida da
destilaçãofraccionada do ar liquido.
Quimica Inorgânica I, 2020
9.3.2 No Laboratório
Usa-se em laboratório a reacção entre ions amónio (NH4+) e nitrito (NO2-):
NH4+ + NO2- N2 + 2H2O
Pode-se também usar o cloreto de amónio e nitrito de sódio(NaNO3):
2NH4Cl + 2NaNO2 2Na + Cl2 + 2NH4NO2
Também é produzido pelo aquecimento de nitrito de amónio (NH4NO2). Esta decomposição
fornece nitrogénio de alta puresa:
NH4NO2 N2 + 2H2O
O Nitrogénio puro também pode ser preparado quando azoteto de sódio NaN3 é aquecido
cuidadosamente no vácuo:
2NaN3 300ºC 2Na + 3N2
Pode-se também usar a acção de NH3 sobre o ôxido de cobre (CuO), aquecido:
3CuO + 2NH3 3Cu + 3H2O + N2
Quadro resumo de hibridização de alguns compostos de Azoto
Hibrid Pares de ligação Pares.não
compartilhados
Forma
geomét.
molecular
Simetria
molecular
Exemplo:
Sp3 4σ 0 Tetraédrica Td NH4+
Sp3 3σ 1 Piramidal C3p NH3
Sp2 361л 0 Trigonal
plano
D3h O
[O-N ] -
O
Sp 361л 1 Angular Cs Cl-N=O
Sp 362л 0 Linear Dooh [O=N=O] +
Quimica Inorgânica I, 2020
9.4. Propriedades Fisicas
O Azoto é um gás incolor, sem cheiro e pouco dissolvido na água. Ele é um pouco mais leve
do que o ar; A massa de 1l de azoto é igual a 1,25g.
Na molécula de azoto, oas átomos são ligados pela ligação tripla;A energia de dissociação
dessa molécula é muito alta (946Kj/mole) portanto a dissociação térmica de azoto torna-se
visivel apenas após o aquecimento muito forte (a 30000C dissociado cerca de 0.1%)
O azoto é ligeiramente sóluvel em água, com sua temperatura de fusão (-2100C) e ebulição a
–195,80C, densidade de 0,81g/cm3.
9.5. Número de oxidação do Nitrogénio
O azoto possue diversos estados de oxidação que vão desde –3 á +5, que podem ser verificados
nos seguintes exemplos:
9.6. Propriedades químicas
O azoto molrcular é uma substância quimicamente pouco activa; a temperatura ambiente, ele
reage apenas com lítio (Li).
A actividade reduzida do azoto explica-se pela grande estabilidade das suas moléculas que
condicionam a lata energia de activação das reacções que decorrem com participação do azoto.
Nox Compostos
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
+4
+5
Amoniaco(NH3)
Hidrazina(N2H4)
Hidroxilamina(NH2OH)
Nitrogénio Molecular(N2)
Óxido Nitroso(N2O)
Óxido Nitrico(NO), Ácido Hiponitrico(H2N2O2)
Trióxido de diazónio(N2O3); Ácido nitroso (HNO2)
Tetraóxido de diazónio(N2O4)
Pentóxido de dinitrogénio(N2O5); Ácido Nitrico(HNO3)
Quimica Inorgânica I, 2020
a). Reacção com Ar
O ar atmosférico se combina com azoto sob acção de descarga electrica, formando o monóxido
de mononitrogénio ou óxido de nitrogénio (II).
N2(g) + O2 3000 á 4000ºC 2NO
Com mais oxigénio
O nitrogénio reage com um pouco mais de oxigénio dando dióxido de nitrogénio:
1/2N2 + O2 NO2
b). Reacção com hidrogénio.
O nitrogénio entra em reacção com hidrogénio à temperatura e pressões altas na presença de um
catalizador formando amoníaco (NH3)
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
c) Reacção com metais.
Dos metais apenas o lítio combina a temperatura moderada.
6Li + N2 2Li3N
Os nitretos dos metais do grupo IA, com excepção do lítio, não podem obter-se por combinação
directa. Esses são facilmente hidrolisados dando amoníaco.
2B + N2 2BN ao rubro vivo
3Ca + N2 Ca3N2 ao rubro
Os metais de transição formam nitretos metálicos ou intesticiais como por exemplo: TiN; ZrN;
W2N, esses nitretos apresentam pontos de fusão elevados, grande dureza e são quimicamente
inertes.
d). Reacção com ácidos e bases.
Quimica Inorgânica I, 2020
O nitrogénio não reage com ácidos nem bases.
e). Reage com carboneto ou carbeto de cálcio.
CaC2 + N2 1000K CaCN2 + C
19.7 Aplicações.
O azoto encontra a sua aplicação principal a título do produto inicial de síntese dom amoníaco
e de alguns outros compostos. Além disso, ele é empregado também no preenchimento das
lâmpadas eléctricas, para criação do meio inerte na realização industrial de algumas reacções
químicas na bombagem dos líquidos combustíveis.
9.8. Óxidos de Nitrogénio
O nitrogénio se combina com oxigénio formamdo uma série de óxidos; todos eles podem ser
obtidos a partir de ácido nítrico ou seus sais.
É conveniente classificar os óxidos de azoto de amneira tradicional em termos de estado de
oxidação de azoto.
Propriedades Físicas dos áoxidos de azoto.
N2O NO N2O3 N2O4 N2O5
Estado de
oxidação
+1 +2 +3 +4 +5
Peso
molecular
44 30 76 92 108
P.F/k 182,3 109,5 172,4 261,9 305,6
P.E/k 184,7 121,4 233 a 276 294,3 Sublima
Côr do
sólido
Incolor Incolor Azul-claro incolor Incolor
Quimica Inorgânica I, 2020
9.8.1 Ôxido Nitroso (N2O)
9.8.1.1 Caracteristicas
É um gás incolor, com cheiro fraco, sabor doce com pono de fusão 182,7K e ebulição184,7K,
é chamado de gás inalante porque quando inalado provoca riso.
Não é reactivo a temperatura ambiente, o gás por decomposição é um agente oxidante acima
de 900K.
Possue uma estrutura linear, é formado por orbitais hibridas sp. A sua estrutura pode ser
representado por :
9.1.1.2 Métodos de Obtênção
Ôxidos de azoto (I) ou ôxido nitroso, obtém-se por aquecimento de nitrato de amonio a 2000C:
NH4NO3 200ºC N2O + 2H2O
9.2. Propriedades quimicas
O óxido de azoto (I) é um composto termodinámicamente instável. A enrgia livre padrão da
sua formação é posetiva ( ΔG0form=104Kj/mole), mas a temperatura ambiente o azoto é estável,
porem a temperaturas elevadas ele se decompo~e em azoto e oxigénio. O ôxido de nitrogénio
(I) é ligeiramente soluvel em água dando uma solução neutra.
Decomposição do ôxido de azoto
A temperaturas elevadas ele decompõem-se em azoto e oxigénio, e a decomposição vai tanto
mais rápida quanto maior ou mais alta for a temperatura:
2N2O(g) 2N2(g) + O2(g)
O ôxido de azoto (I) não reage com água, nem com ácidos, nem com bases.
Portanto a sua reacção mais notável é com amiodeto de sódio ou potássio fundido a 500K,
dando azotetos:
Quimica Inorgânica I, 2020N2O + 2KNH2 KN3 + KOH + NH3
Portanto o óxido de azoto não é o anidrido do ácido hiponitroso embora ligeiramente solúvel dá
uma solução neutra.
9.3. Aplicações
O óxido aplica-se misturado com anestesia na medicina dentária, também usa-se nos hospitais para
pequenas cirurgias.
9.4. Ôxido Nitrico (NO)
9.4.1 Caracteristicas
É um gás incolor que se condensa num liquido azul-escuro. É dificilmente liquidificado, ferve a
A molécula é paramagnética e tem um electrão desemparelhado num orbital Π antiligante. O gás
é pouco solúvel em água e pertence aos óxidos indiferentes.
Tanto como óxido nitroso (N2O) o Óxido Nitrico também é termodinamicamente instável.
9.4.2 Métodos de Obtênção
A preparação do óxido em grande escala é feita por oxidação do amoniaco com ar numa superficie
de platina aquecida a 758K:
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
No laboratório, o óxido de azoto (II) é obtido habitualmente, pela reacção de ácido nitrico á 30-
35% com o cobre:
3Cu + 8HNO3(dil) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Na indústria ele é um produto intermédio no fabrico de ácido nitrico (HNO3):
4HNO3 4NO2 + O2 +2H2O
Quimica Inorgânica I, 2020
9.4.3 Propriedades Fisicas
O óxido de azoto é um gás com ponto de fusão igual á 109,5K e ebulição 121,4K. E solidifica-se
a 163.70C, O gás é termodinamicamente instável, a energia de formação livre padrão é
posetiva(ΔG0form=86,6Kj/mol); mas ele não se decompõe a temperatura ambiente. Visto que as
suas moléculas são relativamente estáveis.
9.5. Propriedades Quimicas
Reacção com água
O gás é pouco soluvel em água, um volume de água dissolve 0,07volume de NO á 00C.
Decomposição do ôxido de azoto (II)
A temperaturas muito elevadas a decomposição do NO não ocorre até ao fim. No sistema
estabelece-se o equilibrio:
2NO N2 + O2 ΔH=-90,4Kj
Reacção com óxigenio
O óxido nitrico é facilmente oxidado pelo oxigénio do ar até ao óxido de azoto (NO2):
2NO + O2 2NO2
Reacção com o hidrogénio
O óxido nitrico mistura-se com hidrogénio em quantidades iguais-Volumes iguais-Explode ao ser
aquecido:
2NO + 2H2 N2 + 2H2O + 665Kj
Reacção com sódio (Na)
O gás (NO) reage com sódio dando o hiponitrito de sódio:
Na + NO NaNO
Quimica Inorgânica I, 2020
9.6. Trióxido de diazoto ( N2O3 )
9.6.1 Caracteristicas
É um liquido escuro-azul que já a baixas temperaturas se decompõe em NO e NO2.
Tem ponto de fusão 172,4K e ebulição 233 a 276K. O seu peso molecular é de 76. e o estado de
oxidação de nitrogénio é +3, a sua molécula possue uma estrutura desordenada e é representadfa
assim: O2NNO.
9.6.2 Obtenção
O trióxido de dinitrogénio pode ser obtido sub a forma de um sólido azul claro ou com um liquido
azul vivo justamente acima do seu ponto de congelação.
A temperatura mais elevadas a dissociação ( o inverso do caminho preparatório ) torna-se
significativa como mostra os vários casos:
N2O3 NO + NO2
Azul incolor castanho
O trióxido de diazoto também pode ser obtido pela interacção de ôxido Nitrico e o oxigénio:
4NO + O2 2N2O3
9.6.3 Propriedades
9.6.3.1. Propriedades fisicas
O trióxidon de diazoto é um liquido azul-escuro com uma estrutura desoordenada. Ela consiste
como a estrutura do nitroso-nitro O2NNO2; que também pode ser representada por:
9.6.3 2.Propriedades químicas
O trióxido de dinitrogénio é o anidrido formal do ácido nitroso:
Reacção com água.
As reacções que envolvem água apoiam a ideia de que o N2O3 é o anidrido formal do ácido nitroso
(HNO2):
Quimica Inorgânica I, 2020
N2O3 + H2O 2HNO2
Mas ainda soluções alcalinas de N2O3 dão origem à formação de nitrito: (NO2-)
N2O3 + 2OH- 2NO2- + H2O
Em ácidos concentrados tais como tetrafluorobórico, prclórico, sulfúrico e selénico, a côr azul
desaparece dado que se formam sais nitrosilo completamente ionizados:
N2O3 + 3H2SO4 2NO+ + H3O+ + 3HSO4-
9.6.4. Tetraóxido de diazoto ( N2O4)
9.6.4.1 Caracteristicas
É um gás pardo venenoso, com um cheiro forte e é muito tóxico. Tém a côr castanho- avermelhada.
Aop aquecer o dióxido de azoto gasoso, a sua côr ao contrário, intensifica-se e a 1400C torna-se
quase negra, portanto esta alteração da côr é acompanhada também pela variação da sua massa
molecular.
Possue ponto de fusão 261,9K e ebulição 294,3K
A sua estrutura pode ser representada da seguinte maneira:
9.6.5 Obtenção
O melhor processo de preparar tetraóxido de diazoto é +por aquecimento de Pb(NO3)2 e
condensação dos compostos dos gases libertados.
Também obtém-se quando o cobre é atacado por ácido nitrico concentrado e desprende-se o NO2
de côr castanha:
Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
Quimica Inorgânica I, 2020
9.6.6 Propriedades fisicas
O tetraóxido de diazoto condensa-se facilmente num liquido avermelhado (o ponto de ebulição a
210C) oqual ao ser resfriado igualmente se torna mais claro e a –11,20C congela-se formando uma
massa cristalina.
A baixas temperaturas a densidade do vapor corresponde aproximadamente à fórmula dupla, N2O4;
com o aumento da temperatura a densidade do vapor duiminue e a 1400C corresponde a NO2.
A medida do aquecimento as moléculas N2O4 dissociam-se e com a formação das moléculas de
dióxido de azoto (NO2) escuro-pardo, a dissociação completa ocorre à 1400C, deste modoàs
temperaturas de –11,2 à 1400C. Ás moléculas NO2 e N2O4 encontram-se em equilibrio:
N2O4 2NO2 -56,9Kj
9.6. Propriedades quimicas
Reage com H2SO4 concentrado
O N2O4 reage com ácido sulfúrico concentrado formando ambas iões nitrosilo nitroilo:
N2O4 + 3H2SO4 2NO- + H3O+ + 3HSO4-
Reacções com o nitrato de zinco
O nitrato de zinco se dissolve formando um ião complexo:
2N2O4 + Zn(NO3)2 2NO+ + Zn(NO3)22-
Reacções com metais.
Os metais que reagem com N2O4 liquido (Na, K, Zn, Ag, Pb, Hg) libertam todos óxidos nitricos:
Fórmula: M + N2O4 MNO3 + NO; onde M é o metal
Na + N2O4 NaNO3 + NO
K + N2O4 KNO3 + NO
Zn + 2N2O4 Zn(NO3)2 + 2NO
Quimica Inorgânica I, 2020
Os sais reagem dando nitratos
N2O4 + KCl KNO3 + NOCl
N2O4 + 2NaClO3 2NaNO3 + 2ClO2
Reacções Gerais do dioxido de azoto
O NO2-é um oxidante muito forte (energético), muitas substâncias podem arder na atmosfera
tirando nele o oxigénio.
Os vapores de NO2 são venenosos, a sua respiração provoca um irritamento forte das vias
respiratórias e pode levar ao envenenamento sério.
Reacção com água
Ao dissolver-se na água, o NO2 reage com ela formando os ácidos nitrosos e e nitrico
2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
Portanto o NO2 pode ser examinado como um anidrido misto desses ácidos.
Reage com água quente
Devido a instabilidade do ácido nitroso a reacção entre o dióxido de azoto com água,
especialmente quente decorre conforme a equação:
3HNO2 HNO3 +2NO + H2O
Instável, logo
6NO2 + 2H2O 4HNO3 + 2NO
Reacção com oxigénio e água
Na presença do ar o NO formado oxida-se imediatamente e dióxido de azoto ( NO2 ) de tal
modo que neste caso o NO2, no fim descorta completamente passa para o ácido nitrico:
4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3
Dissolução do NO2 nos álcalis
O NO2 dissolve-se nos álcalis, formando uma mistura de sais dos ácidos nitricos e nitroso:
Quimica Inorgânica I, 2020
2NO2 + 2NaOH NaNO3 + H2O + NaNO2
9.10. Pentóxido de diazoto (N2O5)
O pentóxido de diazoto representa cristal branco. Com ponto de fusão 305.6K,é um oxidante forte,
é bem soluvel em água. A sua estrutura molecular pode ser representada:
9.10.1 Obtenção
O pentóxido de diazoto prepara-se pela desidratação do ácido azótico com P2O5.
2HNO3 + P2O5 2HPO3 + N2O5
Por esta reacção o pentóxido de diazoto é considerado anidrido do Ácido nitrico.
9.10.2 Propriedades
O pentóxido de diazoto é um oxidante forte visto que muitas substancias ao encontrar em contacto
com ele imflamam-se. O N2O5 no estado sólido éformado pelo ião nitrato (NO3-) e nitroilo (NO2+).
Os cristais incolores são estáveis a luz solar difusa abaixo de 280K, mas por aquecimento ou
explosão a luz solar dá-se por decomposição.
9.10.3 Propriedades quimicas
Reacção com água
O pentóxido de dinitrogénio dissolve-se em água com um ruído subilante originando HNO3:
N2O5 + H2O 2HNO3
Enquanto que com o peróxido de hidrogénio forma-se o ácido nitrico e também o ácido pernitrico:
N2O5 + H2O2 HNO3 + HNO4
Reage com halogénios
A reacção fortemente oxidante do N2O5 pode causar reacções violentas com agentes redutores:
Quimica Inorgânica I, 2020
N2O5 + I2 I2O5 + N2
Reacção com ácido sulfúrico (H2SO4)
O pentoxido de diazoto reage co ácido sulfúrico concentrado e ioniza-se dando o ião nitroilo
(NO2+):
N2O5 + 3H2SO4 2NO+ + 3HSO4- + H3O+
Quimica Inorgânica I, 2020
Bibliografia
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