REPÚBLICA DE ANGOLA
GOVERNO DA PROVÍNCIA DE LUANDA
COLÉGIO GILIPA
Classe: 8ª
Sala: 6
Turma: B
Turno: Tarde
O DOCENTE
_______________________
LUANDA
2015
ÍNDICE
No
presente trabalho vamos falar sobre os halogénios, Nunca estão livres na
natureza. Mas são abundantes, seus compostos. E absolutamente indispensáveis ao
homem moderno. Tomam parte na produção de refrigeradores, na indústria química
e farmacêutica, na metalurgia, tecelagem, fabricação de papel e filmes
fotográficos, no tratamento da água e até no metabolismo do corpo humano.
Designam-se
por halogéneos os elementos pertencentes à tabela periódica que se situam no
grupo 17, junto ao grupo dos gases nobres.
Recebem
a denominação genérica de halogênios (do grego, os que geram sais), mas cada
qual tem um nome e seu símbolo. São eles: o flúor (F), o cloro (CI), o bromo
(Br) e o iodo (I).
Recentemente,
um, novo elemento se incorporou ao grupo: o ástato ou astatine (At), obtido
artificialmente, por bombardeio de bismuto com partículas alfa. Constituem o
grupo VIIA da Tabela Periódica de Elementos, pois possuem as mesmas
propriedades químicas. São todos elementos não-metais e combinam-se com outros
elementos muito facilmente. Por isso, não são encontrados em liberdade na
natureza. O mais abundante é o cloro, seguido pelo bromo e o iodo.
A
preparação dos halogênios, isto é, a sua extração dos compostos que formam,
pode ser feita por vários métodos, sendo o mais comum a eletrólise. Todos eles
têm odor penetrante e desagradável e atacam as mucosas do nariz e da garganta.
Como regra geral, os halogênios formam sais com os me- tais, e dão origem a
ácidos quando combinados com hidrogênio.
Mesmo
sendo quimicamente semelhantes, os halogênios são bastante diferentes entre si.
Apresentam-se em estado sólido (iodo), líquido (bromo) ou gasoso (flúor e cloro).
Apesar de sua natureza extremamente venenosa, os halogênios participam dos
processos vitais do mundo animal. Em proporções mínimas (1:1.000.000), o flúor
tem efeitos benéficos para os dentes. No organismo humano, associado com o
fósforo e o cálcio, é um dos formadores dos ossos e dos dentes. O cérebro
humano tem aproximadamente 3 miligramas desse elemento.
A
dieta humana exige cloro, que é ingerido sob a forma de cloreto de sódio (sal
de cozinha). Esse cloro entra na composição do ácido clorídrico, que intervém
no processo da digestão.
O
iodo é muito conhecido como antisséptico. Também ele é necessário ao organismo,
participando do funcionamento da glândula tiroide. Quando não recebe iodo
suficiente, a glândula se intumesce, causando o aparecimento da doença chamada
bócio ou papeira.
·
Símbolo: F
·
Cor: amarelo-claro
·
Ponto de fusão: - 223ºC
·
Ponto de ebulição: -188°C
Gás
leve, de cheiro sufocante, muito reativo e tóxico. Combina-se diretamente com
muitos outros elementos, mesmo a baixa temperatura. Foi isolado por Moissan, em
1886, que lhe deu o nome em virtude da fusibilidade de um de seus compostos,
que se funde a pontos bem mais baixos que outras rochas.
O
flúor é encontrado no espatoflúor (CaF2), na criolita (Na3AIF6).
Por ser a substância mais reativa que se conhece, o flúor pode ser encontrado
em combinação com praticamente todos os outros elementos. A criolita, que é um
fluoreto de alumínio e sódio, pode ser elaborada sinteticamente e constitui
matéria-prima na produção de alumínio por via eletrolítica.
Apesar
de ser muito venenoso, tanto o gás isoladamente ou as substâncias que o contém
são cada vez mais usados. Entre seus compostos inofensivos se encontra o gás
freon (CCI2F2), usado na refrigeração. Muitos tipos de
plásticos contêm flúor. Em proporção de uma parte para 1 milhão, misturado à
água potável, é benéfico aos dentes. Mas, se a proporção chegar a três por 1
milhão, os dentes se tornam escuros. Compostos desse elemento são usados como
inseticida e para conservar madeiras. Os fluoretos, tanto de sódio quanto de
lítio, são usados na solda de alumínio.
O
flúor deve ser manuseado 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
Food and Drug Administration (FDA) considera que o flúor é um medicamento não
aprovado, para o qual não existem provas de inocuidade e de efetividade.
·
Símbolo: Cl
·
Ponto de fusão: -101,5°C
·
Cor: amarelo-esverdeado
·
Ponto de ebulição: - 33,9°C
É
um gás mais pesado que o ar sufocante, venenoso e muito reativo. Foi obtido por
Karl Wilhelm Scheele, em 1774, e considerado um composto. Humphry Davy o
identificou como um elemento novo, em 1810, e o denominou cloro, devido à sua
côr esverdeada (do grego, cloros = verde).
O
cloro é o mais abundante dos halogênios. É encontrado na forma de íons CI- na
água do mar (2%); nas jazidas de rochas salinas do mineral halita (NaCI); nas
jazidas de cloreto de potássio (KCI). bicloreto de magnésio (MgCI2)
e bicloreto de cálcio (CaCI2) ; nos sucos gástricos do corpo humano,
na forma de ácido clorídrico (HCI) , numa proporção de 0,05%.
O
cloro é empregado em grandes quantidades para alvejar polpa de madeira na
indústria de papel, para alvejar algodão e fibras de linho na indústria têxtil,
na preparação de tintas e plásticos, na fabricação de solventes e de borracha
sintética. O cloro é ainda muito usado nos sistemas de abastecimento de água
potável das cidades, devido às suas qualidades bactericidas. O ácido
clorídrico, misturado com ácido nítrico, na proporção de um para três, resulta
na água-régia, única substância capaz de atacar o ouro e a platina.
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 suceptibilidade 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).
·
Símbolo: Br
·
Cor: vermelho-escuro
·
Ponto de fusão: -7ºC
·
Ponto de ebulição: + 58°C
Mantêm-se
líquido em temperatura ambiente e, como os demais, tem odor irritante. Foi
descoberto por Antoine Balard, em 1826, que o chamou de bromo devido ao seu mau
odor (do grego, bromos = mau cheiro).
Esse
elemento existe na água do mar, em forma de íons Br, na proporção de 0,008%.
Como brometo de sódio (NaBr) aparece em jazidas; em muitas águas minerais surge
associado ao sódio, potássio ou magnésio, ocorrendo também em minas de
sal-gema.
Usado
na indústria petroquímica, farmacêutica e fotográfica. Muitos corantes, tintas
e medicamentos contêm bromo. Alguns de seus compostos são usados como
tranquilizantes. É ainda empregado como desinfetante e agente oxidante. Outro
ramo que o utiliza em largas quantidades é a metalurgia.
O
bromo é altamente tóxico e em pequenas quantidades (10 ppm), tanto por via
dérmica como inalado, pode causar problemas imediatos de saúde ou morte. É
muito irritante tanto para os olhos como para a garganta; em contato com a pele
ocasiona inflamações dolorosas. Seu manuseio impróprio pode supor um sério
risco a saúde, requerendo máxima precaução de segurança quando do seu manejo.
·
Símbolo: I
·
Cor : cinzento-escuro
·
Ponto de fusão: + 113ºC
·
Ponto de ebulição: + 184°C
Apresenta-se
geralmente no estado sólido em lamínulas de aspecto brilhante. Foi descoberto
por Bernardo Curtois, em 1811, extraído de algas marinhas. Se aquecermos
ligeiramente cristais de iodo, dá-se o fenômeno da sublimação, isto é, o elemento
passa diretamente do estado sólido ao gasoso, transformando-se em gás de bela
cor violeta.
Existe
na água do mar, em pequena proporção, nos depósitos de salitre, nas algas
marinhas, em animais marinhos e em mananciais minerais.
É empregado
como antisséptico. Muitos dos seus compostos são usados na indústria
farmacêutica.
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.
O
ástato (também ástato ou astatínio) é um elemento químico de símbolo At e de
número atómico igual a 85 (85 protões e 85 eletrões), com massa atómica de
aproximadamente [210] u. É encontrado no Grupo 17 ou VIIA da classificação
periódica dos elementos. À temperatura ambiente, o ástato encontra-se no estado
sólido. Há atualmente cerca de 31g de astato na Terra, sendo assim o elemento
mais raro de que se tem notícia.
Foi
sintetizado pela primeira vez em 1940 por Dale R. Corson, Kenneth Ross
MacKenzie, e Emilio Gino Segrè.
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.
O
ástato tem importância somente no campo teórico e não tem nenhuma no campo
prático. Atualmente, não é conhecida nenhuma aplicação prática deste elemento.
Por
ser altamente radioativo deve ser manuseado, apenas, nas investigações
científicas e em condições especiais. A quantidade de ástato 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.
Com
este trabalho concluímos que os halogéneos se situam no 17º grupo da tabela
periódica. Também vimos que os halogéneos se transformam facilmente em iões
mononegativos.
De
facto os halogénios são de grande importância no estudo da Química assim como
na vida humana. Sendo eles formadores de sais possibilitam ainda no fabrico de
plásticos e outros detergentes naturais.
AVALEIRO, Maria,
BELEZA, Maria, Viver melhor na Terra, 1ªedição, ASA. 2009
COTTON, F. A.
G. Wilkinson, Quimica Inorganica, 1ª. Ed. São Paulo. 1978
BROWN, T. L.,
LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. Química - Ciência Central. Rio de Janeiro: LTC,
1997.
LEE, J. D.
Química inorgânica não tão concisa. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.
Fluoride in Drinking Water: A Scientific Review of
EPA's Standards (2006)
Gostei muito do trabalho💪👷💪💪👷💪
ResponderExcluirMe ajudou muito a fazer uma porra de trabalho
ResponderExcluirGostei,muito
ResponderExcluir