Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
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  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
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Halogênios e Gases Nobres


No mundo da química, a tabela periódica é uma ferramenta essencial. Ela organiza todos os elementos conhecidos em um arranjo significativo onde suas propriedades podem ser destacadas sistematicamente. Dentro desta tabela, certos grupos de elementos apresentam características comuns. Esta lição irá aprofundar-se em dois grupos fascinantes na química do grupo principal: os halogênios e os gases nobres. Esses elementos podem ser encontrados nos grupos 17 e 18, respectivamente.

Halogênios

Os halogênios pertencem ao grupo 17 da tabela periódica. O termo "halogênio" vem das palavras gregas "hal-" (sal) e "-gen" (produzir), que descreve a capacidade desses elementos de produzir sais. Esta família inclui os seguintes elementos:

  • Flúor (F)
  • Cloro (Cl)
  • Bromo (Br)
  • Iodo (I)
  • Astato (At)

Cada um desses elementos é altamente reativo, especialmente com os metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, com os quais podem formar compostos iônicos chamados sais.

Propriedades físicas dos halogênios

  • Estado: Os halogênios existem em três estados da matéria à temperatura ambiente: flúor e cloro como gases, bromo como líquidos e iodo e astato como sólidos.
  • Cor: Esses elementos têm cores diferentes devido a transições eletrônicas: o flúor é amarelo pálido, o cloro é verde-amarelado, o bromo é marrom-avermelhado e o iodo é roxo.
  • Ponto de fusão e ponto de ebulição: Há uma tendência crescente no ponto de fusão e ponto de ebulição do flúor ao astato devido ao aumento da força das forças de van der Waals.

Visualizando a tendência

Vamos olhar a tendência do ponto de ebulição usando um exemplo:

Elemento: F Cl Br I At Ponto de Ebulição (°C): -188 -34 59 184 337
Elemento: F Cl Br I At Ponto de Ebulição (°C): -188 -34 59 184 337
F Cloro BR I Mas ponto de ebulição dos halogênios

A tendência mostra que o ponto de ebulição dos halogênios aumenta indo do flúor ao astato porque o tamanho do átomo se torna maior e, como resultado, as forças de van der Waals também aumentam.

Propriedades químicas dos halogênios

  • Reatividade: Todos os halogênios são altamente eletronegativos e reagem vigorosamente com metais e outros elementos.
  • Formação de sais: Os halogênios reagem com metais alcalinos para formar compostos iônicos, como cloreto de sódio (NaCl).
  • Reações de deslocamento: Um halogênio mais reativo pode deslocar um halogênio menos reativo de uma solução de haleto metálico.

Exemplo de reação de deslocamento

Quando o gás cloro é passado por uma solução de brometo de potássio (KBr), a reação prossegue da seguinte forma:

Cl 2 (g) + 2KBr(aq) → 2KCl(aq) + Br 2 (aq)
Cl 2 (g) + 2KBr(aq) → 2KCl(aq) + Br 2 (aq)

Gases nobres

Os gases nobres estão localizados no grupo 18. Conhecidos por sua falta de reatividade devido à posse de uma camada de valência completa, este grupo inclui:

  • Hélio (He)
  • Neon (Ne)
  • Argônio (Ar)
  • Criptônio (Kr)
  • Xenônio (Xe)
  • Radônio (Rn)

Propriedades físicas dos gases nobres

  • Estado: Todos os gases nobres são gases incolores e inodoros à temperatura ambiente.
  • Ponto de ebulição: Os gases nobres têm um ponto de ebulição muito baixo que aumenta com a massa atômica.
  • Natureza inerte: Devido à sua camada de elétrons de valência completa, os gases nobres são quase completamente inertes em condições normais.

Visualizando a tendência

Vamos olhar a tendência do ponto de ebulição usando outro exemplo:

Elemento: He Ne Ar Kr Xe Rn Ponto de Ebulição (°C): -269 -246 -186 -152 -108 -62
Elemento: He Ne Ar Kr Xe Rn Ponto de Ebulição (°C): -269 -246 -186 -152 -108 -62
He por AR Sl Ze ponto de ebulição dos gases nobres

Os gases nobres mostram um aumento significativo em seus pontos de ebulição com o aumento do número atômico, devido a um aumento nas forças de van der Waals.

Propriedades químicas dos gases nobres

  • Inércia: Os gases nobres raramente participam em reações químicas em condições normais. Esta característica é resultado de sua camada de valência completamente preenchida.
  • Compatibilidade: Como os gases nobres não formam compostos facilmente, eles são comumente usados para fornecer atmosferas inertes em experimentos científicos.

Exemplo de uso

O hélio é frequentemente usado para encher balões porque não é inflamável e é mais leve que o ar, permitindo que os balões flutuem.

Aplicação dos halogênios e dos gases nobres na vida cotidiana

Halogênios

  • Flúor: Usado como flúor em pastas de dente para ajudar a prevenir a cárie dentária.
  • Cloro: Usado como desinfetante em piscinas e instalações de tratamento de água.
  • Bromo: É usado em retardantes de chama e alguns medicamentos.
  • Iodo: Essencial para a função da tireoide em humanos e usado em antissépticos.

Gases nobres

  • Hélio: Além de seu uso em balões, o hélio também é usado em criogenia e máquinas de ressonância magnética.
  • Neon: Famoso pelas brilhantes placas de néon usadas na publicidade.
  • Argônio: É usado em lâmpadas incandescentes e fluorescentes para evitar a oxidação do filamento.

Conclusão

Os halogênios e os gases nobres são elementos importantes com características distintas e várias aplicações em diversos campos. Suas propriedades físicas e químicas únicas os tornam inestimáveis tanto em ambientes industriais quanto no cotidiano. Ao entender as tendências e comportamentos desses grupos, os químicos podem continuar a aproveitar suas propriedades para inovação e descoberta.


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Halogênios e Gases Nobres

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