MANUAL-QUI.INO-I grupos da tabela periodica

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Faculdade de Ciências Naturais e Matemática 
ElaboradoPor Compilado por 
Phd José António Pereira de Barros EduardoMuchamisso Samuel 
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O Hidrogénio 
 
 
 
Descoberta: 
 
 Theophrastus Bombastus Von Hohenheim mais conhecido por (Paracelcio) 
sec. XVI; 
 Robert Boyle – 1671 (gás inflamável da reacção do ferro com ácidos 
minerais) 
 Cavendish – 1966 (reconheceu-o como elemento) 
 Lavoisier mais tarde dá-lhe o nome de hidrogénio (formador de água) 
 
 
Ocorrência: 
 
 15.4% (percentagem atómica) na crosta terrestre ocupando a terceira 
posição dos elementos mais frequentes na crosta terrestre. 
 No universo é o elemento mais frequente ca. 93% (% atómica). 
 Existe na natureza particularmente sob a forma de compostos como a 
água, os compostos orgânicos, etc. 
 Por existir em abundância nos organismos vivos ele é um elemento 
essencial e de importância vital. 
 Liberta-se em pequenas quantidades como componente de gases 
vulcânicos, mas deixa facilmente a atmosfera difundindo-se pelo universo 
devido a sua densidade muito pequena (14 vezes menor que a do ar) e a 
sua grande velocidade de propagação. 
 Julga-se que o percursor da formação de todos os elementos. 
 
 
 
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Teoria sobre a formação do universo e dos elementos: 
 
 Pelas teorias de formação do universo supõe-se que todos os outros 
elementos de massa atómica maior resultaram da fusão nuclear sucessiva 
de átomos de H e do He nas estrelas. 
 Esta suposição baseia-se no facto de a% atómica de H ser de 93% a do He, 
2 moles de positrões, 2 moles de raios gama e 2 moles de neutrinos. O 
processo é extremamente exotérmico devido à formação de He e conduz 
segundo a relação massa – energia de Einstein a uma redução de massa e 
uma libertação de cerca de 2 500 000 000 Kj/mol de Energia. 
4 1H1 2He4 + 2 γ + 2ال 
 
Localização na tabela periódica dos elementos: 
 
 Como elemento de constituição atómica mais simples ele ocupa uma 
posição especial na tabela periódica dos elementos. 
 Esta posição é de importância fundamental para o tratamento da ligação 
química dentro de perspectivas de covalência, electrovalência e metálica. 
 
 
Hidrogénio atómico: 
 
 É constituído por um protão no núcleo e um electrão na electrosfera. 
 É extremamente activo e pode sofrer basicamente 3 mudanças 
electrónicas nomeadamente: 
1. libertação de um electrão (oxidação) com formação do protão 
assemelhando-se assim aos metais alcalinos. O protão nunca ocorre 
isolado em sistemas químicos. 
2. recepção de um electrão com formação do ião hidreto que é 
isoelectronico com o He. 
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3. formação de ligações covalentes por partilha de electrões (ligações 
covalentes puras e polares consoante a electronegatividade do 
parceiro). 
 
Isótopos de Hidrogénio 
 
Do hidrogénio são conhecidos três isótopos: 
 
 Dois naturais – o hidrogénio H de número de massa 1 e o deutério D de 
número de massa 2 
 Um artificial o trítio T de número de massa 3. 
 Todos eles possuem somente um protão no núcleo quer dizer o mesmo 
número atómico e diferente número de neutrões. 
 
 
Hidrogénio molecular: 
 
 É constituído por dois átomos do hidrogénio unidos por uma ligação 
covalente pura. 
 Em condições normais de T e P é um gás incolor, sem cheiro, menos denso 
que o ar, pouco solúvel (19.9 ml/l de água), é combustível e inflamável. 
 Consoante a temperatura pode-se ter dois isómeros de spin: o orto com 
spins paralelos e o para hidrogénio com spins opostos. 
 
 
Obtenção do hidrogénio 
 
Obtenção laboratorial: 
 
 Por reacção de um metal activo com água. 
 Na + H2O NaOH + ½ H2↑ 
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 Por reacção de um metal activo com um ácido. 
 Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 ↑ 
 Por reacção de um metal activo com uma base forte. 
 Al + NaOH + 3 H2O Na [Al(OH)4 ] + 
3/2 H2 ↑ 
 
Obtenção técnica: 
 Por electrolise da água. 
 2H2O H2 ↑ + O2 ↑ 
 Por acção da água sobre o carvão (redução) 
 C + H2O 1000ºc H2 ↑ + CO ↑ (gás da água) 
 Por Craking de hidrocarbonetos. 
 C6H12 C6H6 + 3 H2 ↑ 
 Por fotólise da água (método actual ambientalmente viável). 
 K ĥ٧ K* 
 H2O + K* H2 + ½ O2 + K (K= fotocatalizador complexos metálicos) 
 
 
Reacções do hidrogénio 
Com Halogéneos 
No grupo dos halogéneos a reactividade decresce do flúor ao iodo. 
 Reage com o flúor molecular violenta e espontaneamente mesmo no 
escuro; 
 H2 + Cl2 hv 2HCl 
 H2 + Br2 hv 2 HBr 
 
 Com o Iodo a reacção é reversível: 
 H2 + I2 2 HI 
A reacção com o cloro pode ser interpretada segundo a seguinte 
mecanismo: 
 Start ou iniciação: Cl2 hv 2Cl 
 Reacção em cadeia: Cl + H2 HCl + H 
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 H + Cl2 HCl + Cl 
 Recombinação de radicais: H* + *Cl HCl 
 
Com oxigénio 
A reacção com o oxigénio pode ser interpretada segundo um mecanismo de cadeia ramificada: 
 
 Start ou iniciação: H2 calor 2 H 
 Reacção em cadeia: 
 
 A recombinação de radicais permite o término da reacção. Reacções 
desta natureza ocorrem quando a velocidade de ramificação da cadeia é 
maior que a de recombinação de radicais. 
 As reacções que se fazem entre o hidrogénio e o oxigénio para a 
produção de alta energia são controladas e atingem temperaturas até 
2800 graus centígrados. 
 
 
Com Óxidos Metálicos. 
 
 O hidrogénio funciona com um bom redutor: 
 CuO + H2 Cu + H2O 
 PbO + H2 Pb + H2O 
 Fe2O + 3 H2 2 Fe + 3 H2O 
 
Sínteses importantes 
 
 Síntese do amoníaco importante na produção de fertilizantes, plásticos, 
explosivos, medicamentos, etc.: 
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6N2+3 H2 cat Tip 2 NH3 
 
 síntese de metanol: 
 CO + 2H2 cat Tip CH3OH 
 síntese de hidrocarbonetos: 
 6 CO + 13 H2 catTip C6H14 + 6 H2O 
 síntese de outros álcoois. 
 
 
 
Formação de pontes de hidrogénio 
 
A ideia de que o átomo de H pode simultaneamente ligar-se a dois outros 
átomos, formando uma ponte, foi desenvolvida por M. L. Huggins (1919). 
 
Este é um dos mais importantes princípios da estrutura química, 
particularmente da química da fase condensada e dos sistemas biológicos. 
 
As particularidades das substancias com pontes de H dependem da força, da 
simetria e da polaridade inerente a estas, que são determinadas pela carga 
negativa efectiva dos átomos base da ponte e da distancia entre estes, bem 
como pela ligação com outras pontes. 
 
Este ponto de vista permite representar a ponte de H como uma ligação 
covalente fraca, na qual o par electrónico de ligação se encontra mais 
localizado no parceiro mais electronegativo. 
 
A ligação XS-- HS+ encontra-se polarizada de tal modo que no conjunto resulta 
uma distribuição assimétrica de cargas. Este facto que é conhecido como 
indução polar, causa na maioria dos casos a natureza electrostática da 
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ligação e reduz o carácter covalente nas mesmas que deriva e depende da 
sobreposição de uma orbital ocupada de y e uma orbital de X – H. 
 
Quanto mais os átomos X e Y estiverem próximos um do outro maior será a 
intensidade da sobreposição, o carácter covalente e mais estável será a 
ligação. 
 
Existem poucos compostos com pontes simétricas. 
 
 
A maioria dos compostos apresenta pontes assimétricas. 
 
 
A formação das pontes de hidrogénio pode ser interpretada á luz do conceito 
de ácido base de Bronsted. 
 
R-X-H------------IY-R (X,Y = F, O, N....átomos electronegativos) 
Doador Receptor 
 
Nos compostos inorgânicos ocorrem maioritariamente pontes de H de 
natureza inter molecular: 
 
HF, KHF2, H2O, NH3, KH2PO4 ,HCN, NaHCO3, Na(H2SiO4).nH2O. 
 
Nos compostos orgânicos as pontes de H podem também ser de natureza inter 
molecular e sendo, permitem a formação por exemplo da estrutura 
secundária das proteínas nos organismos vivos. 
 
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As moléculas de água e outras moléculas contendo hidrogénio e uma ligação 
covalente polar formam no estado sólido e liquido agregados de moléculas. 
 
A formação desses agregados deve-se maioritariamente a força de natureza 
electrostática usando o H como ponte. 
 
A força de ligação com base nas pontes de H é menor que a 
duma ligação covalente (ca. De 1/3 a 1/40) e depende da 
natureza da molécula. 
 
A existência dessas ligações conduz-se macroscopicamente através dos 
elevados pontos de fusão e ebulição, das elevadas entalpias de vaporização 
e nos desvios batocrómicos (de comprimentos de onda pequenos a grandes) 
e alargamento das bandas das frequências de valência vx-H no espectro IR. 
 
 
 
 
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O Sétimo grupo principal 
o grupo dos halogéneos 
 
Visão geral do grupo: 
 
Os halogéneos apresentam duma forma muito clara propriedades e Químicas 
que permitem demonstrar a lógica da sua pertença a um mesmo grupo, o grupo 
- 7 principal da tabela periódica dos elementos. 
 
Os elementos são designados halogéneos devido a sua capacidade de formar 
sais. A designação halo génios vem do grego que significa “bom formador de 
sais”. 
 
Propriedades gerais. 
 
A variação das propriedades ao longo do grupo estão em correlação com a 
variação do nº atómico e com o aumento das forças de Van der Waals. 
 
Estado físico e coloração 
 
O F2 e um gás amarelo – esverdeado em condições normais 
O Cl2 é um gás amarelo em condições normais 
O Br2 é um líquido castanho muito denso em condições normais 
O I2 é um sólido cinzento-escuro com brilho metálico em condições normais. 
O At2 é radioactivo com um tempo médio de vida de 8.3 horas. 
 
Eles são todos a metais embora o carácter metálico cresça ao longo do grupo. 
 
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Nesta família as propriedades variam sistematicamente ao longo do grupo da 
seguinte forma: 
 
1. A densidade, os pontos de fusão e de ebulição crescem com o aumento 
do nº atómico e como resultado de aumento das forças de Van der Waals. 
 
2. O carácter oxidante dos elementos decresce enquanto o carácter redutor 
dos seus iões halogenetos crescem ao longo do grupo. 
 
3. A força ácida dos ácidos binários com o hidrogénio cresce ao longo do 
grupo, devido a diminuição de energia de dissociação da ligação (H- X) 
entre o hidrogénio e o halogéneo. Isto deve-se ao afastamento crescente 
das camadas electrónicas de valência dos halogéneos em relação ao 
núcleo com o aumento do número quântico principal ao longo do grupo. 
 
4. A electronegatividade diminui ao longo e carácter covalente da ligação 
com elementos electropositivos cresce neste sentido, correspondendo ao 
decréscimo da electronegatividade e ao aumento do carácter metálico 
neste mesmo sentido. Esta regularidade pode ser observada 
macroscopicamente pela variação da cor dos halogenetos por exemplo 
os de prata, e pela diminuição da sua solubilidade. 
 
5. Os estados de oxidação mais elevados são mais frequente nos elementos 
mais pesados e a capacidade de formar compostos estáveis com outros 
elementos nos estados de oxidação mais elevados decresce ao longo do 
grupo (exp: ReF7, ReCl6, ReBr5 ReI4). A estabilidade dos complexos decresce 
do flúor ao iodo. 
 
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6. A tendência de formar poli aniões em cadeia cresce ao longo do grupo. 
 
 
7. Os elementos do grupo dos halogéneos formam como em nenhum outro 
grupo uma grande variedade de compostos entre si ( compostos inter 
halogénicos), nos quais maioritariamente o flúor aparece como o mais 
electronegativo e o iodo como o mais electropositivo. 
 
 
 
 F Cl Br I At 
Estado de 
agregação (PTN) 
gás Gás liquido sólido Sólido 
cor Amarelo-
esverdeado 
amarelado castanho Cinzento-
escuro 
--- 
 
 
 
SímboloF Cl Br I At 
Formula 
molecular 
F2 Cl2 Br2 I2 (At2) 
Z numero 
atomico 
9 17 35 53 85 
Ar massa 
atomica 
19 35.5 79.9 126.9 (210) 
rA(pm)raio 
atom 
71 99 114 133 (140) 
Rix(pm) 133 182 198 220 (230) 
δ (g.cm-3) 1.63 1.66 3.18 5.15 ----- 
 
 
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 F Cl Br I At 
EN 4.0 3.0 2.8 2.2 1.96 
Ip(ev)inergia de 
ioniz 
17.4 12.97 11.84 10.45 9.5 
A(ev)afinidade 
eletro 
3.39 3.61 3.36 3.06 2.8 
ADH(Kjmol1)X-X 158 243 193 151 (116) 
UθH(V) X2/ 2X- +2.8
7 
+1.36 +1.07 +0.53 --- 
 
 
Configuração electrónica 
Camada 
(nível) 
9F 17Cl 35Br 53I 
K(1) 2 2 2 2 
L(2) 7 8 8 8 
M(3) 7 18 18 
N(4) 7 18 
O(5) 7 
 
Possibilidade de formar ligações: 
 X X- + 1e- (exige muita energia. É raro) 
X + 1e- X-(comum nas reacções com os metais) 
X +X X2 (formação de ligaçao covalente pura) 
X + Y XY ou YX (formação de compostos heteroatómicos com ligação covalente) 
 
 
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Reactividade. 
 
As energias de ionizaçao são tão elevadas que a formação do catião X somente 
pode ser esperada nos halogéneos mais pesados mas não no flúor. 
 
Os números de oxidação que ocorrem com frequência nos compostos são (-1, +1, 
+3, +5, +7). Os números de oxidação positivos têm carácter formal. 
 
Devido a estrutura electrónica de valência, os átomos do halogéneo preferem 
captar um electrão atingindo a estrutura de um gás nobre com a formação do 
ião halogeneto. 
 
Também formam compostos covalentes no estado de oxidação formal (-1). 
 
O flúor aparece somente no estado de oxidação +1 e forma somente ligações 
covalentes simples, devido a sua posição no segundo período. 
 
Os halogéneos mais pesados pedem usar as orbitais d para formar ligações. Assim 
podem-se formar orbitais híbridas a partir de orbitais S, P, que irão participar em 
ligações ou então podem ocorrer ligações pela sobre posição com orbitais d 
vazias dos halogéneos (ligação p-d). A este ultimo caso dá-se o nome de Back 
Donation ou retro doação. 
 
Esta participação das orbitais d dos halogéneos em ligações Químicas esclarece 
por ex. as elevadas energias de dissociação característica dos halogéneos mais 
pesados em comparação com o flúor e a formação de compostos 
interhalogenicos e com elevados números de coordenação (ClF5, BrF5 IF5, IF7 
HClO4). 
 
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Os halogéneos no estado elementar 
Descoberta 
Os elementos Flúor (H. MOISSAN, 1886); Cloro (C.W.SCHELLE, 1774); Bromo 
(A.I.BALARD, 1826) e Iodo(B.COURTOIS, 1811) ocorrem somente em compostos 
devido a sua reactividade. 
 
O elemento flúor ocorre em compostos com o cálcio na fluorite (CaF2 ), 
fluorapatite Ca5(PO4)3F, criolite (Na3AlF6) e no fluoreto de hidrogénio ( HF)n que 
ocorre até 0,03% nos gases vulcânicos. Uma série de compostos voláteis do flúor 
são também expelidos por diversas industrias para a natureza, salientando-se a 
indústria do alumínio ( poluição antropogenica de origem industrial ) 
 
Cloro, Bromo e Iodo 
Capacidade oxidativa: Solubilidade em água: 
F2>>Cl2>Br2>I2 F2>>Cl2>Br2>I2 
 
Reactividade com água: 
F2 produz O2 Cl2,Br2, I2 produzem HX + HOX 
 
Solubilidade em CCl4 
Br2 CCl4 cor castanha I2 CCl4 cor violeta 
 
Reactividade inter-halo genica 
X2 + 2Y- 2X- + Y2 
 
Ocorrência: 
 
Cl: compostos do Na e K [NaCl, KCl (silvinite) MgCl2.KCl.6H2O (carnalite)] 
Br: compostos com K e Mg [MgCl2KBr.6H2O (bromocarnalite)] 
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I: compostos com o Ca [ Ca(IO3)2; Ca(IO3)2.8CaCrO4 alem do NaIO4. Ocorre 
também em organismos como algas e nos vertebrados na tiróide. A sua carência 
causa o bócio. 
 
Aplicação do flúor 
 
Preparação do UF6 (separação de isótopos) 
Preparação do SF6 (gás protector) 
Aditivos das pastas dentífricas – combate a carie: 
 Ca5(PO4)3OH + F- Ca5(PO4)3F + OH- 
(hidroxiapatite) (fluorapatite) 
Produção de compostos orgânicos (Teflon) 
 
Reactividade do flúor 
 F2 + H2O 2 HF + 1/2 O2 
 X2 + H2O HX + HOX (X= Cl, Br, I) 
 
Reage com todos os elementos excepto o nitrogénio 
Forma fluoretos iónicos 
É um oxidante forte ( IF7, PtF6, BrF5, AgF2, CoF3, XeF6) 
 
 
Identificação do flúor 
 
CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF 
4 HF + SiO2 SiF4 + 2H2O 
 
O HF ataca o vidro (SiO2) causando a sua destruição. 
 
 
 
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Obtenção dos halogéneos 
 
O flúor obtém-se pela electrólise duma mistura de KF, HF. 
 
O cloro, bromo e iodo obtém-se pela oxidação dos respectivos halogéneos: 
 2 NaCl fusao/eletro 2Na+Cl2 
 2 NaCl + 2 H2O eletrolise 2 NaOH + H2 + Cl2 
 MgBr2 + Cl2 MgCl2 + Br 
 CaI2 +Cl2 CaCl2 + I2 
 CaI2 + Br2 CaBr2 + I2 
 
Isto é, o cloro é capaz de oxidar o Br- e I-. Por seu turno o bromo e capaz de oxidar 
o iodo. 
No laboratório o cloro é obtido pela reacção entre o MnO2 ou o KMnO4 com o 
HCl: 
 MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O 
 2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 2KCl +5 Cl2 + 8 H2O 
 
 Também se pode obter o cloro pela reacção da água de javel 
 
 (Cl2 + KO KCl + HOCl) com HCl experiência de baixo custo 
 KOCl + 2 HCl KCl + Cl2 + H2O 
 Ca(OCl)2 + 4 HCl CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O 
Os halogéneos são extremamente agressivos (poder oxidante) podendo atacar 
uma série de substâncias: 
 
Com H2S e NH3: 
 X2 + H2S S + 2H+ + 2X- 
 3X2 + 2NH3 N2 + 6H+ + 6X- 
 
 
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Com os metais e o hidrogénios formam os respectivos halogenetos metálicos: 
 M + nX2 MXmMXm (X=F,Cl,Br,I) 
 H2 + X2 2 HX 
Com os a metais 
 S + Cl2 SCl2 
 2P + 3 Cl2 2 PCl3 
 
Com a água- o Cl, Br, I reagem com a agua formando HX e HOX: 
 X2 + H2O HX + HOX desproporção 
 
Com soluções básicas diluídas a frio: 
 X2 + KHO KX + OHX (desproporção) 
 
Com soluções básicas [ ] a quente: 
 3 X2 + 6 KHO 5 KX + KXO3 + 3 H2O (desproporção acentuado) 
 
A fotólise das soluções aquosas de cloro liberta oxigénio. Esta reacção permite 
purificar a água 
 
 2Cl2 + 2 H2O 4 H+ + 4 Cl- + O2 
 
Aplicação dos halogéneos 
 
80% da produção do cloro é aplicada na obtenção de solventes orgânicos 
(clorofórmio, Tetracloreto de carbono, tricloroetileno), na produção de cloro 
benzol, fogenio, bem como de materiais sintético como o PVC e o cloropreno. 
Também se usa o cloro para produzir insecticidas e pesticidas, produtos de 
limpeza de branqueamento e de desinfecção. 
O bromo é usado na produção de corantes, analgésicos, pesticidas, 
medicamentos ,papel fotográfico, filmes, etc... 
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O iodo é usado na produção de lâmpadas, catalisadores, medicamentos, 
lubrificantes, etc..... 
 
Compostos dos Halogéneos 
Halogenetos dos metais (halogéneos iónicos) 
 
Obtém-se a partir da reacção directa dos halogéneos com metais (NaCl, NaBr, 
NaI, MgCl2, MgI2, etc....). São sais típicos, denotando pontos de fusão e ebulição 
elevados e conectividade eléctrica quando fundidos ou em solução. 
 
Halogenetos dos ametais (hologenetos covalentes) 
 
São compostos com propriedades covalentes mais acentuadas que as iónicas, 
com pontos de fusão e ebulição relativamente baixos e por isso são voláteis e 
não conduzem a corrente eléctricas (CCl4, BCl3, AlCl3, BeCl2, etc...). Neles 
incluem-se os halogenetos do H2 (HX), cujas reacções em solução são muito 
importantes. Este último grupo de substâncias (HX) são ácidos de Brönsted: 
 
 HX + H2O H3O+ + X- ( reacção de Acido – Base ) 
 
Uma reacção desta natureza também é importante na analise de iões de Cl- ou 
de NH4+ é a reacção do HCl com o NH3: 
 
 NH3 + HCl NH4Cl 
 O ácido clorídrico é uma solução aquosa do cloreto de hidrogénio. 
 O HCl comercial contém cerca de 24 a 36% de massa de HCl. 
 O HCl é normalmente usado em análise química e em titulações. 
 
 O HCl mostra todas as propriedades dum ácido forte não oxidante (dissolve 
metais activos com formação de hidrogénio e neutraliza bases fortes). Em 
condições anóxicas o Cu, Hg, Ag e Au não reagem com o HCl. 
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 O HCl misturado com o HNO3 numa proporção de 3:1 forma água régia 
que pode dissolver metais nobres devido à reacção do cloreto de nitosil e 
de cloro que se formam: 
 3 HCl + HNO3 NOCl + Cl2 + H2O 
 
O suco gástrico contém 0,4% de HCl. 
Os compostos hidrogenados dos halogéneos (HX) são todos gases incolores, 
agressivos e picantes à pele e as mucosas. Formam neblinas esbranquiçadas 
quando expostas ao ar húmido. 
 
A densidade dos HX cresce ao longo do grupo dos halogéneos. 
 
Os HX formam em fase líquida e sólida pontes de hidrogénio inter moleculares e 
são todos bem solúveis em água e álcool. A sua dissolução é um processo 
exotérmico. 
 
São todos ácidos fortes e a sua força aumenta ao longo do grupo com o 
aumento do raio dos halogéneos. 
 
As soluções aquosas dos halogenetos do hidrogénio reagem com: 
 óxidos metálicos: MgO + 2HCl Mg 2+ + 2Cl- + H2O 
 hidróxidos metálicos : Ca(OH)2 + 2HCl Ca 2+ + 2Cl- + 2H2O 
 metais activos : Mg + 2HCl Mg2+ + 2Cl- + H2(g) 
 
Compostos Oxigenados 
NOX Óxidos Ácidos Sais 
-1 OF2; O2F2 HF (fraco) NaF, KF, ..... 
+1 Br2O, Cl2O HOC, HOBR, HOI NaOCL, NaOBr, KOI 
+3 Cl2O3 HClO2 NaClO2 
+5 Br2O5, I2O5 HClO3, HBrO3, HIO3 NaClO3, NaBrO3, NaIO3 
+7 Cl2O7 HClO4.HBrO4, HIO4 KClO4, KrO4, HIO4 
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Os compostos com estados de oxidação elevados são instáveis. Algumas 
estruturas de lewis: 
 O O 
 Cl2O: = Cl – O – Cl; Br2O5 = O – Br – O – Br – O 
 
 Cl2O3: = O – Cl – O – Cl – O 
 
Nomenclatura dos ácidos: Nomenclatura dos sais: 
 HOCl: ácido hipocloroso NaOCl: hipoclorito de sódio 
 HClO2: ácido cloroso NaClO2: clorito de sódio 
 HClO3: ácido clórico NaClO3: clorato de sódio 
 HClO4 ácido perclórico NaClO4: perclorato de sódio 
 
Compostos interhalogénicos: 
 
XY XY3 XY5 XY7 
CIF(g) CIF3(g) ClF5(G) 
BrF(g) BrF3(I) BrF5(i) 
*IF *IF3(s) IF5(s) If7(s) 
**BrCl(g) 
**ICl(s) **(ICl3)3(s) 
**IBr(s) 
 
*desproporcionam a temperatura ambiente; ** dissociam-se nos elementos a 
temperatura ambiente. 
 
A estabilidade dos compostos XY cresce ao longo do grupo, por Ex: IFn> BrFn> CIFn. 
A formação dos compostos corresponde à regra do octeto e a sua distensão: 
 
 
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22 
 
XY 8 electrões à volta de X Isto deve –se à capacidade 
que os halogéneos mais 
pesados (X) têm de ceder 
orbitais d para formar 
ligações. 
XY3 10 electrões à volta de X 
XY5 12 electrões à volta de X 
XY7 14 electrões à volta de X 
 
Identificação dos iões Cl-, Br- e I-: 
 
Os iões de Cl-, Br- e I- formam com iões de prata precipitados pouco solúveis em 
água: 
 Ag+ + Cl- AgCls ↓ (branco) 
 Ag+ + Br- AgBr(s) ↓(amarelo claro) 
 Ag+ + I- AgI(s) ↓(amarelo) 
 
A solubilidade dos precipitados em água e amoníaco diminui no grupo dos 
halogéneos: AgCl>AgBr>AgI. 
 
O AgBr é solúvel em tiossulfato (S2O32-) e o AgI em Cianeto (CN-). 
 
Também se pode identificar os iões iodeto por precipitação com iões de chumbo 
ou de mercúrio: 
 
 Pb2+ + 2 I- PbI2 ↓( amarelo) 
 Hg2+ + 2 I- ---------- HgI2 ↓( vermelho) 
O cloro (água de cloro) oxida os iões Br- e I-. 
 
Cl2 + 2 Br- água 2 Cl- + Br2 ( castanho) 
Cl2 + 2 I- água 2 Cl- + I2 ( castanho) 
 
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23 
Adicionando gotas de água de cloro a uma solução contendo iões Br- ou I-, 
forma-se uma solução de cor castanha de bromo ou iodo. 
 
Pode-se distinguir o bromo do iodo agitando a solução aquosa com Tetracloreto 
de carbono(CCl4) pois este dissolve o bromo com uma cor castanha e o iodo 
com uma cor violeta. 
 Cl2 + 2 Br- água de cloro 2 Cl- + Br2 ( castanho) 
 Cl2 + 2I- água de cloro 2Cl- + I2 ( violeta) 
 
Dados toxicológicos 
F2 LC(50) inalação 185 ppm/h em ratos 
Cl2 LC(50) inalação 293 ppm/h em ratos 
Br2 LC(50) inalação 180 ppm/h em coelhos 
I2 LC(50) inalação 800mg.m3/h em ratos 
At2 Radioactivo 
Os elementos 
F,Cl,Br,I,são tóxicos 
Provocam distúrbios a nível das mucosas 
 
 
Compostos dos halogéneos. 
 
1. halogenetos dos metais: compostos iónicos típicos – NaCl, NaBr, MgCl2, 
MgBr2, MgI2, etc... 
2. halogenetos do hidrogénio: compostos com propriedades acidas – HF, HCl, 
HBr, HI 
 HF: CaF2 + H2SO4 2 CaF + CaSO4 
O HF forma pontes de hidrogénio. 
O HF é muito agressivo e chega a reagir com o vidro: 
 4HF + SiO2 SiF4 + 2H2O 
HCl, HBr, HI: pertencem ao grupo dos ácidos fortes HX + H2O H3O + X- 
reacção completa. 
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24 
 
 Reagem completamente com bases – neutralização 
 Reagem com óxidos metálicos MgO + 2HCl H2O + Mg2++ 2Cl-. 
 Reagem com hidróxidos: Ca(OH)2 + 2HCl 2H2O + Ca2+ + 2Cl- 
 Reagem com metais activos: Mg + 2HCl Mg2+ + 2Cl- + H2 gás 
 
 
Compostos oxigenados 
 
Óxidos 
 
Nox F Cl Br I 
-1 OF2,, ,O2F2 ------------- ------------- --------------- 
+1 --------------- Cl2O BrO --------------- 
+3 --------------- Cl2O3 ------------- --------------- 
+5 --------------- ------------- Br2O5 I2O5 
+6 --------------- Cl2O6 BrO3 I2O6 
+7 --------------- Cl2O7 ------------- --------------- 
 
Os óxidos do Br e do I são instáveis. 
 
Óxidos do cloro 
 
HOCl = H-O-Cl HClO2 = H-O-Cl=O 
HClO3 = HClO4 = 
 
 
 
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25 
 
Br e I formam óxidos análogos mais instáveis. 
 
Identificação dos Iões Cl-, Br-, I- 
 
Reagente geral – reacção de precipitação (AgNO3) 
Ag+ + Cl- AgCl ↓ (precipitado branco) 
 Ag+ + Br- AgBr ↓(precipitado amarelo Claro) 
Ag+ + I- AgI ↓ (amarelo) 
 
Reagente geral (Br- , I- ) = Cl2 – redox 
 
Cl2 + 2 Br- 2Cl- + Br2 castanho em CCl4 
 Cl2 + 2 I- 2Cl- + I2 violeta em CCl4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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O sexto grupo principal 
 o grupo dos calco génios. 
 
Características gerais do grupo 
 
 O S Se Te Po 
Z 8 16 34 52 84 
E.ele.ext. 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4 
P(g.cm-3) 1.27 2.07 4.82 6.25 9.19 
Ei (ev) 13.62 10.36 9.75 9.01 ---------------- 
EN 3.5 2.5 2.5 2.1 ---------------- 
rA(nm) 0.066 0.104 0.117 0.137 0.164 
rI(E2+)(nm) 0.136 0.182 0.193 0.211 --------------- 
F(º0c) -218.8 119.3 217 449.8 ---------------- 
Kp(0C) -183 444.6 685 990 ----------------- 
 
 
Oxigénio na natureza: 
 
Reserva Quantidade em Mt de O 
Crosta terrestre 1,7.1015 
Hidrosfera como água e dissolvido 1,2.1012 
Atmosfera 1,2.109 
Biomassa 1,41.107 
Biomassa viva (a superfície) 1,4.106 
Biomassa viva (nos oceanos) 0,03.106 
Biomassa morta (a superfície) 2,14.106 
Biomassa morta (nos oceanos) 10,56.106 
 
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27 
 
É o elemento mais abundante na crosta terrestre. 
No estado livre encontra-se na atmosfera 
Associado faz parte da composição da água, minerais, rochas, e 
substâncias constituintes dos organismos. 
 
O ar tendo em conta somente as suas partes integrantes constantes 
 
 (Vol%) (Mass.%) 
Azoto 78.2 75.5 
Oxigénio 20.9 23.2 
Gases Nobres 0.9 1.3 
 
Obtenção do Oxigénio 
 
O oxigénio puro foi obtido pela primeira vez por Schelle(1772) e depois por 
Priestley em (1774), que o separou a partir do óxido de mercúrio. 
 
Na Técnica: Destilação fraccionada do ar (Em Moç na Mogás) 
 
No Laboratório: A partir dos compostos do oxigénio 
 
 Electrolise da agua: 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) 
 Aquecimento do óxido do mercúrio: 2HgO 2Hg + O2(g) 
 Decomposição do peróxido do hidrogénio: 2H2O2(l) MnO2 2H2O(l) + O2(l) 
 Aquecimento de alguns sais, por exemplo: 
2KNO3 2KNO2 +O2(g) 
2KClO3 2KCl + 3 O2 
2KMnO4 K2MnO4 + O2 
 
 
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Óxidos: 
O oxigénio forma óxidos com: 
 
 O hidrogénio (H2O) 
 Os metais (óxidos do tipo M2O (Na2O) ; MO (CaO) ; M2O3 (Al2O3 ; MO2 
(MnO2, , PbO2). 
 Os não metais ( CO2, SO2, SO3 , NO2, NO, N2O5, óxidos dos halogéneos. 
Estes óxidos formam ácidos com a água (oxacidos). 
 
 
Hidróxidos dos metais dos tipos. 
 
 MOH [LiOH, NaOH,...] 
 M(OH)2[Ca(OH)2, Mg(OH)2,…] 
 M(OH)3 [Al(OH)3, Fe(OH)3,…] 
 As suas soluções aquosas são alcalinas (básicas). 
 
Peróxidos 
 
Com os metais do 1º e 2º grupo dos tipos M2O2 e MO2 respectivamente, que 
fornecem H2O2 na reacção com ácidos. 
 
Hiper óxidos: 
 
Com os metais do 1º grupo do tipo MO2 (NaO2, KO2,...) 
 
Oxacidos e sais correspondentes: 
 
Os oxacidos mais importantes são do tipo H2XO3, e H2XO4(X + S, Se,Te) 
Exemplo: H2SO3 e H2SO4. 
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29 
 
Os ácidos obtém-se pela reacção dos seus anidridos com a água: 
SO2 + H2O H2SO3; SO3 + H2O H2SO4 
 
O H2SO4 é muito importante na indústria química e na química analítica. 
 
Os sais correspondentes são os sulfitos e os sulfatos (ex0: K2SO3; K2SO4). 
 
 
Genericamente temos: 
MnSO3; MnSeO3, MnTeO3 (sulfitos, selenitos, teluritos) 
MnSO4; MnSeO4, MnTeO4 (sulfatos, selenatos, teluratos) 
 
 
Compostos dos halogéneos: 
 
Formam compostos do tipo XY2, XY4, e XY6( X= S, Se, Te, Po; e Y = F, Cl, Br, I). A 
capacidade de formar compostos de números de coordenação elevados 
diminui na série dos halogéneos de acordo com a sua capacidade oxidativa.Os 
compostos resultantes são bons meios de halogenação. 
 
Reacções de identificação dos iões S2-, SO32- e SO42- 
 
S2- + Pb PbS(s) ↓(preto) 
 
SO32- + Ca2+ CaSO3(s) ↓(branco solúvel em HCl) 
 
SO42- + Ca2+ CaSO4(s) ↓(branco, insolúvel em HCl) 
 
 
 
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Reacções do Oxigénio: 
 Oxigénio + metal: 2Mg + O2 2MgO // 3Fe + 2 O2 Fe2O4 
 
Oxigénio + não metal: C + O2 CO2 // 4P + 5 O2 2 P2O5 
 
Oxigénio + compostos heteroatómicos: 
 
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O 
2 NH3 + 3 O2 N2 + 3 H2O 
O ozono (O3) como modificação do Oxigénio: 
Formação do ozono 
a) O2 O + O 
b) O2 + O O3 
 
 
Propriedades do Ozono: 
 
 gás azulado 
 em condições normais não estável 
 mais reactivo que o oxigénio 
 
O tempo médio de permanência duma molécula oxigénio resultante da 
fotossíntese na atmosfera é de cerca de 4500 a. O de uma molécula de água na 
indústria é de 500000a. 
 
Na série das reacções de consumo de oxigénio em primeiro lugar esta a 
respiração, em segundo a oxidação biológica do NH3, em terceiro lugar a 
produção antropogenica de energia. Ela não influencia porem quase em nada a 
reserva em oxigénio, pois que o aumento da concentração do dióxido de 
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31 
carbono conduz imediatamente a activação da fotossíntese que produz 
oxigénio. 
 
A oxidação de hidrocarbonetos inclui processos fotoquímicos e biológicos 
(microbiais). 
 
A erosão oxidativa produz compostos do Fe(III), sulfatos e dióxidos de carbono. 
 
Estrutura do Ozono O3. 
 
Três átomos de oxigénio formam uma molécula diamagnética angular (ângulo 
de 116º45’). Tem a forma dum triângulo isósceles com o átomo central em estado 
de hibridização sp2. 
 
 
 
 
 
O comprimento da ligação entre 2 átomos vizinhos é de 127 8 ppm. 
 
Este comprimento de ligação demonstra um carácter de ligação dupla 
relativamente acentuado o que corresponde a uma ordem de ligação de 1.3. 
 
Estes dados e o momento dipolar medido (µ= 0.58 D) demonstram a existência de 
uma estrutura híbrida de ressonância: 
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32 
 
O Enxofre 
 
Ocorrência: 
 
Na natureza elementar em grandes quantidades em minas de enxofre (enxofre 
nativo) 
 
Em compostos (sulfatos) A galena (PbS), a Blenda (ZnS) e o brilho de cobre (Cu2S) 
são minérios valiosos. 
 
Nas proteínas dos organismos (proteínas a base de enxofre) 
 
Obtenção: 
 
Método de Frash – por fundição na profundeza das minas e recolha a superfície 
por acção da pressão. 
 
Processo de Claus – por oxidação do sulfeto de hidrogénio 
2 H2S + O2 2/nSn + 2 H2O 
 
No laboratório: por reacções de comporproção entre compostos contendo o ião 
sulfeto e iões sulfito, sulfato com produção de enxofre coloidal: 
 
 Na2SO3 + H2SO4 H2S2O3 + Na2SO4 
 
H2S2O3 H2O + SO2 + S(coloidal) 
 
 
 
 
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33 
Estrutura do átomo e da molécula: 
 
O átomo: 
 16 protões no núcleo, 16 electrões na electrosfera e uma estrutura 
electrónica de valência 3s2 3p4. A ordenação no terceiro período permite-
lhe ainda ter o subnivel 3d vazio. 
 
 Moléculas: de S2 até S12 em forma de cadeias (gasoso, liquido), S8 na forma 
cíclica (sólido). 
 
 Propriedades e aplicação do enxofre: 
 
 A metal insolúvel em água e relativamente bem solúvel em CS2 e benzeno. 
 
 A pressões ordinárias forma cristais amarelos de densidade 2,07g/cm3 que 
fundem a temperatura de 112.8ºC. 
 
 Pela evaporação dos líquidos onde é solúvel, forma cristais amarelos e 
transparentes do sistema rômbico que tem a forma de octaedros. 
 
 
 
 Também forma cristais no sistema monoclínico na forma de agulhas 
cristalinas amarelo-escuras de densidade 1.96g/cm3, quando se arrefece 
lentamente enxofre fundido, deixando formarem-se os primeiros cristais e 
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depois esvaziar o enxofre ainda fundido sobre estes. Estes cristais que se 
formam fundem a 199,3ºC e são somente estáveis a temperaturas acima 
de 96ºC. A temperaturas baixas transforma-se em octaedros do sistema 
rômbico. 
 
 A determinação da massa molecular pelo método do abaixamento da 
temperatura de congelamento do benzeno permite concluir que as 
moléculas do enxofre são compostas por 8 átomos (S8). 
 
 Os cristais do sistema rômbico e monoclínico também são constituídos por 
moléculas (S8) com estrutura anelar. 
 
 As diferenças nas propriedades entre são pois condicionadas pela estrutura 
e não pelo número de átomos. 
 
 Quando se aquece o enxofre até a ebulição ocorrem variações diferentes 
e interessantes. 
 
 Aos 112,8ºC funde transformando-se num liquido amarelo muito móvel. 
Continuando o aquecimento o liquido torna-se vermelho escuro e a 250ºC 
torna-se muito viscoso (rompimento das estruturas anelares e formação de 
estruturas lineares macro moleculares a partir de 150ºC). 
 
 Acima dos 300ºC torna-se de novo móvel mas a cor permanece vermelho 
escura (rompimento das cadeias com o aquecimento). 
 
 Aos 444,6ºC o enxofre entra em ebulição, formando vapores alaranjado-
amarelos. 
 
 Ao arrefecer o enxofre gradualmente, todos os fenómenos se sucedem na 
ordem inversa. 
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 Nos vapores de enxofre o aumento de temperatura conduz a diminuição 
do número de átomos na molécula. Entre 800 – 1400ºC, os vapores são 
compostos maioritariamente por moléculas S2 e a 1700ºC por átomos S. 
 
Aplicações do enxofre: 
1. vulcanização da borracha, produção de insecticida (enxofre flor), 
produção de fósforos, sulfeto de carbono e bálsamos sulfurosos, produção 
de acido sulfúrico. 
 
Reacção do enxofre: 
 
 
O selénio (se) e o Telúrio: 
 
Ocorrência: em minérios de Cu, Fe, Ni e Ag. 
Reacção _ Semelhante as do enxofre: 
 
 
Aplicações: 
Se: semicondutores, rectificadores de foto celas. 
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Te: semicondutores, como aditivo em ligas de chumbo e como ingredientes em 
vidros. 
 
Observação: 
Todos os compostos do Se e do Te são venenosos! 
 
 
Compostos dos elementos: 
 
1. compostos com o hidrogénio – formam compostosdo tipo H2X (X= O,S,Se,Te 
e Po). 
 
Enquanto a água é o liquido da vida, o H2S é um gás tóxico, incolor e solúvel em 
água (água sulfídrica). A sua solução aquosa tem carácter ácido. É um ácido 
fraco. 
 
2. Compostos com metais – o formam compostos do tipo MnX (X= S,Se,Te) 
 MnS são sulfuretos (que correspondem aos óxidos) 
 MnSe e MnTe selenetos e teluretos (semelhantes aos sulfuretos) 
 
Estes compostos podem ser preparados p. Exº a partir de hidróxidos dos metais 
com o sulfureto de hidrogénio: 
 
 2 NaOH + H2S Na2S + H2O 
 Ca(OH)2 + H2S Cãs + 2 H2O 
 
O ciclo do Oxigénio: 
 
 O2+ 4 H+ + 4e- 2 H2O ; UHº = 1,229V 
 
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Com este potencial redox padrão o oxigénio pode ser considerado um dos 
oxidantes mais potentes do ambiente. 
 
As quantidades relativamente elevadas de oxigénio na nossa atmosfera devem-
se a uma anomalia cósmica e são condição e resultado da existência da vida na 
terra. 
 
Isto porque o crescimento da quantidade de oxigénio na terra está ligada ao 
desenvolvimento de organismos auto tróficos, que usando a água como dador 
de electrões e o dióxido de carbono como aceitador de electrões produzem 
substancias orgânicas como produto principal do seu metabolismo e libertam 
oxigénio como produto secundário e consequentemente possibilitam as funções 
vitais dos organismos aeróbicos. 
 
Neste contexto o ciclo do oxigénio está directamente ligado ao ciclo do 
carbono. Nele entram os seguintes processos químicos e bioquímicos: 
 A oxidação de gases vulcânicos, 
 A erosão oxidativa, 
 A fotólise de compostos oxigenados 
 A oxidação de hidrocarbonetos, 
 A nitrificação, 
 A respiração, e a fotossíntese, 
 A produção de energia antropogenica 
A concentração do oxigénio na atmosfera é regulada por dois factores 
principais: 
 
 Aumento de oxigénio causado pelo facto de somente uma quantidade 
menor que 0.1% do material da fotossíntese deixar o ciclo biológico e ser 
depositado sob condições anaeróbicas; 
 Consumo de oxigénio através de reacções químicas com componentes 
redutores da crosta terrestre. 
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38 
 
fontes Quantidade 
em Mt/a de 
O 
Abaixamento Quantidade 
em Mt/a de 
O 
Fotossintees 268500 Repiraçao aeróbica 215000 
Fotólise de 
N2O 
11 Nitrificaçao biológica 38000 
Fotólise de 
H2O 
<1 Producao antropogenica de 
energia 
14000 
 Oxidação de Hidrocarbonetos 12000 
 Erosão química 
Fe2+ 
C 
S2- 
 
42 
240 
122 
 Oxidação de compostos de S 176 
 Oxidação de gases vulcânicos 
gases 
45 
 Reacções do ozono 770 
 Oxidação do ozono 190 
Total 0,27.106 0,28.106 
 
 
Como se pode ver a fotossíntese e a respiração são os mecanismos dominantes 
do ciclo do oxigénio. Por outro lado pode ver-se também que o oxidante 
oxigénio entra em várias reacções químicas naturais. 
 
O ciclo do enxofre 
 
 Depois do oxigénio o enxofre é o elemento mais importante para as 
reacções com elementos calcofilicos na terra. 
 Além disso ele constitui um elemento importante dos sistemas biológicos. 
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39 
 Em cada 800 átomos do corpo humano existem um átomo de enxofre. 
 A química ecológica do enxofre é determinada pelos estados de oxidação 
característicos deste elemento (desde -2 até +6). 
 Consequentemente as suas reacções dominantes são reacções redox. 
 Na natureza inorgânica e orgânica ocorrem muitos compostos do enxofre. 
 A actividade antropogenica tem acelerado nos últimos anos o ciclo 
biogeoquimico do enxofre na terra (natureza). 
 
O ciclo global do enxofre é dominado pelos seguintes factores: 
 
 Emissão antropogenica A extracção mineira (6Mt/a) e a indústria da 
produção do ácido sulfúrico (0,5Mt/a) têm carácter local e ocorrem 
principalmente nos países industrializados. 
 Grande quantidade de compostos do enxofre é mobilizada através de 
processos de erosão e principalmente pela actividade antropogenica, pela 
indústria de adubos. 
 Destes processos rochas magmáticas contendo enxofre são transformadas 
em sedimentares, passando facilmente para os rios e para a hidrosfera. 
 Emissão geoquímica – erupções vulcânicas na forma de SO2 em cerca de 
3Mt/a. 
 Emissão bioquímica – resultante da actividade microbiana redutora 
originando emissões na forma de sulfeto de dimetil (40Mt/a) e de sulfeto de 
Hidrogénio (10Mt/a) 
 Emissão antropogenica – superior a 80 Mt/a na forma de SO2 dos quais 60% 
provem da industria do enxofre. Mais de 90% da emissão do SO2 provem da 
combustão de recursos fósseis do carbono, e as resultantes partes provem 
da extracção mineira (6Mt/a) e da produção do ácido sulfúrico (0,5Mt/a), 
principalmente dos países industrializados do hemisfério norte. 
 
 
 
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Reserva global de enxofre 
 
 Esfera Quantidade em Mt forma principal 
Litosfera 12.109 sulfatos 
Hidrosfera 1,3.109 Sulfato de Mg e de Ca 
Pedosfera 10.106 sulfatos 
Biosfera 6.103 Aminoácidos 
Atmosfera 15 SO2, H2S e sulfatos 
 
 
Ocorrências não sulfáticas 
 
 Minério Quantidade em Mt 
Carvão 12000 
Petróleo bruto 330 
Gás natural 670 
Rochas sulfídricas 640 
Enxofre elementar 660 
 
Compostos naturais do enxofre 
 Estado de Oxidação composto 
-2 sulfetos metálicos 
 Aminoácidos (cistteina, metionina, etc) 
 Coofactores (coenzimas A, Ferredoxina, etc) 
-1 Dsulfetos (pirite, dissulfeto de dimetil, etc) 
0 Enxofre nativo (S8) 
+4 Dioxido de enxofre (SO2) 
+6 Sulfatos (de cálcio, Magnésio, ácido sulfúrico, etc) 
 
 
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O 5º grupo principal 
O grupo do Nitrogénio 
 
 Visão geral do grupo 
 Elemento nitrogénio 
 Elemento fósforo 
 Os elementos arsénio, antimónio, e bismuto 
 Compostos do nitrogénio 
 Compostos do fósforo, arsénio e bismuto 
 Ciclo do nitrogénio 
 A química inorgânica da atmosfera vista numa perspectiva ambiental 
 
Características gerais do grupo 
 
 Elementos do grupo: Nitrogénio (Azoto), Fósforo, Arsénio, Antimónio e 
bismuto. 
 Configuração electrónica de valência: ns2np3 (n = 2, 3, 4, 5, 6) 
 Caracterizam-se geralmente como não metais. 
 Maior estado de oxidação positivo é +5 e negativo é -3. 
 As propriedades físicas e químicas variam com o aumento do número 
atómico. 
 O raio atómico cresce ao longo do grupo e a densidade cresce ao longo 
do grupo. 
 A electronegatividade decresce ao longo do grupo. 
 As temperaturas de fusão e de ebulição crescem ao longo do grupo. 
 As propriedades não metálicas diminuem ao longo do grupo. 
 A tendência de formar catiões cresce ao longo dogrupo 
 
 
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Ocorrência 
 Parte integrante no ar atmosférico (78.1%vol) no estado livre. 
 Parte integrante do universo no estado livre 
 Parte integrante de aminoácidos e proteínas fundamentos da matéria viva. 
 Na forma de sais principalmente nitratos 
 
 
O posicionamento do nitrogénio em relação aos restantes elementos 
do grupo deve-se aos seguintes factores: 
 
1. limita-se ao octecto estável da camada de valência; 
2. forma ligações Pл - Pл estável. 
 
Obtenção. 
Na técnica: 
 por destilação fraccionada do ar 
 por extracção química do oxigénio do ar (N2 + O2 → CO2 + N2) 
 
No laboratório 
 Pela reacção entre soluções saturadas de compostos do nitrogénio com o 
elemento nos estados de oxidação extremos: 
 (NH4Cl + NaNO2 → N2 + 2H2O + NaCl) 
 
Aplicação 
 
 A aplicação mais importante é a síntese do amoníaco, substância a partir 
da qual se podem obter muitos compostos (derivados) do nitrogénio, quer 
inorgânicos, quer orgânicos. 
 
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 São exemplos desses compostos os adubos azotados, o Nylon, o perlon, os 
sais aplicados em produtos de limpeza, etc. 
 
 
Propriedades e reactividade 
Derivando da estrutura electrónica pode-se prever as seguintes formas de 
reacção para o nitrogénio: 
 
1. ganhar no máximo 3 electrões para atingir a estabilidade; 
2. Ceder no máximo 5 electrões para atingir a estabilidade; 
3. Compartilhar pares electrónicos para formar a molécula N2. 
 
 
4. Da ligação química entre os átomos do nitrogénio resulta uma ordem de 
ligação igual a 3 que esta em concordância com a elevada energia de 
dissociação da molécula que é a maior no período em que se encontra o 
nitrogénio, e o comprimento de ligação mais baixo. 
 
 Li2 Be2 B2 C2 N2 O2 F2 Ne2 
Ordem 1 0 1 2 3 2 1 0 
∆DH(kj/mol) 25 - 298 628 942 494 109 - 
I(nm) 2,67 - 0,159 0,131 0,11 0,121 0,142 - 
 
 2. O ião nitreto captando 3 electrões aos elementos mais electropositivos 
 3. Ligações covalentes por hibridização de orbitais S e P por ser elemento 
do segundo período. 
 De entre as ligações covalentes destacam-se: 
 4 ligações σ formando estrutura tetraédrica (NH4+) 
 3 ligações σ formando estrutura piramidal (NF3) 
 2 ligações σ formando uma estrutura angular (NH2 – ião amideto) 
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 1 ligação σ e 3 pares não ligantes formando estrutura linear (que ocorre no 
ião imideto NH2-); 
 Ligações σ e л: a acompanhar 2 ou 1 ligações σ podem ocorrer 1 ou 2 
ligações л {CN-; (CN)2; N2F2; R2C = NR} 
 O nitrogénio em condições normais é um gás incolor, pouco solúvel em 
água; 
 É constituído por uma molécula diatómica com ligaçao tripla entre os 
átomos. 
 A ligação tripla confere ao azoto uma relativa inércia e em condições do 
ambiente reage apenas com o lítio. 
 Forma hidretos metálicos com os metais alcalino e alcalino terroso: 
 
6 Li + N2 → 2 Li3N 
3 Mg + N2 → Mg3N2 
 
 Da reacção directa com o Hidrogénio a alta pressão e baixa temperatura 
forma-se o amoníaco num processo reversível; 
 Também forma a hidrazina (N2H4) pela acção do NaClO sobre o amoníaco; 
e o azoteto de hidrogénio (HN3) ou ácido hidrazoico pela acção do acido 
nitroso sobre a solução aquosa de hidrazina; 
 Da reacção directa com o oxigénio sob acção de descargas eléctricas 
formam-se óxidos do nitrogénio, alguns dos quais derivam em ácidos 
oxacidos do nitrogénio. 
 As reacções mais importantes do azoto são: 
I. A síntese do amoníaco 
II. A oxidação catalítica 
III. A formação do cianeto: 
 
 Na2CO3 + 4 C + N2 T/ catalisador 2 NaCN + 3 CO 
 
 
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Compostos do Nitrogénio 
 Nitretos: são compostos em que o azoto apresenta nox -3 quando se 
combina com elementos mais electropositivos sobretudo metais (Li3N; 
Mg3N2). 
 
Amoníaco: 
 Gás incolor, com pontos de fusão (-77,8ºC) e ebulição (-33,4ºC) baixos 
 Forma moléculas dipolar com características típicas de uma base; 
 Obtém-se no laboratório pela reacção de sais de amónio com bases. 
 Obtém-se na técnica pelo processo de heber /bosch; 
 Queima em oxigénio formando água e nitrogénio ou NO quando a 
oxidação é completa; 
 É aplicado na produção do ácido nítrico, fertilizantes, carbonato de sódio, 
explosivos, combustível para foguetes, plásticos, etc. 
 
 
 Hidrazina (N2H4). 
 Composto volátil com pontos de fusão (1.4ºC) e ebulição (113.5ºC) baixos; 
 Forma molécula com características típicas de uma base; 
 É estável por ser assimétrica na sua rotação devido aos 2 pares electrónicos 
não compartilhados; 
 
 Obtém-se pela reacção do NaClO com o amoníaco formando como 
produtos secundários a água e o cloreto de sódio; 
 A hidrazina e seus derivados metálicos são aplicados como combustíveis 
para foguetões devido a alta entalpia de combustão (-622 kj/mol) desta 
com o oxigénio. 
 
 
 
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Compostos Halogenados: 
 Forma compostos do tipo NX3 com os halogéneos, cuja hidrolise vai 
aumentando com o aumento do número atómico e diminuição da 
electronegatividade do halogéneo, que causa uma diferente polarização 
da ligação N-X. 
 Devido a elevada electronegatividade do flúor o NF3, não apresenta o 
carácter de uma base de lewis. 
 Forma halogenetos de nitrosilo (XNO) e de nitrilo (XNO2) que são 
covalentes, instáveis e hidrolisam facilmente. Obtém-se pela reacção 
directa dos respectivos óxidos do azoto com os halogéneos. 
 
 
Óxidos: 
 O monóxido de dinitrogenio N2O – gás hilariante: é um óxido neutro, pouco 
reactivo e aplicado como narcótico. 
 Obtém-se por decomposição térmica do nitrato de amoníaco formando 
água como subproduto; 
 Decompõe-se a altas temperaturas em oxigénio e azoto 
 O N2O existente na atmosfera resulta da acção desnitrificadora dos 
microorganismos no solo, que reduzem nitratos e nitritos formando-se entre 
outros subprodutos o N2O. Que difunde para a atmosfera. 
 Na atmosfera por acção dos raios ultravioleta decompõe-se formando NO 
e azoto 
 
 
 
 
 
 
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47 
 Algumas estruturas das possíveis ligações do nitrogénio 
 
N2: IN≡NI 
 
 
Óxidos: 
 Monóxido de nitrogénio ( NO) – obtém-se por: 
 1. oxidação catalítica do azoto com o oxigénio a altas temperaturas. 
 2. Oxidação catalítica do amoníacoa altas temperaturas com formação 
de água. 
 Estas reacções são fundamentais para a produção industrial do ácido 
nítrico. 
 3. reacção de nitratos através de metais pesados – método laboratorial. 
 4. Na atmosfera forma-se devido as descargas eléctricas durante temporais 
e devido a processos de combustão na terra – estes processos são os 
causadores das chuvas ácidas em países industrializados. 
 O monóxido de nitrogénio é um gás, incolor e pouco solúvel em água. 
 O monóxido de nitrogénio (NO) – pode libertar 1 electrão duma orbital 
antiligante e formar o catião nitrosilo (NO+), cujos sais são estáveis (NO+BF4-). 
 O NO oxida-se facilmente em presença do oxigénio dando NO2. 
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48 
 
 Na atmosfera reage com o ozono e radicais oxigenados formando NO2. 
que por sua vez com a água forma o ácido nítrico. 
 
 A reacção do NO com radicais OH na atmosfera leva a formação do 
ácido nitroso. 
 O trioxido de dinitrogenio N2O3 – anidrido do acido nitroso: é um óxido que 
se forma a partir do NO e do NO2. 
 Dióxido de nitrogénio NO2 – gás de cor castanha e tóxico é o anidrido do 
ácido nítrico. 
 Obtém-se pela reacção do ácido nítrico com metais pesados (Cu, Ag) e 
pela oxidação do NO, bem como pela decomposição térmica de nitratos 
de metais pesados. 
 É paramagnético e estável em função da temperatura, estando em 
equilíbrio com o dimero incolor respectivo, que se forma a temperaturas 
baixas. 
 Dióxido de nitrogénio NO2 é um bom oxidante. 
 Na atmosfera é produzido naturalmente pela reacção com o ozono, o 
oxigénio e radicais oxidantes. 
 Porem é fotoquimicamente instável e pode formar NO e O quando 
atacado por luz de comprimento de onda inferior a 395nm. 
 É o principal responsável pela formação de chuvas ácidas a base do azoto 
e contribui para a degradação do ozono na atmosfera. 
 Quando a atmosfera é rica em óxidos do azoto ocorre a possibilidade de 
se formar o SMOG fotoquímico. 
 
 
 
 
 
 
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Oxácidos do nitrogénio e seus sais: 
 
 Ácido nitroso (HNO2) – Nitritos 
 O ácido livre é instável e decompõe-se formando ácido nítrico NO e água; 
este fenómeno decorrendo na atmosfera resulta em chuvas ácidas, e o 
acido obtém-se por: 
 
 Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HNO2 
 
Os sais obtém-se por 
Misturas equimolares em sol Básicas 
 
1. NO2 + NO + 2 KOH → 2 KNO2 + H2O 
 
 
Redução de nitratos 
2. 2 KNO3 T 2 KNO2 + ½ O2 
3. 2 KNO3 + C 2 KNO2 + CO2 
 
HNO2/ NO2-} Red; Ox 
 2 MnO4- + 5 NO2- + 6 H3O+ 2 Mn2+ + 5 NO3- + 9 H2O 
NH4+ + NO2- N2 + 2H2O 
 
 
Acido nítrico HNO3 
 2 HNO3 Luz 2 NO2 + H2O + ½ O2 
 
 2 HNO3 O2+ + NO3- + H2O 
 
 Nos solos a actividade de certas bactérias promove a redução de nitratos 
a nitritos. 
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Ciclo natural do Azoto 
 
 
 
O ciclo microbial do Nitrogénio (Azoto) 
 
 
 
 
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Reservas globais do azoto 
 
Reserva 
Litosfera 
Hidrosfera 
Atmosfera 
Biosfera 
Quantidade em Mt de N 
0,2.1012 
23.106 
3,9.109 
0,92.106 
 
 
Ciclo do azoto na natureza 
 
 
 
 
 
 
 
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Ciclo global do nitrogénio 
 
 
 
 
 
O Elemento Fósforo (P) 
 
 O fósforo é também um elemento essencial à vida e é por essa razão 
que se situa no 11ª lugar na lista dos elementos mais frequentes na crosta 
terrestre. 
 As fontes naturais do fósforo contem normalmente o elemento no estado 
de oxidação +5, cuja estabilidade se deve a elevada energia de ligação 
P-O (∆ DH>500kj/mol). 
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53 
 
 
 Devido ao seu carácter electrolítico e a sua capacidade de formar 
moléculas extensas, as fontes naturais do fósforo possuem geralmente 
pressões de vapor baixas. Por isso o transporte do fósforo para a 
atmosfera é insignificante. 
 O composto básico de todos os compostos do fósforo na natureza é o 
ácido fosfórico H3PO4 (tribásico). 
 Este ácido forma mais de 200 minerais naturais com catiões do Na+, Mg2+ 
, Ca2+, Al3+, Pb2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Cu2+, Zn2+, Th4+, UO22+ e dos lantanídeos. 
 Porem somente alguns fosfatos do cálcio tem importância económica 
como matéria-prima da indústria do fósforo. 
 
 
Minerais do fosfato de cálcio 
 
Nome formula Relação 
Ca/P 
PKs 
Dihidrogenofosfato de 
Cálcio 
Ca(H2PO4)2.H2O 0,5 Solúvel 
Brushite CaHPO4.2H2O 1 6,7 
Monetite CaHPO4 1 6,7 
Octafosfato de cálcio Ca8H2(PO4)6.5H2O 1,33 69 
Whitlockite B-Ca3(PO4)2 1,5 29 
Hidroxilapatite Ca10(PO4)6.(HO)2 1,67 96 
Fluorapatite Ca10(PO4)6F2 1,67 118 
 
 
 
 
 
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Reservas naturais globais do fósforo na terra 
Reserva Quantidade em Mt de P 
Litosfera 1012 
Ainda por explorar 60.103 
Solos 16.103 
Sedimentos de água doce 10.103 
Sedimentos de profundidade 1000.103 
Rochas 1012 
Hidrosfera 0,12.106 
Oceanos 120.103 
Água doce 90 
Atmosfera 0,1 
Biosfera 2.103 
Terra 2.103 
Oceanos 140 
 
 mais de 95% das reservas fosfatadas são formadas de fluorapatite 
 os ortofosfatos HxPO4(3-x)- formam por eliminação da água fosfatos 
condensados que derivam dos ácidos dos ácidos fosfóricos de fórmula 
geral Hn+2PnO3n+1 (n=2: ácido difosforico, n=3: ácido trifosfórico, etc); que 
contem as pontes energéticas P-O-P. 
 Os ácidos fosfóricos podem reagir com moléculas orgânicas hidroxiladas e 
formar esteres, que são importantíssimos no metabolismo em todos os 
sistemas bióticos. 
 Dos compostos naturais do fósforo, o Ca3(PO4)2 ortofosfato de cálcio é o 
mais importante. Ele forma um mineral chamado fosforite. 
 Também o mineral apatite contendo Ca3(PO4)2, CaF2 e CaCl2 é 
frequentemente encontrado na natureza. 
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55 
 Faz parte das proteínas nos seres vivos animais e vegetais. Nas plantas 
encontra-se principalmente armazenado nas sementes e nos animais no 
leite, sangue, tecido cerebral, tecido nervoso (formas orgânicas) e nos 
ossos (formas inorgânicas). 
 O fósforo na forma de radical ácido do ácido fosfórico entra na 
composição dos ácidos nucléicos, polímeros complexos comuns a todos os 
organismos, responsáveis pela transmissão hereditária na célula viva. 
 Assim como o azoto, o fósforo é essencial a todos os organismos vivos, pois 
também faz parte das proteínas animais e vegetais. 
 Os diésteres do ácido fosfórico fazem parte da estrutura em cadeia dos 
ácidos nucléicos ligando-se por um lado as bases adenina, citosina, 
guanina e timina no ADN ou uracil no ARN traves da ligação nucleotídica. 
 Por outro lado constituem estruturas lipídicas do fósforo com duplo carácter 
(hidrófilo e Hidrófobo) constituintes das camadas lipídicas duplas das 
membranas biológicas. 
 O trifosfato de adenosina (ATP) e compostos similares (CTP, UTP, ADP), 
constituem acumuladores orgânicos de energia nos seres vivos. 
 
 
Obtenção 
 
 Obtém-se a partir das fosforites e apatites que constituem matéria-prima: 
 
 As matérias-primas são inicialmente trituradas e misturadas com areia e 
carvão e depois aquecidos em fornos eléctricos sem acesso do ar. 
 A uma alta temperatura a areia (SiO2) desloca o anidrido fosfórico (P2O5), 
combinando-se com o oxido de cálcio (CaO). Dessa reacção resulta o 
silicato de cálcio (CaSiO3) que se funde facilmente. O anidrido fosfórico é 
reduzido pelo carbono (C) do carvão até ao fósforo livre que se liberta na 
forma de vapores que condensam debaixo da água: 
 
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Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → 3CaSiO3 + P2O5 
 P2O5 + 5 C → P + 5CO 
Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C → 2P + 3CaSiO3 + 5CO 
 
 
Modificações Alotropicas do Fósforo. 
 
 
 
 
Propriedades Químicas 
 
No estado livre o fósforo tem uma série de modificações alotropicas. 
 
1) Fósforo branco: 
 
Contem moléculas discretas de P4, é insolúvel em água mas solúvel em 
dissulfeto de carbono e dióxido de enxofre. É a modificação mais reactiva, 
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57 
ardendo espontaneamente ao ar livre. Este fenómeno produz no escuro 
(luminescência). 
É bastante venenoso. 0,1 mg são letais ao homem. 
 
 
2) Fósforo preto: 
 
Forma-se a partir do fósforo branco pelo emprego duma alta pressão e 
temperatura de 200º C, formando uma rede especial (semelhante a da 
grafite) com base em ligações, sendo por isso a modificação menos reactiva. 
Possui brilho metálico e é um bom condutor da corrente, é usado como 
semicondutor, é gordo e mais pesado que as restantes modificações. 
 
 
3) Fósforo vermelho: 
 
Não é uma modificação verdadeira, forma-se por aquecimento do fósforo 
branco a uma temperatura de 180º C na ausência do ar, forma uma 
substancia polimérica de estrutura tridimensional não bem conhecida. 
 
É amorfo, não é venenoso, não se dissolve em dissulfeto de carbono e é 
menos reactivo que o fósforo branco. Devido às suas propriedades excelentes 
o fósforo vermelho é aplicado na indústria fosforeira. 
 
Sendo menos reactivo que o fósforo branco só arde quando inflamado, 
bastando para isso uma simples fricção. 
 
A mistura do fósforo vermelho com clorato de potássio quando friccionada, 
aquecida ou pressionada inflama-se e explode: 
P4 + 5 KClO3 → 2 P2O5 + 5 KCl 
 
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O fósforo vermelho é usado no fabrico de fósforos de segurança (acendalhas) 
ou fósforos vulgares. O fósforo fica impregnado na caixa enquanto que a 
cabeça do palito contem uma mistura de KClO3, enxofre e compostos que 
catalizam a sua decomposição (MnO2, Fe2O3). 
É também usado na metalurgia e aplica-se na produção de semicondutores 
(GaPInP). É também empregue na produção de insecticidas e armas 
Químicas. 
 
Reactividade e reacções químicas. 
 
Pela sua estrutura electrónica de valência 3s2p33d0, resultam ligações 
semelhantes as que ocorrem no azoto. Por outro lado devido a possibilidade 
que tem de usar orbitais do subnivel d, ele pode estabelecer mais legações, 
nesse contexto ele pode não só formar compostos semelhantes ao do azoto 
tais como PH3, PH4+,RH4+ como também pode formar compostos de maior 
número de coordenação tais como o PCl5, P(C6H5)5, PCl6-. 
 
O fósforo livre é muito activo e reage directamente com muitas substâncias, 
combinando-se mais facilmente com o oxigénio, halogéneos, enxofre e muitos 
metais. 
 
P4 + 3 O2 P4O6 + 2 O2 P4O10 
P4 + 6 Cl2 T 4 PCl3 + 4Cl2 4 PCl5 
xP4 + yS8 P4S5 ou P4S7 ou P4S10 
 
Com os metais forma fosfatos análogos aos nitretos (Ca3P2 ou Mg3P2) 
Oxidantes fortes como o HNO3 oxidam o fósforo até H3PO4. 
Também reage com soluções básicas dos metais alcalinos quando aquecido, 
formando a fosfina e o hipofosfito: 
 
 P4 + 3 KOH + 3 H2O PH3 + KH2PO2. 
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59 
 
Os elementos arsénio (As), Antimónio (Sb) e Bismuto (Bi) 
 
Os elementos As, Sb e Bi ardem a alta temperatura, formando óxidos (As4O6, 
Sb4O6 e Bi2O3). Também reagem com o enxofre e com os halogéneos 
formando os respectivos compostos (M2S3 e MX3 ou MX5). 
 
Ocorrem na natureza sob a forma de sulfetos e óxidos dos tipos M2S3(4) e M2O3. 
A obtenção dos elementos é feita a base da redução dos óxidos 
preferencialmente com o carbono. Também se obtém os elementos a partir da 
conversão dos sulfuretos em óxidos e posterior redução destes pelo carbono.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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O 4º grupo principal 
O grupo do Carbono 
 
 C Si Ge Sn Pb 
 [He]2s222 [Ne]3s23p2 [Ar]4s24p2 [kr]5s25p2 [Xe]6s26p2 
EI (ev) 11,26 8,15 7,90 7,3 7,42 
EN 2,5 1,8 1,8 1,8 1,9 
rA (nm) 0,077 0,134 0,139 0,15 0,175 
Pf(ºC) 3750 1420 936 231,9 327,4 
Po(ºC) 3300 2850 2620 1745 
Densidade 2,26 2,33 5,32 7,29 11,34 
 
 
Propriedades gerais do grupo 
 
 O grupo é composto pelos elementos Carbono (C), Silício (Si), Germânio 
(Ge), Estanho (Sn) e Chumbo (Pb). 
 
 A medida que se desce no grupo do carbono ao Chumbo aumentam a 
massa o raio atómico e as propriedades metálicas. 
 Somente os 2 primeiros membros do grupo são não metais. 
 Os números de oxidação característicos são +2 e +4 
 Os compostos do C e do Si em que o elemento ocorre no estado de 
oxidação +2 são pouco numerosos e relativamente instáveis. 
 O germânio, o estanha e o chumbo, denotam carácter metálico 
acentuado.