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Disciplina:Química Inorgânica                                                      Prof. Vanessa Delmondes

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Disciplina:Química Inorgânica                                                      Prof. Vanessa Delmondes

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Trabalho confeccionado pelos alunos discentes do curso de Química Bacharelado, com o intuito de apresentação e conhecimento da família 7A da tabela periódica 

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Trabalho confeccionado pelos alunos discentes do curso de Química Bacharelado, com o intuito de apresentação e conhecimento da família 7A da tabela periódica 

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O flúor (do latim fluere = "fluir") formando parte do mineral fluorita, CaF2, foi descrito em 1529 por Georgius Agricola por seu uso como fundente, empregado para reduzir os pontos de fusão de metais ou minerais. Em 1670 Heinrich Schwanhard observou que era possível gravar o vidro quando exposto a fluorita que havia sido tratada com ácido. Posteriormente, Carl Wilhelm Scheele, Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier e Louis Thenard, realizaram experimentos com o ácido fluorídrico. Alguns destes experimentos acabaram em tragédia. O flúor foi descoberto em 1771 por Carl Wilhelm Scheele; entretanto, devido à sua elevada reatividade, não se conseguiu isolá-lo porque, quando separado de algum composto, imediatamente reagia com outras substâncias. Finalmente, em 1886, foi isolado pelo químico francês Henri Moissan.

A primeira produção comercial do flúor foi para a bomba atômica do Projeto Manhattan, para a obtenção do hexafluoreto de urânio, UF6, usado para a separação de isótopos de urânio.

As primeiras pesquisas com ingestão de flúor em humanos foram feitas em campos de concentração nazistas com o intuito de acalmar os prisioneiros, que ingeriam o íon a partir da água com até 1500 ppm de flúor. O resultado gerava uma espécie de apatetamento, os prisioneiros cumpriam melhor suas tarefas sem questioná-las. Com o mesmo objetivo o flúor é adicionado a alguns medicamentos psiquiátricos hoje em dia. Mais de 60 tranquilizantes largamente utilizados contêm flúor, como Diazepan, Valium e Rohypnol, da Roche, ligada à antiga I.G.Farben, indústria química que atuou a serviço da Alemanha nazista.  O flúor já foi usando também como raticida.

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Flúor é um elemento químico, símbolo F, de número atômico 9 (9 prótons e 9 elétrons) de massa atómica 19 u, situado no grupo dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) da tabela periódica.

Em CNTP, o flúor é um gás corrosivo de coloração amarelo-pálido, fortemente oxidante. É o elemento mais eletronegativo e o mais reativo dos não metais e forma compostos com praticamente todos os demais elementos, incluindo os gases nobres: xenônio e radônio. Inclusive em ausência de luz e baixas temperaturas reage explosivamente com o hidrogênio. Jatos de flúor no estado gasoso atacam o vidro, metais, água e outras substâncias, que reagem formando uma chama brilhante.

Em solução aquosa de seus sais, o flúor apresenta-se normalmente na forma de íons fluoretos, F–. Outras formas são complexos de flúor como o [FeF4]– ou o H2F+.

Os fluoretos são compostos nas quais os íons fluoretos estão ligados a algum resto químico de carga positiva.

O flúor não é considerado um elemento mineral essencial para o ser humano. Pequenas quantidades de flúor podem beneficiar o fortalecimento ósseo, mas sua falta é um problema apenas na formulação de dietas artificiais.

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O flúor é o halogênio mais abundante da crosta terrestre, com uma concentração de 950 ppm. Na água do mar se encontra numa proporção de aproximadamente 1,3 ppm. Os minerais mais importantes no qual está presente são a fluorita, CaF2, a fluorapatita, Ca5(PO4)3F e a criolita, Na3AlF6.

Obtém-se pela eletrólise de uma mistura de HF e KF. No processo ocorre a oxidação dos fluoretos, no anodo:

2F- - 2e- → F2

No catodo (eletrodo) descarrega-se o hidrogênio, sendo necessário evitar que os dois gases obtidos entrem em contato para que não haja o risco de explosão.

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Utilizam-se numerosos compostos orgânicos nos quais foram substituídos formalmente átomos de hidrogênio por átomos de flúor. Existem distintas formas de obtê-los, uma das mais importantes é através de reações de substituição de outros halogênios:

CHCl3 + 2HF → CHClF2 + 2HCl

Os CFCs foram empregados numa ampla variedade de aplicações, por exemplo, como refrigerantes, propelentes, agentes espumantes, isolantes, etc., porém, como contribuíam para a destruição da camada de ozônio foram sendo substituídos por outros compostos químicos, como os HCFs. Os HCFCs também são empregados como substitutos dos CFCs, porém também destroem a camada de ozônio a longo prazo.

O politetrafluoroetileno (PTFE) é um polímero denominado teflon, de grande resistência química e baixo coeficiente de atrito.

O ácido fluorídrico é uma solução aquosa de fluoreto de hidrogênio. É um ácido fraco, porém muito mais perigoso que ácidos fortes como o clorídrico. O ácido HF é utilizado para gravar vidros e para retirar sílica (areia) de aços especiais.

O hexafluoreto de urânio, UF6, é um gás a temperatura ambiente que se emprega para a separação dos isótopos de urânio.

O flúor forma compostos com outros halogênios apresentando, nestes casos, estado de oxidação - por exemplo, IF7, BrF5, BrF3, e ClF.

A criolita natural, Na3AlF6, é um mineral que contém fluoretos. Se extraía na Groenlândia, porém atualmente está praticamente esgotada. Felizmente, pode-se obtê-la sinteticamente para ser empregada na obtenção de alumínio por eletrólise.

O gás sarin é produzido a partir de compostos de flúor.

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O flúor e o HF devem ser manuseados com grande cuidado, devendo-se evitar totalmente qualquer contato com a pele ou com os olhos. Também não podem ser armazenados em recipientes de vidro pois corroem.

Tanto o flúor como os íons fluoretos são altamente tóxicos. O flúor apresenta um odor acre característico, sendo detectável em concentrações tão baixas como 0,02 ppm, abaixo dos limites de exposição recomendados.

O flúor é mais tóxico que o chumbo, cuja quantidade na água potável não deve superar 0,4 partes por milhão (ppm). O nível do flúor na água potável costuma ser de 1,5 ppm.

Na Sicília foi achada uma relação entre as regiões de alta concentração de flúor na água com a ocorrência graves doenças dentárias.

A FDA (Food and Drug Administration) considera que o flúor é um medicamento não aprovado, para o qual não existem provas de inocuidade e de efetividade

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Este elemento não possui vital importância para nosso organismo, porém se ingerido em concentrações consideráveis pode trazer danos. Geralmente é ele acrescentado a água nas estações de tratamento como forma de auxiliar nos problemas bucais. Ele possui diversas aplicações e algumas estão listadas abaixo:

•Na composição de cremes dentais e géis dentais para prevenção de cáries;

•Na fabricação do Teflon, de panelas, formas e utensílios em geral;

•Na separação de isótopos do Urânio;

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Importante mineral industrial, A fluorita é um mineral usado na produção do ácido fluorídrico e é a fonte do elemento flúor da sua pasta de dente.

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O composto mais comum do cloro, o cloreto de sódio, é conhecido desde a antiguidade tendo os arqueólogos encontrado evidências que o sal era usado já por volta de 6000a.C. Por volta de 1630, o cloro foi reconhecido como um gás pelo químico belga Jan Baptist van Helmont.

O cloro elementar foi primeiramente preparado e estudado pelo químico sueco Carl Wilhelm Scheele, e, portanto, ele é creditado pela descoberta. Ele o denominou "ar de ácido muriático deflogisticado" uma vez que era um gás (comumente chamado "ares") e vinha do ácido clorídrico (até então conhecido como "ácido muriático"). Entretanto, ele falhou em estabelecer o cloro como um elemento, incorretamente acreditando que ele era um óxido obtido do ácido clorídrico. Ele nomeou o novo elemento dentro do óxido como muriaticum. Independente de suas conclusões, Scheele isolou o cloro pela reação com o MnO2 (contido no mineral pirolusita) com o HCl:

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Scheele observou várias das propriedades do cloro: o efeito do clareamento no teste de Litmus, o efeito mortífero em insetos, a cor verde amarelada e o odor similar a água régia (é uma mistura de ácido nítrico e ácido clorídrico concentrados).

O cloro foi utilizado na Primeira Guerra Mundial. Foi a primeira vez que se utilizou uma substância como arma química.

No dia 22 de abril de 1915, o composta é utilizado pela primeira vez na história como uma arma química, quando a Alemanha utiliza o gás cloro como gás venenoso contra o exército francês numa das batalhas da Primeira Guerra Mundial

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O cloro é um elemento químico, símbolo Cl, número atômico 17. Está contido no grupo dos halogenos (grupo 17 ou VIIA) e é o segundo halogênio mais leve, após o flúor. Sob condições normais é um gás de coloração amarelo esverdeada, onde forma as moléculas diatômicas. Tem a maior afinidade eletrônica, e a terceira maior eletronegatividade de todos os elementos reativos. E por esta razão, o cloro é um forte agente oxidante. Na natureza não é encontrado em estado puro, já que reage com rapidez com muitos elementos e compostos químicos, sendo encontrado formando parte de cloretos e cloratos, sobretudo na forma de cloreto de sódio nas minas de sal gema e dissolvido na água do mar.

O cloro é empregado para potabilizar a água de consumo dissolvendo-o na mesma. Também é usado como oxidante, branqueador e desinfetante. É gasoso e muito tóxico (neurotóxico). Este halogênio forma numerosos sais, obtidos a partir de cloretos por processos de oxidação, geralmente mediante a eletrólise. Combina-se facilmente com a maior parte dos elementos. É ligeiramente solúvel em água (uns 6,5 g de cloro por litro de água a 25°C) formando, em parte, o ácido hipocloroso, HClO. Na maioria dos numerosos compostos que forma apresenta estado de oxidação -1. Também pode apresentar os estados de oxidação +1, +3, +5 e +7.

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O cloro é encontrado na natureza combinado com outros elementos, principalmente na forma de cloreto de sódio, NaCl , e também em outros minerais como a silvina, KCl, ou na carnallita, KMgCl3•6H2O. É o halogênio mais abundante na água do mar com uma concentração de aproximadamente 18000 ppm. Na crosta terrestre está presente em menor quantidade, uns 130 ppm. É praticamente impossível encontra-lo sem estar combinado com outros elementos, devido a sua alta reatividade.

O cloro é obtido principalmente (mais de 95% da produção) a partir da eletrólise do cloreto de sódio, NaCl, em solução aquosa, denominado processo de cloro-álcali. São usados três métodos:

•Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio.

•Eletrólise com célula de diafragma

•Eletrólise com célula de membrana.

Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio

Foi o primeiro método utilizado para produzir cloro em escala industrial.

Neste processo ocorrem perdas de mercúrio gerando problemas ambientais. Nas duas últimas décadas do Século XX o processo foi melhorado, embora ainda ocorra a perda de 1,3 gramas de mercúrio por tonelada de cloro produzida. Devido aos problemas ambientais este processo está sendo substituído pela eletrólise de célula de membrana que, atualmente, é responsável pelo suprimento de menos de 20% da produção mundial de cloro.

É empregado um cátodo de mercúrio e um ânodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. O cátodo está depositado no fundo de uma célula de eletrólise e o ânodo sobre este, a pouca distância. A célula é preenchida com cloreto de sódio e, com uma diferença de potencial adequada, se processa a eletrólise:

2Cl- → Cl2 (g) + 2e ~

Hg + 2Na+ + 2e– → NaHg

A seguir se procede a decomposição da amálgama formada para recuperar o mercúrio. A base sobre a qual está a amálgama é ligeiramente inclinada para escorrer a amálgama passando para uma torre onde, em presença da água, ocorrem as seguintes reações de oxidação e redução:

H2O + 1e– → 1/2H2 + OH–

NaHg – 1e– → Na+ + Hg

Desta forma o mercúrio é reutilizado. Como subproduto forma-se soda cáustica (NaOH) pela combinação da hidroxila (OH–) e Na+ formado nos dois eletrodos:

Na+ + OH– → NaOH+

Deste modo se consegue a soda cáustica (NaOH) muito concentrada e um cloro muito puro, porém consome-se mais energia do que em outros processos e existe o problema da contaminação com o mercúrio.

Eletrólise com célula de diafragma

Este método é utilizado principalmente no Canadá e Estados Unidos.

Utiliza-se um cátodo perfurado de aço ou ferro e um ânodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. Ao cátodo se adere um diafragma poroso de fibras de asbesto misturado com outras fibras como por exemplo, o politetrafluoroetileno. Este diafragma separa o ânodo do cátodo evitando a recombinação dos gases formados.

O sistema é alimentado continuamente com salmoura que circula desde o ânodo até o cátodo. As reações que ocorrem são:

2Cl- → Cl2 + 2e- (no ânodo)

2H+ + 2e- → H2(g) (no cátodo)

Na dissolução permanece uma mistura de NaOH e NaCl. O NaCl é reutilizado e o NaOH é de interesse comercial.

Este método apresenta a vantagem de consumir menos energia que o utilizado na amálgama de mercúrio porém, o inconveniente é que o NaOH produzido é menos puro. Existe também o risco associado ao uso do asbesto.

Eletrólise com célula de membrana

Este método é o que se pretende implantar para a produção de cloro. Estima-se uma produção mundial de aproximadamente 30% deste elemento. Este método é similar ao método que se emprega na célula de diafragma. O diafragma é substituído por uma membrana sintética seletiva que deixa passar íons Na+, porém não permite a passagem de íons OH- e Cl-.

O NaOH obtido é mais puro e mais concentrado que o obtido pelo método da célula de diafragma e, como este, consome menos energia que o método da amálgama de mercúrio, mesmo que a concentração de NaOH obtida seja menor, sendo necessário concentrá-lo. Por outro lado, o cloro obtido pelo método da amálgama de mercúrio é mais puro.

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Cloretos são sais derivados do ácido clorídrico (HCl). Em sua maioria, são bem cristalizados e facilmente solúveis em água. Algumas exceções são:

•Cloreto de chumbo (II) (PbCl2)

•Cloreto paladioso (PdCl2)

•Cloreto mercuroso (HgCl),

• cuproso (CuCl),

•Cloreto de prata (AgCl)

•Cloreto auroso (AuCl)

•Cloreto de Prata (AgCl2)

•Cloreto ferroso (FeCl2)

•Cloreto férrico (FeCl3)

•Cloreto de alumínio (AlCl3)

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Hipocloritos são sais provenientes do ácido hipocloroso (HClO) e são mais importantes que o próprio ácido correspondente, devido à dificuldade de se obter o ácido ao contrário de seus sais.

Os hipocloritos, devido à sua ação oxidante e desinfetante (e baixo preço), tem largo uso tanto domiciliar quanto industrial. O cloro que se compra em mercados é uma solução de hipoclorito de sódio. Quando o percentual de cloro livre nesta mistura é de cerca de 2%, então temos a chamada água sanitária, também chamada de água de lavadeira em outras cidades.

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São sais correspondentes do ácido cloroso (HClO2), e podem ser obtidos reagindo-se uma base com dióxido de cloro (ClO2), formando uma mistura de cloritos e cloratos

Mas, também podem ser obtidos reagindo-se peróxido de sódio (Na2O2) com dióxido de cloro.

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Os cloratos são sais correspondentes ao ácido clórico (HClO3). Pode-se obter cloratos fazendo passar gás cloro sobre uma solução alcalina a quente (cerca de 70 °C)

Os cloratos são enérgicos oxidantes. Se misturarmos clorato com matéria orgânica, carvão vegetal, enxofre etc., e golpearmos a mistura com um martelo (ou se aquecermos), poderá haver explosão. Portanto, as misturas de clorato com estes materiais não devem ser triturados, mas cada componente deverá ser triturado em separado e depois ser feita a mistura até homogeneização.

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O cloro provoca irritação no sistema respiratório, especialmente em crianças. No estado gasoso irrita as mucosas e no estado líquido queima a pele. Pode ser detectado no ar pelo seu odor a partir de 3,5 ppm, sendo mortal a partir de 1.000 ppm. Foi usado como arma química a partir da Primeira Guerra Mundial. Uma exposição aguda a altas concentrações de cloro (porém não letais) pode provocar edema pulmonar, ou líquido nos pulmões. Uma exposição crônica abaixo do nível letal debilita os pulmões aumentando a susceptibilidade a outras enfermidades pulmonares. Em muitos países é fixado o limite de exposição no trabalho em 0,5 ppm (média de 6 horas diárias, 40 horas semanais).

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O cloro é aplicado principalmente na purificação de águas, no branqueamento durante a produção de papel e na preparação de diversos compostos clorados, como por exemplo o hipoclorito de sódio e hipoclorito de cálcio

Um processo de purificação de águas amplamente utilizado é a cloração. O agente é o ácido hipocloroso, HClO, que se produz dissolvendo cloro na água e regulando o pH.

Outra aplicação que vem ampliando sobremaneira os níveis de qualidade de vida das populações que usufruem deste processo, é a aplicação de cloro em estações de tratamento de esgoto.

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.

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Do Grego Bromos, que significa "mau cheiro" devido a sua característica irritante da mucosa do nariz e olhos. Foi descoberto em 1826 por A.J. Balard em Montpellier na França, ao tratar com cloro uma solução aquosa de cinzas de algas marinhas. O bromo é líquido na temperatura ambiente e de cor marrom-avermelhada. Emite vapores vermelhos quando aquecido. Muito reativo com metais, mas menos que o cloro. E solúvel em água e solventes orgânicos como o clorofórmio. Dissolve-se em NaOH formando brometo e hipobromito de sódio. Atualmente obtido pela cloração da água do mar e de salmouras que contém brometos. A água do mar contém 85 ppm de brometos.

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O bromo é o único elemento não metálico que se encontra no estado líquido à temperatura ambiente. E, além disso, é um dos dois elementos da tabela periódica que se encontra em estado líquido à temperatura ambiente, o outro é o mercúrio. O líquido é avermelhado, instável, denso e volátil. Evapora facilmente a temperaturas e pressões padrões formando um vapor avermelhado (coloração parecida com a do dióxido de nitrogênio) que apresenta um forte e desagradável odor. Este halogênio se parece quimicamente ao cloro, porém é menos reativo (entretanto mais que o iodo). O bromo não é muito solúvel em água e dissolve-se melhor em solventes não polares como o dissulfeto de carbono, CS2, ou o tetracloreto de carbono, CCl4. Reage facilmente com muitos elementos e tem um forte efeito branqueador.

O bromo é altamente reativo e é um forte agente oxidante em presença de água. Reage vigorosamente com aminas, alcenos e fenóis, assim como com hidrocarbonetos aromáticos e hidrocarbonetos alifáticos, cetonas e ácidos carboxilicos (estes são bromados por adição ou por substituição). Com muito dos metais e outros elementos, o bromo anidro é menos reativo que o úmido, entretanto, o bromo seco reage vigorosamente com o alumínio, mercúrio, titânio, metais alcalinos e alcalino-terrosos.

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O bromo molecular é empregado na fabricação de uma ampla variedade de compostos de bromo, usados na indústria e na agricultura. Tradicionalmente, a maior aplicação do bromo tem sido para a produção de 1,2-dibromoetano, que é usado como aditivo nas gasolinas que tem como antidetonante o tetraetil de chumbo.

O bromo é empregado na fabricação de produtos de pulverização, agentes não inflamáveis, produtos para a purificação de águas, corantes, brometos empregados em fotografia ( brometo de prata, AgBr ), desinfetantes, inseticidas e outros.

Também para a obtenção de brometo de hidrogênio:

Br2 + H2 → 2HBr

Os halogênios têm duas características principais: não são metais (na tabela periódica, apenas os halogênios e os gases nobres possuem tal característica) e são formadores de sais. O Bromo encontrado na natureza está geralmente em formato de sais (por isso o seu descobrimento nas salinas) e não em seu estado elementar. Nos oceanos, há a presença de 67 mg de Bromo/L, e sua extração comercial provém daí.

Pode-se extrair o bromo da água do mar através da redução dos íons de bromo com cloro gasoso:

2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl-

O Bromo, assim como os outros halogênios, possui sete elétrons na ultima camada e, para adquirir estabilidade, necessitam ganhar um elétron.

Os seus principais compostos comerciais são:

Ácido bromídrico – HBr – usado como catalisador de reações orgânicas.

Brometo de etileno - Br - CH2 - CH2 - Br - misturado em combustíveis para evitar a acumulação de chumbo nos motores.

Brometo de prata – AgBr – usado em emulsões fotográficas.

Brometo de potássio – KBr – usado como tranqüilizante.

Ácido brômico - KBrO3 - muito usado na química analítica.

Brometo de césio – CsBr - utilizado na fabricação de prismas ópticos.

Metil Brometo - usado na exterminação de insetos e roedores.

Bromoclorometano - CH2BrCl - usado em extintores.

O ácido bromídrico ou brometo de hidrogênio é obtido através da reação entre bromo e hidrogênio molecular ou, ainda, como subproduto de processos de bromação de compostos orgânicos, como se vê abaixo:

HBr + NaOH → NaBr + H2O

Em solução aquosa, o bromo pode formar íons com estados diferentes de oxidação:

Br2 + OH- → Br- + BrO- + H2O

Os vapores do bromo irritam olhos e garganta. Pode, também, ocorrer inflamação do sistema respiratório. Se em estado líquido, pode afetar a gravemente pele. Admite-se como concentração máxima 1 ppm, numa exposição de 8 horas.

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O iodo (do grego iodés, cor violeta) é um elemento químico de símbolo I , de número atómico 53 (53 prótons e 53 elétrons) e de massa atómica 126,9 u. À temperatura ambiente, o iodo encontra-se no estado sólido.

É um não metal, do grupo dos halogênios (17 ou VIIA) da classificação periódica dos elementos. É o segundo menos reativo e o menos eletronegativo de todos os elementos de seu grupo, atrás somente do Astato.

É um oligoelemento, empregado principalmente na medicina, fotografia e como corante. Foi descoberto na França pelo químico Bernard Courtois em 1811 a partir de algas marinhas.

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O iodo é um sólido negro e lustroso, com leve brilho metálico, que sublima em condições normais formando um gás de coloração violeta e odor irritante. Igual aos demais halogênios forma um grande número de compostos com outros elementos, porém é o menos reativo do grupo, e apresenta certas características metálicas. A falta de iodo causa retardamento nas prolactinas.

É pouco solúvel em água, porém dissolve-se facilmente em substâncias orgânicas, como etanol, clorofórmio, CHCl3, em tetracloreto de carbono, CCl4, ou em dissulfeto de carbono, CS2, produzindo soluções de coloração violeta. Em dissolução, na presença de amido dá uma coloração azul. Sua solubilidade em água aumenta se adicionarmos iodeto devido a formação do triodeto, I3-.

Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1, +3, +5, +7.

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O iodeto de potássio, KI, é adicionado ao sal comum, NaCl (mistura denominada de sal iodado), para prevenir o surgimento do bócio endêmico, doença causada pelo déficit de iodo na dieta alimentar.

A tintura de iodo é uma solução de iodo e KI em álcool, em água ou numa mistura de ambos (por exemplo, 2 gramas de iodo e 2,4 gramas de KI em 100 mL de etanol), que tem propriedades anti-sépticas. É empregada como desinfetante da pele ou para a limpeza de ferimentos. Também pode ser usada para a desinfectar a água.

Os compostos de iodo são importantes no campo da química orgânica e são muito úteis na medicina; iodetos, assim como a tiroxina, que contém iodo, são utilizados em medicina interna.

O iodeto de potássio, KI, é empregado em fotografia.

Se utiliza iodo em lâmpadas de filamento de tungstênio (wolfrâmio) para aumentar a sua vida útil.

O tri-iodeto de nitrogênio, NI3, é um explosivo de impacto, demasiadamente instável para a comercialização, porém pode-se facilmente prepará-lo de forma caseira.

Os isótopos radioativos Iodo-123 e Iodo-131 são utilizados em medicina nuclear, para estudar a Glândula Tiróide. O Iodo-131 é usado também na terapia de alguns tipos de cancro da Tiróide, graças ao seu decaimento com produção de partícula beta.

O iodeto de prata, AgI, é usado para criação de chuvas artificiais.

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O iodo é um elemento químico essencial. Uma das funções conhecidas do iodo é como parte integrante dos hormônios tireóideos. A glândula tireóide fabrica os hormônios tiroxina e tri-iodotironina, que contém iodo. O déficit de iodo conduz ao Hipotiroidismo de que resultam o bócio e mixedema. A ocorrência de deficit de iodo na infância pode originar o cretinismo, ocasionando um retardo mental e físico.O excesso de produção de hormónios na tireóide conduz ao hipertiroidismo.

O iodo também pode ser conhecido como desinfetante devido à sua fácil reatividade com elementos orgânicos proporcionada por sua alta eletronegatividade.

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O iodo é o halogênio menos abundante, apresentando-se na crosta terrestre com uma concentração de 0,14 ppm, estando na água do mar numa abundância de 0,052 ppm.

O iodo pode ser obtido a partir dos iodetos, I-, presentes na água do mar e nas algas. Também pode ser obtido a partir dos iodatos, IO3- existente nos nitratos de Chile, separando-os previamente destes.

No caso de partir-se dos iodatos, uma parte destes se reduzem a iodetos, e os iodetos obtidos se fazem reagir com o restante dos iodatos, produzindo o iodo:

IO3-+ 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O

Quando se parte dos iodetos, estes se oxidam com cloro, e o iodo obtido é separado mediante filtração. Pode-se purificar o iodo reduzindo-o e reoxidando-o com cloro.

2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-

O iodo pode ser preparado na forma ultrapura reagindo o iodeto de potássio, KI, com sulfato de cobre, CuSO4 �

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O iodo, I2 numa solução de iodeto, I-, forma poli-iodetos como o triodeto, I3-, ou o pentaiodeto, I5-. Também forma compostos com outros haletos como, por exemplo, o IF8-.

Em solução aquosa pode apresentar diferentes estados de oxidação. Os mais representativos são o -1, nos iodetos, o +5 nos iodatos, e o +7, nos periodatos (oxidantes fortes).

O iodeto de hidrogênio, HI, pode ser obtido por síntese direta do iodo com o hidrogênio.

O iodato, IO3- pode-se obter a partir de iodo com um oxidante forte.

Alguns iodetos de metais podem ser obtidos por síntese direta. Por exemplo:

Fe + I2 → FeI2

A partir deste pode-se obter outros por substituição.

Isótopos

Existem 30 isótopos de iodo, porém somente o Iodo-127 é estável. O radioisótopo artificial Iodo-131 (através de emissão de partículas beta, mas também emite raios gama) com uma vida média de 8 dias se tem empregado no tratamento de câncer e outras patologias da glândula tireoide.

O iodo-129 (com uma vida média de 16 milhões de anos) pode ser produzido a partir do xenônio-129 na atmosfera terrestre, ou também através do decaimento do urânio-238. Como o urânio se origina durante certo número de atividades relacionadas com a energia nuclear, sua presença (a relação 129Iodo/Iodo) pode indicar o tipo de atividade desenvolvida num determinado lugar. Por esta razão, o iodo-129 foi empregado nos estudos da água da chuva após o acidente ocorrido na usina nuclear de Chernobil. Também se tem empregado como traçador em água superficial e como indicador da dispersão de resíduos no meio ambiente.

Em muitos aspectos o iodo-129 é similar ao cloro-36. É um halogênio solúvel, relativamente não reativo, existindo principalmente como ânion não solvatado, sendo produzido por reações termonucleares e cosmogênicas. Em estudos hidrológicos, as concentrações de iodo-129 são dadas, geralmente, através da relação do iodo-129 com o iodo total (praticamente todo o iodo-127). Como no caso da relação 36Cloro/Cloro, as relações 129Iodo/Iodo na natureza são muito pequenas. 10−14 a 10−10 (o pico termonuclear de 129Iodo/Iodo durante as décadas 1960 e 1970 alcançou valores próximos de 10−7). O Iodo-129 se diferencia do cloro-36 em sua vida média que é maior (16 frente a 0,3 milhões de anos), é altamente biofílico e se encontra em múltiplas formas iónicas (geralmente I- e iodatos).

Iodo-131

O iodo radioativo 131I é obtido a partir de reações de fissão nuclear que ocorrem do decaimento do elemento Urânio. Pode ser produzidos para fins medicinais, como na produção de medicamentos para tratamento hormonal da tireóide e uso industrial. O iodo-131 pode ser encontrado como subproduto de explosões nucleares e de usinas nucleares, e é um dos principais componentes da radiação liberada nos acidentes nucleares de Chernobyl, em 1986, e de Fukushima, em 2011, sendo que nesse último, as concentrações encontradas de 131I foram aproximadamente 7,5 milhões de vezes acima do permitido, chegando a 300 000 Bq/cm³ na água contaminada (muito acima do permitido). O iodo radioativo, em altas concentrações, pode causar câncer, e mutações genéticas.

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É necessário ser cuidadoso quando se maneja o iodo, pois em contato direto com a pele pode causar lesões. O vapor de iodo é muito irritante para os olhos e as mucosas. No caso do Iodo radioativo, deve-se adotar uma metodologia extremamente rígida, incorporando métodos de descarte e de segurança.

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Astato (do grego "astatos", que significa "instável") foi primeiramente sintetizado em 1940 por Dale R. Corson, K. R. Mackenzie.

O astato é um elemento químico de número atômico 85 (85 prótons e 85 elétrons). Com massa atômica 210, grupo 17 temperatura ambiente é sólida. Há atualmente cerca de 31 gramas de astato na terra sendo assim o elemento mais raro que se tem notícia.

Características - Este elemento altamente radioativo comporta-se quimicamente como os demais halogênios, especialmente como o iodo. O ástato tem caráter mais metálico que o iodo. Pesquisadores do Laboratório Nacional de Brookhaven identificaram as reações e as medidas elementares que envolvem o ástato. A maioria das características do ástato são conhecidos através dos seus isótopos sintéticos.

É o elemento mais pesado entre todos os halogênios, e apresenta cinco estados de oxidação: +7. +5, +3, +1 e -1. Forma compostos com outros halogênios, tais como, AtCl e AtI.

Aplicação - O astato tem importância somente no campo teórico e não é conhecida aplicação prática desse elemento.

Precauções - Por ser altamente radioativo deve ser manuseado, apenas, nas investigações científicas e em condições especiais. A quantidade de astato na natureza é tão pequena que não oferece risco a saúde humana. Entretanto, quando injetado em animais, por ser um halogênio instala-se na glândula tiroide do mesmo modo que o iodo.Há indicações que seja altamente cancerígeno.

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Do latim um, um, sete, (provavelmente semelhante ao alogênico astato) é o nome provisório do elemento químico número atômico 117 (117 prótons e 117 elétrons), ocupa o grupo 17.

Uma equipe internacional de cientistas da Rússia e dos EUA descobriu o elemento de números atômica 117 em abril de 2010. A equipe o encontrou medindo padrões de decaimento observados depois que um alvo de berquélio radioativo foi bombardeado com íons de cálcio, no ciclotron JINR (Joint Institute Nuclear Research), em Dubna, na Rússia. O experimento produziu seis átomos do elemento 117 depois de bombardearem o alvo continuamente por 150 dias. Para cada átomo, observava-se o decaimento alfa do elemento 117 para 115, depois para 113, e assim por diante, até que seu núcleo passasse por uma fissão, dividindo-se em dois elementos mais leves.

A descoberta contou com a participação de cientistas do Joint Institute of Nuclear Research (Dubna, Rússia), Research Institute for Advanced Reactors (Dimitrovgrad, Rússia), Lawrence Livermore National Laboratory, Oak Ridge National Laboratory, Universidade Vanderbilt e Universidade de Nevada, nos Estados Unidos.

Ele era o último elemento que faltava na linha sete da tabela e é um elemento preparado sinteticamente.

O nome provisório "ununseptium" é dado segundo os critérios de nomenclatura da IUPAC.

Até agora foram produzidos 6 átomos ununséptio, cinco Uus-293 e apenas um de Uus-294, eles foram produzidos em aceleradores de partículas utilizando íons de cálcio de forma similar a produção do ununquádio, e a reação de fusão nuclear é representada pelas seguintes equações

nova 293

48Ca + 249Bk + 4 n = 293Uus

nova 294

Como 249Bk + 48 = 294 + 3n Uus

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Escolhidos os nomes dos novos elementos da tabela periódica». Revista Pesquisa FAPESP. Consultado em 10 de novembro.

http://www.panamericana.com.br/panamericana/uploads///fispqs/HG/FISPQ_CLORO.pdf

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