PPTs _ Capítulo 22 A química dos não-metais

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Capítulo 22
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Capítulo 22
Química dos não-metais
QUÍMICA
 A Ciência Central 
9ª Edição
David P. White
Capítulo 22
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	Dividimos a tabela periódica em metais, não-metais e metalóides.
	O caráter metálico aumenta para baixo em um grupo e ao longo do período. 
	O elemento mais metálico está localizado no lado inferior esquerdo da tabela periódica. 
	Os metalóides ficam em uma diagonal do B para o At.
	Com exceção do H, os não-metais são encontrados no lado superior direito da tabela periódica.
Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
Capítulo 22
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Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
Capítulo 22
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	A eletronegatividade é importante quando determinamos se um elemento é um metal: quanto menor a eletronegatividade, mais alto é o caráter metálico.
	Os compostos formados entre não-metais tendem a ser moleculares.
	Ao descermos na tabela periódica as ligações variam.
	Do terceiro período para a frente existem orbitais d disponíveis que podem participar de ligações.
Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
Capítulo 22
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	O primeiro membro de um grupo pode formar ligações  mais facilmente do que os membros subseqüentes.
	O Si é bem maior do que o C e o orbital 3p é bem maior do que o orbital 2p, logo, a superposição entre orbitais 3p para formar uma ligação 3p é significativamente pior do que para uma ligação 2p.
	Já que a ligação  Si-Si é bem mais fraca do que a ligação  C-C, o Si tende a formar ligações .
	Exemplo: o CO2 é um gás, o SiO2 é uma rede sólida.
Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
Capítulo 22
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Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
Capítulo 22
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Reações químicas
	Neste capítulo, focaremos nas reações envolvendo O2 (oxidação ou combustão) e H2O (especialmente transferência de prótons).
	As reações de combustão normalmente formam H2O (com compostos contendo H), CO ou CO2 (compostos contendo C), e N2 ou NO (com compostos contendo N).
Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
Capítulo 22
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Reações químicas
	Água, nitrogênio e CO2 são termodinamicamente estáveis, com grandes energias de ligação para as ligações H-O, NN, e C=O.
Conceitos gerais: 
tendencias periódicas e reações químicas
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Isótopos do hidrogênio
	Existem três isótopos para o hidrogênio: Prótio 11H, deutério 21H, e trítio 31H.
	O deutério (D) é cerca de 0,0156 % da abundância natural do H.
	O trítio (T) é radioativo com uma meia-vida de 12,3 anos.
	O deutério e o trítio são substituídos por H em compostos para fornecer um marcador molecular. Esses compostos são marcados, por exemplo D2O.
Hidrogênio
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Isótopos do hidrogênio
	Deuteração (substituição de H por D) resulta em variações cinéticas nas reações (efeito isótopo cinético).
Propriedades de hidrogênio
	O hidrogênio é único.
	O hidrogênio tem uma configuração eletrônica 1s1, logo, ele é colocado acima do Li na tabela periódica.
	Entretanto, o H é significativamente menos reativo do que os metais alcalinos.
Hidrogênio
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Propriedades do hidrogênio
	O hidrogênio pode ganhar um elétron para formar H-, o qual tem a configuração eletrônica do He. Conseqüentemente, o H poderia ser colocado acima dos halogênios.
	Entretanto, a afinidade eletrônica do H é mais baixa do que qualquer halogênio. 
	O hidrogênio elementar é um gás incolor e inodoro na temperatura ambiente.
Hidrogênio
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Propriedades do hidrogênio
	Já que o H2 é apolar e tem apenas dois elétrons, as forças intermoleculares são fracas (ponto de ebulição -253C, ponto de fusão -259C). 
	A entalpia de ligação H-H é alta (436 kJ/mol). Logo, as reações com hidrogênio são lentas e é necessário um catalisador.
	Quando o hidrogênio reage com o ar, ocorre uma explosão (Hindenburg explodiu em 1937):
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)	H = -571,7 kJ
Hidrogênio
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Preparação do hidrogênio
	No laboratório, o hidrogênio geralmente é preparado pela redução de um ácido.
	O Zn é adicionado à uma solução ácida e forma-se bolhas de hidrogênio.
	Hidrogênio borbulha para fora da solução e é coletado em um frasco.
	O frasco de coleta geralmente é preenchido com água, então o volume de hidrogênio coletado é o volume de água deslocado.
Hidrogênio
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Hidrogênio
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Preparação do hidrogênio
	Em grandes quantidades, o hidrogênio pode ser preparado pela redução do metano na presença de vapor à 1100C:
CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3H2(g)
CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g)
Utilização do hidrogênio
	O hidrogênio é usado para a produção de amônia e para hidrogenar óleos vegetais para a fabricação de margarina e gordura.
Hidrogênio
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Utilização do hidrogênio
	O hidrogênio é usado para a fabricação de metanol:
CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(g)
Compostos binários de hidrogênio
	Três tipos de compostos binários de hidrogênio são formados: 
	híbridos iônicos (por exemplo, LiH, preparado a partir de metais e H); 
	híbridos metálicos (por exemplo, TiH2, preparado a partir de metais de transição e H) e
	híbridos moleculares (por exemplo, CH4, preparado a partir de não-metais e metalóides e H). 
Hidrogênio
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	Os gases nobres são muito pouco reativos.
	Todos os elementos têm altas energias de ionização.
	O He é o gás nobre mais importante, uma vez que o hélio líquido é usado como um líquido refrigerante.
Compostos de gás nobre
	Os gases nobres mais pesados reagem mais facilmente que os mais leves.
	Os compostos mais comuns de gases nobres são os fluoretos de xenônio.
Grupo 8A: gases nobres
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Compostos de gás nobre
	Os fluoretos de xenônio têm o Xe nos estados de oxidação +2 a +8.
	Na presença de água, os fluoretos de xenônio formam oxifluoretos:
XeF6(s) + H2O(l)  XeOF4(l) + 2HF
XeF6(s) + 3H2O(l)  XeO3(aq) + 6HF
	O único outro composto de gás nobre conhecido é o KrF2, que se decompõe à -10C.
	Os fluoretos de xenônio são mais estáveis do que os óxidos e do que os oxifluoretos.
Grupo 8A: gases nobres
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	Configurações eletrônicas mais externas: ns2np6.
	Todos os halogênios têm grandes afinidades eletrônicas.
	O estado de oxidação mais comum é -1, mas os estados de oxidação +1, +3, +5 e +7 são possíveis.
	Os halogênios são bons agentes de oxidação.
	Todos os isótopos do At são radioativos. 
 
Grupo 7A: halogênios
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Propriedades e preparação dos halogênios
Grupo 7A: halogênios
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Propriedades e preparação dos halogênios
	As propriedades dos halogênios variam regularmente com o seu número atômico.
	Cada halogênio é o elemento mais eletronegativo em seu período.
	A entalpia de ligação do F2 é baixa. 
	Conseqüentemente, o flúor é muito reativo.
	O potencial de redução do flúor é muito alto.
Grupo 7A: halogênios
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Propriedades e preparação dos halogênios
	A água é oxidada mais facilmente do que o flúor, logo o F2 não pode ser preparado por eletrólise de uma solução de sal.
	O Cl2 é produzido por eletrólise do NaCl(aq) ou do NaCl(aq).
Utilização dos halogênios
	Os CFCs são usados como refrigerantes.
	Os fluorocarbonos são usados como lubrificantes e plásticos (teflon).
	O cloro é usado em plásticos (PVC), no dicloroetano e em outros reagentes químicos orgânicos, na indústria têxtil e de papel.
Grupo 7A: halogênios
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Utilização dos halogênios
	O NaOCl é o ingrediente ativo dos alvejantes.
	O NaBr é usado em fotografia.Os haletos de hidrogênio
	O HF tem um alto ponto de ebulição em virtude das fortes ligações de H no líquido.
	A facilidade de oxidação aumenta F- > Cl- > Br- > I-.
	Os haletos de hidrogênio podem ser formados pela hidrólise de haletos moleculares:
SeBr4(s) + 3H2O(l)  H2SeO3(aq) + 4HBr(aq).
Grupo 7A: halogênios
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Os haletos de hidrogênio
	O HF reage com silicatos (e deve ser armazenado em recipientes de plástico):
SiO2(s) + 6HF(aq)  H2SiF6(aq) + 2H2O(l)
	O NaI e o NaBr podem ser oxidados pela adição de ácido sulfúrico.
	Após a adição do ácido, o I2 violeta e o Br2 amarelo podem ser claramente vistos.
	A maioria dos haletos de hidrogênio são preparados pelo tratameto do sal com ácido sulfúrico:
Grupo 7A: halogênios
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Os haletos de hidrogênio
CaF2(s) + H2SO4(l)  2HF(g) + CaSO4(s)
NaCl(s) + H2SO4(l)  HCl(g) + NaHSO4(s)
	Essas reações não podem ser usadas para o preparo de HBr ou HI.
Compostos Inter-halogênios
	Moléculas diatômicas contendo dois halogênios diferentes são chamadas de compostos inter-halogênios.
	Os compostos inter-halogênios têm o halogênio mais eletronegativo no estado de oxidação -1 e o outro no estado de oxidação +1.
Grupo 7A: halogênios
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Compostos inter-halogênios
	Existem também compostos inter-halogênios poliatômicos.
	A maioria dos inter-halogênios poliatômicos tem Cl, Br, ou I como o átomo central circundado por 3, 5 ou 7 átomos de F.
	Quanto maior é o halogênio, mais compostos inter-halogênios ele pode formar (por exemplo, ClF5 e BrF7 não são conhecidos).
	O composto ICl3 é único. Nenhum outro halogênio é grande o suficiente para acomodar 3 átomos de Cl.
Grupo 7A: halogênios
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Oxiácidos e oxiânions
	O flúor forma apenas um oxiácido: HFO. O oxigênio está no estado de oxidação zero.
	A força do ácido aumenta à medida que o estado de oxidação do halogênio aumenta.
	Todos são agentes de oxidação fortes.
	Todos são instáveis e se decompõem facilmente.
	Os oxiânions são mais estáveis do que os oxiácidos.
Grupo 7A: halogênios
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Oxiácidos e oxiânions
Grupo 7A: halogênios
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Oxiácidos e oxiânions
	Os sais de hipoclorito são usados em alvejantes e desinfetantes.
	Os percloratos são particularmente instáveis na presença de material orgânico.
	O perclorato de amônio é um potente oxidante.
	Na presença de alumínio em pó, o NH4ClO3 é usado para o lançamento de ônibus espaciais.
	Cada lançamento utiliza 700 toneladas de clorato de amônio.
Grupo 7A: halogênios
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Oxiácidos e oxiânions
	Os ácidos periódico (HIO4) e paraperiódico (H5IO6) têm o iodo no estado de oxidação +7.
	O ácido periódico é um ácido forte, o ácido paraperiódico é um ácido fraco (Ka1 = 2,8  10-2, Ka2 = 4,9  10-9).
	O grande átomo de iodo permite 6 átomos de oxigênio à sua volta.
	Os halogênios menores não conseguem formar esse tipo de composto.
Grupo 7A: halogênios
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Propriedades do oxigênio
	O oxigênio tem dois alótropos: O2 e O3.
	O O2 é um gás incolor e inodoro na temperatura ambiente.
	A configuração eletrônica é [He]2s22p4, o que significa que o estado de oxidação dominante é -2.
	A ligação O=O é forte (entalpia de ligação 495 kJ/mol).
Preparação do oxigênio
	Comercialmente: obtido por destilação fracionária do ar. (o ponto de ebulição normal do O2 é -183C e do N2 é -196C.)
Oxigênio
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Preparação do oxigênio
	A preparação do oxigênio no laboratório é a decomposição catalítica do KClO3 na presença de MnO2:
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g).
	O oxigênio atmosférico é reabastecido pela fotossíntese (processo nas plantas onde CO2 é convertido em O2 na presença da luz solar).
Oxigênio
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Usos do oxigênio
	Amplamente utilizado como um agente oxidante (Por exemplo, na indústria de aço para a remoção de impurezas.)
	O oxigênio é usado na medicina.
	Ele é usado com acetileno, C2H2 para a solda de oxiacetileno:
2C2H2(g) + 5O2(g)  4CO2(g) + 2H2O(g)
Ozônio
	Gás venenoso, azul claro.
Oxigênio
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Ozônio
	O ozônio se decompõe para formar oxigênio:
O3(g)  O2(g) + O(g), H = 107 kJ.
	O ozônio é um agente oxidante mais forte do que o oxigênio:
O3(g) + 2H+(aq) + 2e-  O2(g) + H2O(l), E = 2,07 V
O2(g) + 4H+(aq) + 4e-  2H2O(l), E = 1,23 V.
	O ozônio pode ser preparado pela passagem de uma corrente elétrica através do O2 seco:
3O2(g)  2O3(g)
Oxigênio
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Oxigênio
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Óxidos
	O oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo.
	Óxidos: composto com oxigênio no estado de oxidação -2.
	Óxidos de não-metais: covalentes.
	Óxidos metálicos: iônicos. 
	Óxidos básicos: óxidos que reagem com água para formar bases.
	Exemplo: BaO em água o qual produz Ba(OH)2. 
BaO(s) + H2O(l)  Ba(OH)2(aq)
Oxigênio
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Peróxidos e superóxidos
	Peróxidos: têm uma ligação O-O e O no estado de oxidação -1.
	O peróxido de hidrogênio é instável e se decompõe em água e oxigênio:
2H2O2(l)  2H2O(l) + O2(g), H = -196,0 kJ.
	O oxigênio produzido matará bactérias.
	Os peróxidos são importantes na bioquímica: ele é produzido quando o O2 é metabolizado.
Oxigênio
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Peróxidos e superóxidos
	Superóxidos: têm uma ligação O-) e O em um estado de oxidação -½ (o íon superóxido é O2-).
	Normalmente se formam com metais ativos (KO2, RbO2 e CsO2).
	O desproporcionamento ocorre quando um elemento é simultaneamente oxidado e reduzido:
2H+(aq) + H2O2(aq) + 2e-  2H2O(l), E = 1,78 V
O2(g) + 2H+(aq) + 2e-  2H2O2(aq), E = 0,68 V
	Desproporcionamento: 2H2O2(aq)  2H2O(l) + O2(g), E =
 1,10 V.
Oxigênio
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Características gerais dos elementos do grupo 6a
	Configuração eletrônica externa: ns2np4.
	Estado de oxidação dominante: -2 (ns2np6).
	Outros estados de oxidação observados: até +6 (por exemplo, SF6, SeF6, TeF6).
	Há uma variação regular nas propriedades com o aumento do número atômico.
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Características gerais dos elementos do grupo 6a
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Ocorrências e preparação de S, Se e Te
	Processo de Frasch: recuperação de depósitos subterrâneos de S.
	A água superaquecida é forçada para dentro do depósito para fundir o S.
	O ar comprimido é então injetado dentro do depósito de enxofre, o que força o S(l) para a superfície.
	Ocorrência de S: vastamente como minerais de sulfato e sulfeto.
	Ocorrência de Se e Te: minerais raros (Cu2Se, PbSe, Ag2Se, Cu2Te, PbTe, Ag2Te, e Au2Te) e constituintes secundários em minerais de sulfeto.
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
Capítulo 22
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Propriedades e usos de enxofre, selênio e telúrio
	O enxofre é amarelo, sem sabor e quase inodoro.
	O enxofre é insolúvel em água.
	O enxofre existe como alótropos (anéis rômbicos de S8, enxofre plástico).
	O enxofre usado na fabricação de ácido sulfúrico e na vulcanização da borracha.
	Tanto o Se como o Te formam cadeias helicoidais de átomos nos cristais.
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Propriedades e usos de enxofre, selênio e telúrio 
	Existe algum compartilhamento de pares de elétrons entre as cadeias.
	O Se é usado em células fotoelétricas, fotocopiadoras e medidores de luz porque ele conduz eletricidade na presença de luz.
Óxidos, oxiácidos e oxiânions de enxofre
	O ácido sulfúrico é um poderoso agente de desidratação, ácido forte e oxidante moderado.
Outros elementos do grupo 6A: S, Se,Te, e Po
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Óxidos, oxiácidos e oxiânions de enxofre
	O ácido sulfúrico remove a H2O do açúcar, deixando uma massa preta de C. Produz-se vapor porque a reação é muito exotérmica.
	O SO2 é produzido pela reação entre ácido e um sal de sulfito:
2H+(aq) + SO32-(aq)  SO2(g) + H2O(l)
	ou quando o S sofre combustão no ar.
	O SO2 é tóxico para fungos e é usado para esterilizar frutas secas.
	O SO2 em água produz ácido sulfuroso, H2SO3.
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Óxidos, oxiácidos e oxiânions de enxofre
	O Na2SO3 e o NaHSO3 são usados como preservantes.
	Quando o enxofre queima no ar, são formados tanto SO2 (produto principal) quanto SO3.
	A oxidação do SO2 a SO3 necessita de um catalisador (normalmente V2O5 ou Pt).
	O SO3 é usado para produzir H2SO4:
SO3(g) + H2SO4(l)  H2S2O7(l) [ácido polissulfúrico]
H2S2O7(l) + H2O(l)  2H2SO4(l)
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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	 Óxidos, oxiácidos e oxiânions de enxofre
	O ácido sulfúrico comercial é 98 % de H2SO4.
	Apenas o primeiro próton é removido do H2SO estequiometricamente:
H2SO4(aq)  HSO4-(aq) + H(aq)
	Conseqüentemente, sais de sulfato (SO42-) e de bissulfato (HSO4-) são importantes (“ácido seco” na limpeza de piscinas e banheiros).
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Óxidos, oxiácidos e oxiânions de enxofre
	O íon sulfato é o SO42- e o íon tiossulfato é o S2O32- (tio = um átomo de O substituído por S):
8SO3-(aq) + S8(s)  8S2O32-(aq)
	O hipossulfito (usado em fotografia) é o Na2S2O3.5H2O.
	O filme fotográfico é uma mistura de cristais de AgBr em gelatina.
	A exposição à luz faz com que o AgBr se decomponha em prata.
	Quando o filme é suavemente reduzido (revelado) apenas os íons Ag+ próximos à prata formam uma imagem de prata preta metálica.
	O filme é tratado com hipossulfito para remover o AgBr não exposto.
Outros elementos do grupo 6A: S, Se, Te, e Po
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Propriedades do nitrogênio
	Gás incolor, inodoro e sem gosto constituído de moléculas de N2.
	Não reativo por causa da forte ligação tripla.
	Exceção: a queima de Mg ou Li ao ar (78 % nitrogênio):
3Mg(s) + N2(g)  Mg3N2(s)
6Li(s) + N2(g)  2Li3N(s)
	O N3- é uma base de Lewis forte (forma NH3 em água):
Mg3N2(s) + 6H2O(l)  2NH3(aq) + 3Mg(OH)3(s)
Nitrogênio
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Nitrogênio
 Propriedades do nitrogênio
	Diversos estados de oxidação comuns (de -3 a +5). Mais comum +5, 0 e -3 (configuração eletrônica [He]2s22p3).
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Preparação e utilização do nitrogênio
	O N2 é produzido pela destilação fracionária do ar.
	O nitrogênio é usado como um gás inerte para excluir oxigênio de alimentos acondicionados, fabricação de reagentes químicos, fabricação de metais e produção de aparelhos eletrônicos.
	O nitrogênio é fixado pela formação de NH3 (processo de Haber).
	O NH3 é convertido em outros químicos úteis (NO, NO2, nitritos e nitratos).
Nitrogênio
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Preparação e utilização do nitrogênio
Nitrogênio
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Compostos de nitrogênio com hidrogênio
	A amônia é um dos compostos de nitrogênio mais importantes.
	A amônia é um gás tóxico incolor com um aroma pungente.
	No laboratório, a amônia é produzida pela reação entre o NaOH e um sal de amônio:
NH4Cl(aq) + NH3(aq)  NH3(g) + H2O(l) + NaCl(aq)
	A amônia é preparada comercialmente pelo processo de Haber.
Nitrogênio
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Compostos de nitrogênio com hidrogênio
	A hidrazina, N2H4, contém uma ligação simples N-N.
	A hidrazina (venenosa) é preparada pela reação entre a amônia e o hipoclorito:
2NH3(aq) + OCl-(aq) N2H4(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
	O NH2Cl venenoso é um intermediário na reação (ele borbulha para fora da solução quando amônia caseira e alvejante são misturados).
Nitrogênio
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Compostos de nitrogênio com hidrogênio
Nitrogênio
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Compostos de nitrogênio com hidrogênio
	A hidrazina pura é um líquido oleoso que explode quando aquecido:
N2H4(l) + O2(g)  N2(g) + 2H2O(g)	H = -534 kJ
Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
	Três óxidos comuns: N2O (gás hilariante, usado como um anestésico), NO (gás tóxico e incolor, pode ser preparado através da redução do HNO3 pelo Cu) e NO2 (gás amarelado, constituinte principal da névoa, e venenoso).
Nitrogênio
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Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
	Preparação:
NH4NO3(s)  NO2(g) + 2H2O(g)
3Cu(g) + 2NO3-(aq) + 8H+(aq)  3Cu2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
4NH3(g) +5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g) (processo de Ostwald)
4HNO3(aq)  4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l) (na presença de luz)
	O processo de Ostwald é a rota comercial para o NO:
4NH3(g) +5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g) (processo de Ostwald)
Nitrogênio
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Nitrogênio
Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
	Ela ocorre em 3 etapas:
	oxidação da NH3 pelo oxigênio para formar NO (normalmente é usado um catalisador Pt);
	oxidação do NO pelo oxigênio para formar NO2 (o NO que não reagiu é reciclado);
	NO2 é dissolvido em água para formar ácido nítrico.
Capítulo 22
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Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
	O nitrogênio desproporciona-se na produção de ácido nítrico:
3NO2(g) + H2O(l)  2H+(aq) + 2NO3-(aq) + NO(g)
	O NO é um neurotransmissor muito importante (faz com que os músculos que recobram os vasos sanguíneos relaxem).
	Ácidos comuns: HNO3 (nítrico) e HNO2 (nitroso).
	O ácido nítrico é um ácido forte.
Nitrogênio
Capítulo 22
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Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
	O ácido nítrico concentrado oxidará a maior parte dos metais:
NO3-(aq) + 2H+(aq) + e-  NO2(g) + H2O(l), E = 0,79 V
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e-  NO2(g) + 2H2O(l), E = 0,96V
	O ácido nítrico é usado para a fabricação de fertilizantes (NH4NO3), remédios, plásticos e explosivos.
	O ácido nitroso (fraco, Ka = 4,5  10-4) não é estável e desproporciona-se em NO e HNO3. 
Nitrogênio
Capítulo 22
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Características gerais dos elementos do grupo 5A
	Configuração eletrônica do orbital mais externo ns2np3.
	Estado de oxidação mais comum -3. Outros estados de oxidação comuns -1, +1, +3 e +5.
	A variação nas propriedades atômicas é muito impressionante.
	As entalpias de ligação X-X não são confiáveis.
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
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Características gerais dos elementos do grupo 5A
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
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Ocorrência, isolamento e propriedades do fósforo
	Existem dois alótropos do fósforo: vermelho e branco.
	O fósforo branco é altamente reativo (reage espontaneamente com oxigênio ao ar).
	Conseqüentemente, o fósforo branco é armazenado na água.
	Se o fósforo branco é aquecido à 400C na ausência de ar, ele se converte em fósforo vermelho.
	O fósforo vermelho é o alótropo mais estável e normalmente não é armazenado sob água.
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
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Haletos de fósforo
	O fósforo forma uma variedade de tri- e pentahaletos.
	O mais importante: PCl3 usado em sabão, detergente, plástico e na produção de inseticida.
	Preparação de haletos de fósforo:
2P(s) + 3Cl2(g)  2PCl3(l)
	Na presença de cloro em excesso:
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
34.unknown
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Haletos de fósforo
	Exceção: uma vez que o F2 é um oxidante forte, obtemos
2P(s) + 5F2(g)  2PCl5(g)
	Na presença de água a hidrólise ocorre facilmente:
PF3(g) + 3H2O(l)  H3PO4(aq) + 3HF(aq)
PCl5(l) + 4H2O(l)  H3PO4(aq) + 5HCl(aq) 
Compostos oxi de fósforo
	Os compostos de fósforo contendo oxigênio são extremamente importantes.
Outros elementos do grupo 5A: P,As, Sb, e Bi
Capítulo 22
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Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
Capítulo 22
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Compostos oxi de fósforo
	O óxido de fósforo(III), P4O6 é preparado através da reação de fósforo branco com ar.
	O óxido de fósforo(V), P4O10 é preparado através da reação de fósforo com excesso de oxigênio.
	O óxido de fósforo(V), P4O10 é também preparado através da oxidação do P4O6.
	No caso de ambos os óxidos de fósforo, os átomos de P ainda adotam a estrutra tetraédrica. (Isto é, os átomos de P se encontram nos vértices de um tetraedro.)
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
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Compostos oxi de fósforo
	O óxido de fósforo(III), P4O6 produz ácido fosforoso, H3PO3 em água. 
	O H3PO3 é um ácido diprótico fraco (o H ligado ao P não é ácido).
	O óxido de fósforo(V), P4O10 produz ácido fosfórico, H3PO4.
	O P4O10 é usado como um agente de secagem por causa de sua afinidade com a água.
	O ácido fosfórico é um dos ingredientes da Coca-Cola.
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
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Compostos oxi de fósforo
	Os ácidos fosfórico e fosforoso sofrem reações de condensação.
	O ácido fosfórico e seus sais são usados em detergentes (como Na5P3O10) e fertilizantes (de rochas fosfáticas extraídas de minas).
	Os compostos de fósforo são importantes em sistemas biológicos como o trifosfato de adenosina (ATP) que armazena energia nas células.
Outros elementos do grupo 5A: P, As, Sb, e Bi
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Formas elementares do carbono
	O carbono constitui aproximadamente 0,027 % da crosta terrestre.
	É o principal constituinte da matéria viva.
	O estudo dos compostos de carbono é chamado de química orgânica.
	Existem três formas cristalinas do carbono:
	grafita (macia e preta),
	diamante (claro, duro e forma uma rede covalente) e
	buckminsterfulereno (forma molecular do carbono, C60, as moléculas são parecidas com bolas de futebol).
Carbono
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Formas elementares do carbono
	Formas Microcristalinas e amorfas do C:
	Carbono preto (CH4(g) + O2(g)  C(s) + 2H2O(g)): usado como um pigmento em tintas pretas e pneus de automóveis;
	Carvão vegetal (formado pelo aquecimento da madeira na ausência de ar): carvão ativado é usado para a remoção de odores e impurezas do ar e da água, e
	Coque (formado pelo aquecimento de carvão na ausência de ar): usado como um agente de redução.
Carbono
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Óxidos de carbono
	O carbono forma CO e CO2.
	CO é muito tóxico (se liga irreversivelmente ao Fe na hemoglobina, provocando parada respiratória).
	O CO também tem um par solitário no C, o que não é normal.
	O CO é uma boa base de Lewis (por exemplo, o Ni(CO)4 forma-se facilmente quando o Ni é aquecido em CO).
	O CO pode ser usado como um combustível (por exemplo, 2CO(g) + O2(g)  2CO2(g), H = -566 kJ).
Carbono
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Óxidos de carbono
	O CO é um bom agente redutor (por exemplo, Fe3O4(s) + 4CO(g)  3Fe(s) + 4CO2(g)).
	O CO2 é produzido quando compostos orgânicos são queimados em oxigênio:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l)
	O CO2 é produzido pelo tratamento de carbonatos com ácido. 
Carbono
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Óxidos de carbono
	A fermentação do açúcar para produzir álcool também produz CO2:
C6H12O6(aq)  2C2H5OH(aq) + 2CO2(g)
	Sob pressão atmosférica, o CO2 condensa-se para formar CO2(s) ou gelo seco.
	O CO2 é usado como gelo seco (refrigeração), carbonação de bebidas, soda (Na2CO3.10H2O) e bicarbonato de sódio (NaHCO3.10H2O).
Carbono
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Ácido carbônico e carbonatos
	Quando o CO2 se dissolve em água (moderadamente solúvel), forma-se ácido carbônico:
CO2(aq) + H2O(l) H2CO3(aq)
	O ácido carbônico é responsável por fornecer às bebidas carbonadas um acentuado gosto ácido.
	A neutralização parcial do H2CO3 produz hidrogeno carbonatos (bicarbonatos), e a neutralização completa produz carbonatos.
	Muitos minerais contêm CO32-.
Carbono
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Ácido carbônico e carbonatos
	A temperaturas elevadas o CaCO3 decompõe-se:
CaCO3(s)  CaO(s) + 2CO2(g)
	Essa reação é a fonte comercial de cal, CaO.
	O CaO reage com água e com o CO2 para formar o CaCO3, que liga a areia na argamassa:
CaO(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(aq)  CaCO3(s) + H2O(l)
Carbono
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Carbetos
	Os carbetos são compostos binários entre C e metais, metalóides e determinados não-metais.
	Três tipos de carbetos:
	iônico (formado por metais ativos, por exemplo, CaC2),
	intersticial (formado por metais de transição, por exemplo, carbeto de tungstênio) e
	covalente (formado por B e Si, por exemplo, SiC).
Carbono
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Outros compostos inorgânicos de carbono
	A química inorgânica é o estudo dos compostos dos elementos diferentes de C.
	Dois compostos inorgânicos de carbono interessantes são HCN e CS2.
	O HCN (cianeto de hidrogênio) é um gás extremamente tóxico.
	O HCN é produzido pela reação de um sal, por exemplo, NaCN, com ácido.
	Os cianetos são usados na fabricação de plásticos como o náilon e o Orlon.
Carbono
Capítulo 22
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Outros compostos inorgânicos de carbono
	O CS2 é um importante solvente para ceras e graxas.
	O vapor de CS2 é muito tóxico.
Carbono
Capítulo 22
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Tendências gerais dos elementos do grupo 4A
	Configuração eletrôncia externa: ns2np2.
	As eletronegatividades são baixas.
	Os carbetos (C4-) são raros.
	O estado de oxidação dominante para Ge, Sn e Pb é +2.
	O carbono tem um número e coordenação 4, os outros membros têm números de coordenação mais altos.
	As ligações C-C são muito fortes, logo, o C tende a formar longas cadeias.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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	Tendências gerais dos elementos do grupo 4A
	Uma vez que a ligação Si-O é mais forte do que a ligação Si-Si, o Si tende a formar óxidos (silicatos).
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Ocorrência e preparação do silício
	Bolachas de Si são cortadas de cristais cilíndricos de Si.
	O silício tem muitos usos importantes na indústria eletrônica.
	O Si é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre.
	O Si elementar é preparado pela redução do SiO2:
SiO2(l) + 2C(s)  Si(l) + 2CO(g)
	O Si é um semicondutor e, deste modo, deve ser extremamente puro.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Ocorrência e preparação do silício
	Para purificar, converta o Si impuro em SiCl4 (com Cl2), destile e então reduza o SiCl4 em Si puro:
SiCl4(g) + 2H2(g)  Si(s) + 4HCl(g)
	O Si é então adicionalmente purificado pela refinação de zona.
	A refinação de zona é usada para produzir Si ultrapuro.
	O cristal de silício é colocado dentro de um tubo com uma atmosfera inerte.
	Uma espiral de aquecimento é lentamente movida para baixo em Si.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Ocorrência e preparação 
do silício
	À medida que a espiral derrete o Si, quaisquer impurezas se dissolvem e descem pela espiral de aquecimento.
	No fundo do cristal, a porção de Si contendo todas as impurezas é arrancada e descartada.
	O cristal restante é ultrapuro.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Silicatos
	90 % da crosta terrestre é constituída de compostos de Si e O.
	Os silicatos são compostos onde o Si tem quatro átomos de O circundados em um arranjo tetraédrico.
	O estado de oxidação do Si é +4.
	Outros minerais, como o zircônio, ZrO4, têm uma estrutura similar.
	O tetraedro de silicato são unidades básicas para estruturas mais complicadas.Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Silicatos
	Se dois SiO42- se ligam, um átomo de O é compartilhado.
	Esta estrutura é o íon disilicato, Si2O76-.
	Para se determinar a carga no íon, precisamos olhar os estados de oxidação (+4 para o Si e -2 para o O): {[2(+4)] +[7(-20]} = -6.
Capítulo 22
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Silicatos
	Tanto a torteveita (Sc2Si2O7) como a hardistonita (Ca2Zn(Si2O7)) contêm íons disilicato.
	Muitos tetraedros de silicato podem se ligar para formar chapas, cadeias ou estruturas em 3D.
	Considere uma estrutura com dois vértices ligados a dois outros tetraedros: 
	uma cadeia simples de fios de silicato pode se formar com uma unidade de Si2O64- que se repete. 
	Exemplo: enstatito (MgSiO3).
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Silicatos
	Considere uma estrutura com dois vértices ligados a outros três tetraedros:
	resulta em uma chapa bidimensional.
	resulta em talco mineral (talco, Mg3(Si2O5)2(OH)2).
	os asbestos formam cadeias ou chapas de silicatos. 
	as chapas em asbestos são formadas em rolos.
	os rolos tornam os asbestos fibrosos.
	as fibras podem ser tecidas em pano (roupas à prova de fogo).
	O silicato tridimensional forma o quartzo.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Silicatos
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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 Vidro
	Vidros são o resultado que se obtém quando silicatos são aquecidos (as ligações Si-O são quebradas) e depois resfriados rapidamente (as ligações Si-O são formadas outra vez antes que os átomos sejam capazes de se organizarem em um arranjo ordenado).
	São usados aditivos para reduzir o ponto de fusão do SiO2.
	O vidro em janelas e garrafas é chamado vidro de soda-cal (CaO e Na2O são usados como aditivos).
	O CaO e o Na2O formam calcário (CaCO3) e cinza de soda (Na2CO3) quando aquecidos.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Vidro
	As propriedades dos vidros são alteradas por aditivos:
	CoO produz vidro de cobalto azul,
	K2O produz um vidro mais resistente do que Na2O,
	PbO produz vidro de cristal de chumbo (alto índice de refração) e
	B2O3 é usado para fazer Pyrex e Kimax.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
Capítulo 22
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Silicones
	Os silicones consistem em cadeias de ligações O-Si-O com Si-R 
 (R = grupo orgânico tal como CH3), preenchendo a valência de Si.
	Os silicones podem ser materiais parecidos com óleo ou borracha, dependendo do comprimento da cadeia e do grau de ligação em cruz.
	Os silicones são usados em lubrificantes, ceras de polimento de carros, lacradores, calafetagem e para a fabricação de tecidos à prova d’água.
Outros elementos do grupo 4A: Si, Ge, Sn, e Pb
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	Boranos: compostos de boro e hidrogênio.
	O BH3 reage com ele mesmo para formar diborano, B2H6.
	Hidrogênio aparece para formar duas ligações.
	O diborano é muito reativo:
B2H6(g) + 3O2(g)  B2O3(s) + 3H2O(g), H = -2030 kJ.
	Alguns boranos são reativos (B5H9) enquanto outros são estáveis ao ar à temperatura ambiente (B10H14).
	O B2O3 é o único óxido de boro importante.
Boro
Capítulo 22
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Fim do Capítulo 22
Química dos não-metais