FAMÍLIA 17 OU 7 OU 7A

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VOCÊ ESTÁ NOTANDO QUE ESTAMOS TRABALHANDO COM OS ELEMENTOS DAS CHAMADAS ” FAMÍLIAS A” – DENOMINAÇÃO RECEBIDA PELAS FAMÍLIAS CUJAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS FICAM NOS SUBNÍVEIS S E SP . CLARO QUE, COM ESSAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS TEMOS ELEMENTOS SÓLIDOS, LÍQUIDOS E GASOSOS, NA TEMPERATURA AMBIENTE. HOJE VAMOS À PENÚLTIMA FAMÍLIA DESSA RODADA: A FAMÍLIA 17:

Halogênios: quais são, características, usos - Mundo Educação
FAMÍLIA 17- HALOGÊNIOS- imagem: Mundo Educação UOL

Os halogênios são os elementos químicos pertencentes ao grupo 17 da Tabela Periódica. Entre os mais famosos e utilizados, estão o flúor, cloro, bromo e iodo, uma vez que o astato é radioativo, com baixo tempo de meia-vida e muito raro, e o tenesso foi recentemente incluído na Tabela Periódica e não tem suas propriedades bem estudadas.

Os halogênios se destacam pela eletronegatividade, principalmente flúor e cloro, além de serem mais reativos que outros ametais, uma vez que necessitam de apenas um elétron para se estabilizar. Seus usos são diversos. O flúor é utilizado na odontologia, o cloro como bactericida, o bromo em retardantes de chamas e o iodo é essencial para as glândulas tireoidianas.

FLÚOR

Características do Flúor -【 Propriedades, Aplicações, Precauções 】
Flúor – na forma de fluorita – imagem: Caracteristicassde

CARACTERÍSTICAS:

O flúor é um gás amarelo–esverdeado, com forte odor e propriedades tóxicas. Sua reatividade facilita a combinação com todos os demais elementos químicos, com exceção do hélio, do argônio e do criptônio.

O flúor tem alto poder de corrosão, especialmente no contato com a madeira e o amianto.

É obtido por meio da eletrólise do fluoreto de hidrogênio anidro (HF), rico em fluoreto ácido de potássio (KHF2). O fluoreto de hidrogênio pode ser obtido pela reação do fluoreto de cálcio com o ácido sulfúrico concentrado. Substâncias que apresentam flúor são encontradas em pequenas quantidades na água do mar e nos ossos, nas unhas e nos dentes de animais. Dos halogênios o flúor é o elemento mais abundante na Terra, sendo encontrado principalmente em alguns minerais como a criolita e a fluorita por exemplo. O flúor também pode ser obtido como subproduto da produção do alumínio entre outros modos menos convencionais. Ele está presente nos CFC’s (clorofluorcarbonetos) que são gases poluentes liberados principalmente pela indústria e que acabam por danificar a camada de ozônio e aumentar o efeito estufa.

Como fluoreto de cálcio (CaF2), aparece na fluorita, e como fluoreto de sódio e alumínio (Na3AIF6), na criolita.

Tanto o flúor como o fluoreto de hidrogênio são tóxicos, por isso seu contato com a pele deve ser evitado, pois podem causar queimaduras.

Número atômico (Z): 9
Massa atômica: 18,9984
Família: 17
Período: 2
Configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p5 família 17 ou 7 , 2° período. Tem 7 elétrons na camada de valência.
Raio atômico: 50 pm
Estado de agregação da substância simples (CNTP): gasoso
TE (substância simples): -188,12 °C
TF (substância simples): -129,0 °C

USOS DO FLÚOR

USOS

– o composto hexafluoreto de urânio (UF6) é uma das formas utilizadas no enriquecimento do urânio para uso em usinas nucleares e bombas atômicas
– uma grande quantidade de medicamentos contém átomos de flúor nas moléculas dos princípios ativos
– compostos contendo flúor são adicionados na água potável e em cremes dentais para diminuir a incidência de cáries; e ressaltando que não é o gás flúor (F2) que é adicionado na água ou em cremes dentais
– gases fluorados são utilizados em refrigeradores e ares-condicionados; com o problema destes compostos terem participação como gás de efeito estufa, e na forma clorada afetam a camada de ozônio
– ácido fluorídrico (HF) encontra aplicação na marcação de vidros e na indústria química
– o famoso Teflon (politetrafluoretileno) é um polímero que contém flúor
– na produção de fungicidas e herbicidas
– na produção de hexafluoreto de enxofre (SF6); gás utilizado como meio isolante.

CLORO

Cloro – Wikipédia, a enciclopédia livre
Cloro acondicionado- imagem: |Wikipédia

CARACTERÍSTICAS

O cloro é um elemento químico com símbolo Cl, número atômico 17, massa atômica 35,5. Ele pertence a família dos halogênios, grupo 17 ou 7A e ao terceiro período da tabela periódica.

O seu nome deriva do grego khlorós, que significa esverdeado. Isso porque em condições normais de temperatura e pressão, o cloro caracteriza-se por ser um gás amarelo-esverdeado e com cheiro forte.

Gás cloro
Gás cloro (Cl2) de cor característica amarelo-esverdeada. imagem: mundoeducacao.uol.br
  • Símbolo: Cl;
  • Grupo 17 ou família 7A, 3° período, série dos halogênios;
  • Massa atômica: 35,45 u;
  • Número atômico: 17;
  • Eletronegatividade de acordo com Pauling: 3,16 eV (4° elemento mais eletronegativo da tabela);
  • Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 (3s2 3p5) ← camada de valência com 7 elétrons, família 17 ou 7 .
  • Estado físico: gasoso em pressão atmosférica e líquido quando submetido a 6,8 atmosferas / 20 º C;
  • Ponto de fusão: -101 °C;
  • Ponto de ebulição: -34,05 °C;
  • o cloro não é encontrado livre na natureza. As formas mais comuns são cloretos e cloratos.

Esse elemento é encontrado principalmente na água do mar e em lagos salgados, ambientes em que pode alcançar concentração de 19 g/kg, e em minas de sal-gema.

O sal-gema, ou sal de rocha, é um mineral rico em cloro, formado pelos compostos cloreto de sódio (NaCl), cloreto de potássio (KCl) e cloreto de magnésio (MgCl2). Outros minerais ricos em cloro são a silvita (KCl) e a carnalita (KMgCl3.6 H2O).No corpo humano o cloro está presente nos fluidos corporais sob a forma de íons cloreto (Cl). Também está presente no suco gástrico sob a forma de ácido clorídrico (HCl), cuja função é reduzir o pH estomacal para promover a digestão dos alimentos.

As moléculas de gás cloro são diatômicas, existindo sob a forma de Cl2. Essa espécie é um gás irritante, possui odor característico e é sufocante. A sua inalação causa asfixia e sensação de pressão na garganta e no peito. Após exposição severa ao gás cloro, pode ocorrer acúmulo de líquido nos pulmões. gás cloro foi a primeira arma química utilizada em guerras.

Primeiro uso de bombas de gás, I Guerra Mundial
Gás cloro utilizado na I Guerra Mundial- imagem: Ensinar História

O elemento cloro é o quarto mais eletronegativo da Tabela Periódica e possui alta afinidade eletrônica. Essas propriedades o tornam bastante reativo, característica verificada pela grande quantidade de compostos que contém cloro.

USOS

O mais comum é o uso do cloro como desinfetante, bactericida e clareador. Um exemplo clássico é o hipoclorito de sódio de uso doméstico, que é amplamente usado para limpeza em geral e como alvejante para roupas, pisos e objetos amarelados. O cloro é utilizado também como clareador na produção de papel.

Esse elemento também está presente nos processos de fabricação de borrachas sintéticas, plásticos, inseticidas e pesticidas, produtos veterinários, solventes para processos analíticos e no tratamento de água.

  • Na produção de papel se emprega cloro no branqueamento da polpa, apesar de estar sendo substituído pelo dióxido de cloro, ClO2.
  • Uma grande parte de cloro é empregada na produção de cloreto de vinila, composto orgânico usado como matéria-prima para a obtenção de policloreto de vinila, conhecido como PVC.
  • Também é utilizado na síntese de numerosos compostos orgânicos e inorgânicos como, por exemplo, o tetracloreto de carbono (CCl4), o clorofórmio (CHCl3) e diferentes halogenetos metálicos. Também é empregado como agente oxidante.
  • Preparação de cloreto de hidrogênio puro, que pode ser obtido por síntese direta: H2 + Cl2 → 2HCl.

A inalação do cloro em altas concentrações pode ser letal. Além disso, pode causar problemas respiratórios, tosse, água no pulmão e outras doenças pulmonares. Nos casos mais leves, pode haver irritação no nariz e vias respiratórias.

O contato com os olhos pode causar irritação e queimadura. Na pele, o gás cloro causa leve queimadura, mas o cloro líquido provoca bolhas e lesões, que devem ser tratadas como queimadura química. No meio ambiente, o perigo do cloro é gerar toxidade em corpos aquáticos, mas não ele não é uma substância bioacumulativa.

BROMO

Tudo que se sabe sobre o bromo - Clube da Química
Bromo – imagem: Clube da Quimica

CARACTERÍSTICAS

bromo é um elemento químico classificado como não metal, identificado pelo símbolo Br e número atômico (Z) 35. Tem uma massa molar de 79,90 g/mol e eletronegatividade de 2,96 na escala de Pauling. Esse elemento está situado na família VII A (halogênios) da tabela periódica.

Sua configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4s2 4p5, com 7 elétrons na última camada e ao formar ligações químicas necessita apenas de 1 elétron para atingir a estabilidade .Está no quarto período, família 17 ou 7 ou 7A – família dos halogênios.

Não é encontrado no estado elementar na natureza, mas sim na forma de sais, sendo extraído comercialmente dos oceanos no qual está presente em uma concentração de 67 mg/L.

Em temperatura ambiente o Br2 é encontrado no estado líquido, sendo considerado volátil, com uma temperatura de ebulição de 59 °C e fusão de -7°C.

 A água do mar contém uma quantidade relativamente elevada de bromo, algo em torno de 67 gramas por metro cúbico. No Mar Morto o conteúdo de bromo é oito vezes mais elevado do que em mar aberto
– um dos principais minerais que contém bromo é a bromargirita (AgBr)

Bromargirita - Viquipèdia, l'enciclopèdia lliure
AgBr – imagem: Wikipédia

USOS

  • como um aditivo retardador de chamas; principalmente em plásticos
    – sistemas de purificação de água e na limpeza de piscinas
    – inseticidas; um deles, o brometo de metila foi abandonado por prejudicar a camada de ozônio
    – corantes e pigmentos
    – sais com brometos (principalmente AgBr- ver figura acima ) ) era utilizado em fotografia
    – o 1,2-dibromoetano era utilizado em combustíveis que continham compostos de chumbo como aditivo; a proibição da adição de aditivos de chumbo na gasolina fez também diminuir o uso de 1,2-dibromoetano
    – vários compostos orgânicos contendo bromo são usados em medicamentos; por exemplo, a bromexina é o princípio ativo de muitos xaropes que ajudam na fluidificação do catarro
    – em fluídos de perfuração de poços de petróleo

O bromo é usado para a produção de retardantes de chama, substâncias que inibem ou retardam o crescimento de um incêndio.

O bromo é muito eficiente como um elemento constituinte para retardantes de chama, o que significa que é necessária uma pequena quantidade para obter resistência ao fogo. Os retardantes de chama bromados consistem em mais de 70 substâncias químicas diferentes com propriedades distintas, e que são utilizadas para equipamentos eletroeletrônicos como televisores, computadores, rádios, geladeiras e máquinas de lavar. Eles também são usados em diferentes meios de transporte e em espumas de móveis estofados.

SUPERCURIOSIDADE:

IODO

Iodo - Elemento Químico Iodo (I) - InfoEscola
Iodo – imagem: Infoescola

CARACTERÍSTICAS

Iodo é um elemento químico cujo símbolo é I, possui número atômico 53 (53 prótons e 53 elétrons) e massa atômica 126,9 u. Classifica-se como ametal do grupo dos halogênios (família 7A) na classificação periódica dos elementos, sendo o menos reativo e o menos eletronegativo de todos os elementos do seu grupo.

O iodo à temperatura ambiente é um sólido negro e lustroso, que possui leve brilho metálico, se sofrer evaporação se transforma em um gás de coloração violeta e odor irritante.

É pouco solúvel em água, porém dissolve-se facilmente em clorofórmio (CHCl3), em dissulfeto de carbono (CS2), ou em tetracloreto de carbono (CCl4), produzindo soluções de coloração violeta.

O iodo é sólido e apresenta cristais negros de cor semelhante ao violeta com brilho metálico. Ele é perceptivelmente volátil (observe nas paredes do frasco que o contém) e sublima, isto é, passa diretamente do estado sólido para o estado gasoso. Para obtê-lo no estado líquido, é preciso aquecê-lo bem lentamente. Seu ponto de fusão é 113,8 ºC e seu ponto de ebulição é 183 ºC.

Iodo (I) - Elementos Químicos - Cola da Web
Sublimação do iodo- passagem direta do sólido para o gasoso ( vapor violeta ) – observe os cristais negros formados no tubo de ensaio com gelo ( resublimação ) – imagem: Cola da Web

USOS

Na forma de iodeto de potássio (KI) é usado em fotografias.

  • Iodo constitui um oligoelemento muito usado na medicina: iodetos como a tiroxina, que contém iodo, são utilizados em medicina interna.
  • Uma importante utilização do iodeto de potássio, é quando este é misturado ao sal comum (Cloreto de Sódio – NaCl). O sal de cozinha iodado previne o surgimento do bócio endêmico, doença causada pelo déficit de iodo na dieta alimentar.
blog.nutri: CARENCIA DE YODO
Bócio – aumento da glândula tireoide por falta de iodo na dieta alimentar. imagem: blog.nutri
  • O iodo é empregado em lâmpadas de filamento de tungstênio para aumentar a sua vida útil.
  • Em medicina nuclear, o Iodo é usado na forma de isótopos radioativos (Iodo-123 e Iodo-131) para estudos da Glândula Tiroide. O Iodo-131 é usado ainda na terapia de doenças da Tiroide.
  • – como teste para a presença de amido
  • – usado na indústria farmacêutica e como desinfetante na medicina
  • – em tintas de impressão, corantes e pigmentos
  • – em filtros polarizadores para uso em telas LCD
  • – o isótopo radioativo iodo-131 é algumas vezes utilizado para tratamento de câncer na tireoide
  • – como corante eritrosina na indústria alimentícia
  • – como catalisador na indústria; no processo Cativa

ASTATO

Astato – Tabela Periódica IFSP Catanduva
Astato – um dos elementos mais raros na natureza imagem: WordPress.com

CARACTERÍSTICAS

astato é o PENÚLTIMO elemento da série dos halogênios (grupo 17 da tabela periódica) com símbolo At, número atômico igual a 85 (elétrons e prótons) e massa atômica ponderada aproximadamente igual a 210 u. Seu estado físico é sólido.

É derivado de sucessivas desintegrações de núcleos instáveis de urânio e tório, além de também ser radioativo (com radioisótopos bastante instáveis e com meia-vida máxima e mínima variando entre 8 horas e 0,11 microssegundos, respectivamente).

Apesar de ser comprovada sua existência, poucas propriedades são conhecidas, pois é muito raro na crosta terrestre, sua síntese é de difícil rendimento e é extremamente instável.

O astato é considerado o elemento mais raro já evidenciado (sua concentração média é da ordem 10-20ppm, ou cerca de 1 grama para cada 100 quintilhões de toneladas!).

  Distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 s2 3 d10 4 p6 5 s2 4 d10 5 p6 6 s2 5 d10 4 f14 6 p5. Elemento se encontra no período 6, família 17 ou 7 ou 7A- com 7 elétrons na camada de valência.

Os isótopos do ástato (ou astatínio) variam do 191At ao 223At, e todos são radioativos. O isótopo de mais longa meia-vida é o 210At cuja meia-vida é de somente 8,1 horas. O de menor vida é o isótopo 213At com uma meia-vida de 125 nanosegundos.

Número atômico: 85
Peso atômico (número de massa do isótopo mais estável): [210] u
Ponto de fusão: 302 °C
Ponto de ebulição: 336,8°C

USOS

– atualmente praticamente não existe uso para o elemento fora da pesquisa científica
– o isótopo astato-211 tem sido pesquisado para aplicação em medicina nuclear; sendo um potencial substituto para o uso de isótopos de iodo.

TENESSO

Elemento Químico De Tennessine, Rendição 3D Ilustração Stock - Ilustração  de objeto, fundo: 78508492
imagem: Dreamstime

CARACTERÍSTICAS

Símbolo: Ts.

Número atômico: 117.

Massa atômica: 293 u.m.a ou 294 u.m.a (não oficializada pela Iupac).

Configuração eletrônica:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d5 .Está no 7° período, família 17 ou 7 ou 7A. Tem sete elétrons na última camada .

Isótopo mais estável: 294Ts (51 milissegundos de meia-vida, podendo variar 38 milissegundos a mais ou 16 milissegundos a menos).

Série Química: grupo 17, halogênios, elementos superpesados, provavelmente um sólido. Até agora foram produzidos 6 átomos de tenesso, cinco Ts-293 e apenas um de Ts-294, eles foram produzidos em aceleradores de partículas utilizando íons de cálcio de forma similar a produção do fleróvio, e a reação de fusão nuclear.

USOS

Não há aplicabilidade para o elemento.

SUPERCURIOSIDADE- REAÇÕES DOS HALOGÊNIOS

RESUMÃO:

pesquisas: Wikipédia ; escolaeducacao.com.br; tabelaperiodica.org; preparaenem.com; infoescola.com; tecmundo.com.br ; conhecimentocientifico.com; diariodonaturalista.com.br; mundoeducacao.uol.com.br ; todamateria.com.br; ecycle.com.br ; manualdaquimica.com.br.

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