TIPOS DE CRISTAIS

	IÔNICO	MOLECULAR	COVALENTE	METÁLICO
Unidades estruturais	cátions e ânions	moléculas ou átomos	átomos	íons positivos
Forças que mantêm o sólido unido	atração eletrostática	forças de London, dipolo permanente e ligações de hidrogênio	ligações covalentes	atração eletrostática entre cátions e a nuvem eletrônica
Propriedades	duros, quebradiços, elevados pontos de fusão e ebulição, condutores quando em solução aquosa ou fundidos	macios, baixos pontos de fusão e ebulição, maus condutores	muito duros, elevados pontos de fusão e ebulição, maus condutores	duros a moles, de baixos a altos pontos de fusão e ebulição, bons condutores
Exemplos	sal comum (NaCl), calcário (CaCO3), nitrato de potássio (KNO3)	gelo comum (H2O), gelo seco (CO2), açúcar (C12H22O11), iodo (I2)	diamante (Cn), grafite (C), carborundo (SiC), quartzo (SiO2), carbeto de tungstênio (WC)	Fe, Au, Ag, Cu, Na, Ca, Hg

Observações importantes:

1. No estado sólido os compostos iônicos são maus condutores de eletricidade, porque os íons são mantidos de forma rígida na estrutura. Todavia, quando fundidos ou em solução aquosa, os íons estão livres para se locomover e os compostos iônicos tornam-se bons condutores.

2. Os cristais moleculares são maus condutores porque os elétrons estão ligados às moléculas individuais e não estão livres para se moverem através do sólido.

3. Os cristais covalentes são maus condutores de eletricidade porque os elétrons, nos sólidos, estão localizados nas ligações covalente e não estão livres para se mover através do cristal. Apenas o grafite por apresentar elétrons pi torna-se bom condutor.

4. Os metais são bons condutores por apresentarem elétrons que podem mover-se livremente.

CRISTAIS LÍQUIDOS

Certas substâncias, numa faixa de temperatura imediatamente acima dos seus pontos de fusão, exibem propriedades de líquido ( movimento, escoamento, sem padrão de ordenamento) e sólido (elevada ordenação, rigidez), simultaneamente. São denominadas cristais líquidos. Elas são fluidas, mas suas moléculas estão posicionadas numa maneira altamente ordenada. Em temperaturas acima desta faixa a sua organização é perdida e elas tornam-se semelhantes a quaisquer outros líquidos. Existem três tipos de cristais líquidos: a) Cristal nemático - as moléculas são em forma de bastões e estão arranjadas perfeitamente. b) Cristal esmético - as moléculas também são em forma de bastões arranjadas perfeitamente e em camadas. c) Cristal colestérico - as moléculas também estão em camadas, mas arranjadas paralelamente às camadas de forma nemática, com orientações ligeiramente diferentes de uma camada para outra. As substâncias utilizadas nos mostradores de cristal líquido dos relógios e calculadoras são cristais líquidos nemáticos

Elaboração: Prof. Paulo Silva

GEOMETRIA MOLECULAR

Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência

A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência propôe que o arranjo geométrico dos átomos em torno de algum átomo central seja determinada somente pela repulsão entre os pares de elétrons presentes na camada de valência do átomo central.

Para prevermos a geometria de uma molécula, necessitamos conhecer somente quantos pares de elétrons estão associados ao átomo central para o qual devemos escrever a fórmula de Lewis da molécula. Logo, nos perguntamos como os pares de elétrons se distribuem espacialmente de modo que a repulsão seja entre eles a mínima?

É importante recordar que a geometria molecular estará determinada pela distribuição espacial dos pares de elétrons das ligações presentes e também pelos pares não-ligantes que estiverem em torno do átomo central, pois exercerão repulsão sobre as ligações, alterando o ângulo das mesmas.

A= átomo central, X= átomos ligantes, E= pares de elétrons não-ligantes.

Resumindo:

1. A estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes na camada de valência.

2. Um par isolado de elétrons ocupa mais espaço em torno do átomo central do que um par de elétrons ligante, já que o par isolado é atraído por apenas um núcleo e o par ligante é atraído por dois núcleos. Pode-se inferir que a repulsão  entre dois pares isolados é maior que a repulsão de um par isolado e um par de elétrons ligantes, que por sua vez é maior que a repulsão entre dois pares de elétrons  ligantes. Assim a presença pares de elétrons isolados provoca distorções nos ângulos de ligação da molécula. Se o ângulo entre o par isolado no átomo central e um par ligante aumentar, os ângulos de ligação observados entre os átomos deve diminuir.

3. A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons ligantes depende da diferença de eletronegatividades entre o átomo central e os demais átomos.

4. Ligações duplas repelem-se mais intensamente que ligações simples, e ligações triplas provocam maior repulsão do que ligações duplas.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

METAIS ALCALINOS E HALOGÊNIOS - USOS

Metais Alcalinos

Lítio

O metal é utilizado em baterias recarregáveis e solares e em ligas metálicas de baixa densidade. Compostos de lítio são utilizados em aparelhos para absorverem CO₂, formando o carbonato de lítio e na composição de graxas de alta resistência a umidade e temperaturas elevadas. O Li₂CO₃ é utilizado como princípio ativo de medicamentos para controle de psicose maníaco-depressiva.

Sódio

O sódio é aplicado na produção de ligas metálicas utilizadas para transferência de calor em reatores nucleares e em sínteses orgânicas. Já os seus sais, são empregados na fabricação de papeis, sabões e vidros. Além de ser empregados na industria petroquímica e como tempero para comidas (NaCl).

Potássio

O potássio metálico é utilizado em reações orgânicas, como forte agente redutor. O KNO₃  é utilizado em fertilizantes e explosivos. O KClO₄ e o KClO₃são utilizados em fogos de artifício como agentes oxidantes e que são, também, altamente explosivos e responsáveis pela coloração violeta. Uma liga metálica K-Na é utilizada em reatores nucleares, para transferência de calor. O KOH é utilizado para a produção de sabão. O isótopo K-40 é utilizado para realização de datação por decaimento radioativo.

           

Rubídio

O rubídio é utilizado na produção de semicondutores e células fotoelétricas. O RbOH é empregado em baterias de funcionamento à baixas temperaturas.

Césio

O césio é usado como componente de catalisador, em células fotoelétrica e em relógio atômico (possui precisão de 5 segundos em 300 anos). Um de seus isótopos é radioativo e utilizado como fonte de radiação gama e é utilizado no tratamento de câncer (bomba de césio, que foi agente no acidente em Goiânia, em 1987) e em dispositivo de medidor de nível para líquidos, utilizados na indústria de bebidas e para controle de nível de silos de grande porte para grãos e refinarias.

Halogênios

Flúor

Uma das mais importantes aplicações do flúor (na forma de NaF ou Na₂PO₃F) é a sua introdução em água potável e em cremes dentais, com o intuito de diminuir os casos de cáries na população. O HF é utilizado para fazer gravações em vidros (numeração em vidros de automóveis).  O flúor é ainda utilizado na fabricação de polímeros, tipo tetrafluoroetileno, o conhecido Teflon, além de ser utilizado no processo de enriquecimento de urânio.           

Cloro

Seus compostos são utilizados como conservante de carnes e comidas, como alvejantes, limpador de superfície e reagente de laboratório. O cloro e seus compostos são, também, utilizados no tratamento de águas pelas empresas responsáveis, pois ele tem grande ação germicida, além de serem utilizados na produção de papel (clareamento), derivados de petróleo, medicamentos, inseticidas, tintas, plásticos, entre outras tantas aplicações.   

Bromo

O bromo é utilizado na produção de medicamentos, desinfetantes, praguicidas, purificação de água e corantes. Além de ser amplamente utilizado na produção de filmes fotográficos, na forma de AgBr.

Iodo

O iodo molecular, I₂, é empregado como antiséptico. Um sal de iodo, o KI ou NaI, é adicionado ao sal de cozinha, para evitar os "DDI" (Distúrbios por Deficiência de Iodo), o que pode provocar problemas de saúde como: bócio, abortos prematuros, etc. O isótopo radioativo I-131 é empregado na medicina, no tratamento de tireóide.

Astato

Nenhuma aplicação é conhecida ou descrita para o astato ou compostos de astato, devido à sua meia-vida muito curta de aproximadamente 8 horas.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

ALOTROPIA

A alotropia é um fenômeno associado à ocorrência de um mesmo elemento em distintas substâncias simples denominadas variedades alotrópicas. Geralmente, a alotropia ocorre devido a estruturas cristalinas diferentes no sólido ou atomicidade e é particularmente predominante nos grupos 14, 15 e 16 da tabela periódica.

Variedades Alotrópicas

Alótropos do Carbono: Diamante, grafite, fulereno e grafeno, são as formas alotrópicas do elemento químico carbono. Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina, ou seja, diferem no retículo cristalino.

Até a metade da década de 1980, só eram conhecidos dois alótropos do carbono: o duro, incolor e valioso diamante, e a escura, quebradiça e pouco valiosa grafite. Porém, em 1985, o inglês Harold Kroto e os americanos Richard Smalley e Robert Curl anunciaram a descoberta de uma nova forma alotrópica.

Essa nova variedade era bem diferente das outras duas. Em vez de cristais com uma infinidade de átomos unidos (como o diamante e a grafite), o novo alótropo é constituído por moléculas com 60 átomos de carbono (C₆₀). Foi nomeado Buckminsterfulereno, porém é mais conhecido como fullereno. 

A molécula de fulereno (conhecida como buckyball) se parece com uma bola de futebol microscópica. Seu diâmetro é de 0,7 nm (1 nm = 1 nanômetro = 10^-9m).

Desde essa descoberta, outros fulerenos já foram sintetizados, como, por exemplo, o C₇₀. Sua molécula não é tão esférica como o do C60, lembrando mais o aspecto de um ovo. Também foram produzido fulerenos em forma de tubos cilíndricos, chamados nanotubos.

Estrutura planar do grafeno

Atualmente a forma mais revolucionária do carbono é o GRAFENO. Possui estrutura planar hexagonal de átomos de carbono densamente compactados e com ligação sp2. O nome vem de grafite+eno. É 200 vezes mais forte que o aço, leve, flexível e excelente condutor de calor e eletricidade. 

Grafeno Smartphone

Alótropos do Oxigênio: O gás oxigênio e o gás ozônio diferem na atomicidade, isto é, no número de átomos que forma a molécula. Dizemos então, que o gás oxigênio e o gás ozônio são as variedades  alotrópicas do oxigênio.

O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta do sol. Devido às suas propriedades germicidas, o ozônio é utilizado como purificador da água potável.

Alótropos do Fósforo: as variedades alotrópicas mais comuns deste elemento são o fósforo vermelho, o fósforo branco e o fósforo negro, que diferem entre si pela atomicidade. Fósforo vermelho (Pn) e fósforo branco (P4). O fósforo branco é guardado imerso em água, pois, se exposto ao ar, sofre combustão espontânea. O fósforo negro é obtido aquecendo-se o fósforo branco a altas pressões.

Fósforo branco - Fósforo vermelho

Alótropos do Enxofre: O elemento químico enxofre possui formas alotrópicas, como, por exemplo, enxofre rômbico e enxofre monoclínico, que diferem um do outro pela estrutura cristalina. Essas duas variações são formadas por moléculas com oito átomos e são representadas pela fórmula S₈, embora os cristais das duas variedades sejam diferentes.

Em alguns casos, os alótropos são estáveis numa gama de temperaturas, com um ponto de transição definitivo no qual um se transforma no outro. A esta forma de alotropia chama-se enantiotropia.

É o caso do estanho, que tem dois alótropos: o estanho branco (metálico) estável acima dos 13,2 ºC e o estanho cinzento (não metálico) estável abaixo dos 13,2 ºC.

Variedades Alotrópicas mais estáveis:

carbono grafite, gás oxigênio, fósforo vermelho e enxofre rômbico.

Variedades Alotrópicas metaestáveis:

carbono diamante, gás ozônio, fósforo branco e enxofre monoclínico.

                                                      Elaboração: Prof. Paulo Silva

RADIOISÓTOPOS NA MEDICINA

Os Radioisótopos na Medicina

Os Radioisótopos são formados por Isótopos, que são átomos com o mesmo número atômico e diferente número de massa.

Existem dois tipos de Isótopos: os radioativos e não-radioativos. Compreender a origem, a presença e a diferença de isótopos em nosso meio ambiente nos dá condições de conhecer os limites naturais de segurança radiológica. Podemos então projetar a obtenção, o uso, ou seja, usar estes isótopos de modo seguro.

Os radioisótopos também podem ser empregados com o propósito de diagnóstico, fornecendo informações sobre o tipo ou extensão da doença. O isótopo iodo-131, por exemplo, é usado para determinar o tamanho, forma e atividade da glândula tireóide. O paciente bebe uma solução de KI, incorporando iodo-131. O corpo concentra o iodo na tireóide. Após algum tempo, um detector de radiação varre a região da glândula e a informação é exibida, no computador, sob a forma visual.

Principais radioisótopos usados na Medicina

³H - Trítio(hidrogênio-3) - Determinação do conteúdo de água no corpo

¹¹C - Carbono-11 - Varredura do cérebro com tomografia de emissão positrônica transversa (PET) para traçar o caminho da glucose

¹⁴C - Carbono-14 - Ensaios de radioimunidade.

²⁴Na - Sódio-24 - Detecção de constrições e obstruções do sistema circulatório.

³²P - Fósforo-32 - Detecção de tumores oculares, câncer de pele, ou tumores pós-cirúrgicos.

⁵¹Cr - Cromo-51 - Diagnóstico de albumina, tamanho e forma da baço, disordens gastrointestinais.

⁵⁹Fe - Ferro-59 - Mal função das juntas ósseas, dianóstico de anemias.

⁶⁰Co - Cobalto-60 - Tratamento do câncer.

⁶⁷Ga - Gálio-67 - Varredura do corpo inteiro para tumores.

⁷⁵Se - Selênio-75 - Varredura do pâncreas.

^81mKr - Criptônio-81m - Varredura da ventilação no pulmão.

⁸⁵Sr - Estrôncio-85 - Varredura dos ossos para doenças, incluindo câncer.

^99mTc - Tecnécio-99m - Um dos mais utilizados: diagnóstico do cérebro, ossos, fígado, rins, músculos e varredura de todo o corpo.

¹³¹I - Iodo-131 - Diagnóstico de mal funcionamento da glândula tireóide, tratamento do hipertireoidismo e câncer tireoidal.

¹⁹⁷Hg - Mercúrio-197 - Varredura dos rins.

¹⁵³Sm - Samário-153 - Aplicado em pacientes com metástase óssea, como paliativo para a dor.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

BIOMASSA - VIDEO

para baixar o vídeo: http://www.youtube.com/watch?v=UTNNNLTCSDg

Energia - Absorção e Emissão

 Desde muitos séculos se sabe que muitos materiais também podem emitir luz quando excitados. Isto ocorre quando os elétrons dos átomos absorvem energia e passam para níveis mais altos. Quando os elétrons voltam para os níveis mais baixos, liberam a diferença de energia. E esta liberação pode ocorrer na forma de emissão de luz.

 Este fenômeno é usado, por exemplo, na confecção dos fogos de artifício. Quando os fabricantes desejam produzir fogos de artifício coloridos, misturam à pólvora compostos de certos elementos químicos apropriados, utilizam sais de diferentes metais na mistura explosiva (pólvora) para que, quando detonados, produzam cores diferentes. Para se obter a cor amarela, por exemplo, adicionam sódio (Na), para conseguir o vermelho-carmim, colocam estrôncio (Sr). Quando querem o azul-esverdeado, utilizam cobre (Cu). Desejando o verde, empregam o bário (Ba), se a cor desejada for a violeta, usam o potássio (K) e para o vermelho podem utilizar o cálcio (Ca). Na hora em que a pólvora explode, a energia produzida excita os elétrons desses átomos, ou seja, os elétrons "saltam" de níveis de menor energia (mais próximos do núcleo) para níveis de maior energia (mais distantes). Quando retornam aos níveis de menor energia, liberam a energia que absorveram, na forma de luz colorida.

 As diferentes cores são observadas quando os elétrons dos íons metálicos retornam para níveis menores de energia (mais internos), emitindo radiações com a coloração característica de cada "salto" energético (diferentes comprimentos de onda).

 Lembre-se do que acontece na sua cozinha, quando a água com sal do arroz escorre na panela e atinge a chama azul do fogo. Aparece uma coloração amarela bem forte. O sal de cozinha é o cloreto de sódio, e a cor característica do sódio é amarela.

 Os luminosos de neônio (Ne) e as lâmpadas de vapor de sódio ou mercúrio (Hg), utilizadas em iluminação pública, são dispositivos baseados em tubos de raios catódicos. Estes tubos são ampolas de vidro com um gás no seu interior, a baixa pressão, e que possuem extremidades metálicas onde se aplica uma diferença de potencial elétrico. Eles são semelhantes aos tubos de imagem dos televisores. Nestes, há uma substância no estado gasoso, cujos elétrons são excitados por ação da corrente elétrica. Quando esses elétrons retornam, há a emissão e luz. Nos luminosos de gás neônio, a luz emitida é vermelha, e nas lâmpadas de vapor de sódio é amarela.

 Alguns seres vivos possuem um interessante mecanismo em seus organismos: reações química utilizam a energia (proveniente dos alimentos) para excitar elétrons de alguns átomos. Quando os elétrons voltam ao estado fundamental, há emissão de luz. Esse fenômeno é chamado de bioluminescência. O caso mais conhecido de bioluminescência é o dos vaga-lumes (ou pirilampos). Há evidências de que eles utilizam os sinais luminosos para se comunicarem com os parceiros do sexo oposto. A emissão de luz neste caso, tem portanto, finalidade relacionada ao acasalamento dos vaga-lumes. Há outras espécies de seres vivos (por exemplo, alguns fungos, algas, vermes e cnidários) que também apresentam bioluminescência, porém os cientistas ainda não esclareceram, em muitos casos, qual o papel que este fenômeno desempenha em suas vidas.

 Alguns materiais, quando absorvem radiação, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado genericamente de luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após a incidência da radiação, o fenômeno é chamado de fluorescência. Se, por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até mesmo algumas horas, chamamos de fosforescência. Portanto as lâmpadas são fluorescentes e os interruptores de luz são fosforescentes.

                                                                 

Compilado da Revista Eletrônica de Ciências - Número 6 - Abril de 2002.