Número de oxidação - NOX

Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.
O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon.O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos
metais alcalinos (+1)
metais alcalino-terroso (+2)
alumínio (+3)
prata (+1)
zinco (+2)

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.
Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.
O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de:

• uma molécula é igual a zero.
• um íon composto é igual à carga do íon.

O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.
O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIIIB.
O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Resumindo: Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir algumas regras:

1 – Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +12 – Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox +23 – Alumínio (Al) -> nox +34 – Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -25 – calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -26 – halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -17 – Íons compostos -> nox igual a carga do íon (por exemplo, PO₄^-3 terá NOX -3)8 – Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO.9 – Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.10 – Elementos isolados e substâncias simples -> nox ZERO.

Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.

Fonte:

http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/

Fórmulas Moleculares, Eletrônicas e Estruturais

Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana. 

a) Molecular: é a representação mais simples e aponta apenas quantos átomos de cada elemento químico que constitui a molécula. 

Exemplos: H₂O (água), CO₂ (gás carbônico). 

b) Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de átomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis.  são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes. 

Exemplo: H• •O• •H (água). 


 

c) Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada par de elétrons entre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmula estrutural de Couper. 


Exemplos: 
H – O – H                                  O = C = O água                                        gás carbônico 

Observe que o par de elétrons pode ser compartilhado:



Um exemplo de ligação tripla: 
N ≡ N gás nitrogênio 

Fonte:

http://www.brasilescola.com/quimica/formulas-quimicas.htm

http://www.passeiweb.com/na_ponta_lingua/sala_de_aula/quimica/quimica_geral/ligacoes_quimicas/ligacoes_quimicas_aula_2

Ligações Químicas

São as ligações entre átomos. 

Os átomos ligam-se uns aos outros e formam as moléculas. 

Essas diferentes composições formam os compostos químicos

É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas.

Há três tipos de ligações químicas:

• Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons
• Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons (normal ou dativa)
• Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa “nuvem eletrônica” ou “mar de elétrons”.  

Estes tipos de ligações são chamados de Ligações Intramoleculares, porque acontecem fora da molécula.

As ligações que acontecem dentro da molécula são chamadas de Ligações ou Interações Intermoleculares, que são as Pontes de Hidrogênio, Forças de London e Dipolo-dipolo.

Resumindo:

LIGAÇÃO INTRAMOLECULAR	- iônica - covalente (normal ou dativa) - metálica
LIGAÇÃO INTERMOLECULAR	- pontes de hidrogênio - forças de London, dipolo induzido ou forças de Van der Waals - dipolo-dipolo ou dipolo permanente

Ligação Iônica

Como o próprio nome já diz, a ligação iônica  ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.

• átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
• átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal

A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.

A ligação entre o sódio (₁₁Na) e o cloro (₁₇Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:

Na   2 - 8 - 1        Cl   2 - 8 - 7

Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.

O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.

Obs: Quando um sólido iônico se dissolve na água, o retículo cristalino se desmancha e os íons ficam livres. Esse fenômeno faz com que soluções aquosas de substâncias iônicas sejam boas condutoras de eletricidade. Por isso, soluções desse tipo são chamadas de soluções iônicas ou eletrolíticas. As substâncias que dissolvidas em água, originam soluções iônicas são chamadas de eletrólitos.

De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (₉F)  e o alumínio (₁₃Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada, precisa de apenas mais um elétron. São necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio.

De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A fórmula do composto será AlF₃.

Ligação covalente simples

É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio:

O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.

Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.

₇N   2 - 5

Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.

http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

A molécula de CO₂ é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.

₆C   2 - 4                ₈O   2 - 6

O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.

Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados. 

Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O.

Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação. 

Ligação covalente dativa ou coordenada

A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor.

Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de ₁₆S e ₈O.

S   2 - 8 - 6              O   2 - 6

Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.

No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio.

Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO₂. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).

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Ligação metálica

É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.

➢ A regra do octeto não explica a ligação metálica

Propriedades dos metais
a) Brilho característico;
b) Alta condutividade térmica e elétrica;
c) Altos pontos de fusão e ebulição;
d) Maleabilidade (fáceis de transformar em lâminas);
e) Ductibilidade (fáceis de transformar em fios);
f) Resistência à tração (o que permite, por exemplo, utilizar metais como o ferro – sob a forma
de aço – em cabos de elevadores);

Resumindo:

Fonte:
http://www.soq.com.br/conteudos/em/ligacoesquimicas/
http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/ligaquim.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm

A camada de Valência

A representação universal das camadas eletrônicas consiste no seguinte:

a) São 7 camadas: K L M N O P Q

b) A equação utilizada para descriminar quantos elétrons cada camada possui é:

X = 2.n2 — Onde: X = número de elétrons

N = número quântico principal que corresponde àquela determinada camada.

Aplicando a equação teríamos:

K         L          M         N         O         P         Q 

2          8          18        32        50        72        98

No entanto, cada camada eletrônica suporta um número máximo de elétrons.
 

Os 110 elementos químicos conhecidos até agora contém os seguintes máximos para cada camada:

 

K         L          M         N         O         P         Q

2         8           18        32        32        18         2

A quantidade de elétrons indica a quantidade de camadas que o átomo possui.

 

A CAMADA DE VALÊNCIA

É a camada eletrônica mais externa, ou seja, a última camada da eletrosfera de um átomo. Em uma ligação química (ou ligação eletrônica), a camada de valência pode receber ou fornecer elétrons.

Órbita	Número máximo de elétrons
K L M N O P Q	2 8 18 32 32 18 2

Valência: É o número de ligações que um átomo precisa fazer para adquirir uma configuração estável, como a configuração de um gás nobre.

Com exceção do hélio, os gases nobres (listados na coluna 8ª da Tabela Periódica) apresentam oito elétrons na camada de valência, observe:

K	L	M	N	O	P	Q
He	(Z = 2)	2
Ne	(Z = 10)	2	8
Ar	(Z = 18)	2	8	18	8
Kr	(Z = 36)	2	8	18	18	8
Xe	(Z = 54)	2	8	18	32	18	8
Rn	(z = 86)	2	8	18	32	32	18	8

 

Fonte

http://www.mundovestibular.com.br/articles/507/1/LIGACOES-QUIMICAS/Paacutegina1.html

O Átomo

Há mais de 2.000 anos, o filósofo grego Demócrito disse que se um objeto fosse dividido em partes cada vez menores, o resultado seria pedaços tão pequenos que não seria possível dividí-los. Chamou esses pequenos pedaços de átomos (palavra grega que significa inseparável).
Para se ter uma ideia, eles são tão pequenos que uma cabeça de alfinete pode conter 60 milhões deles.
Todas as substâncias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos. Os átomos, porém são compostos de partículas menores: os prótons, os nêutrons e os elétrons. No átomo, os elétrons orbitam no núcleo, que contém prótons e nêutrons.

Núcleo: É constituído por nêutrons e prótons. O nêutron não tem carga elétrica. O próton tem carga elétrica positiva, que se representa por  . Representa-se por Z o número de prótons de um átomo. A carga positiva do núcleo é então  .
Elétrons: Possuem carga elétrica negativa, de mesmo valor absoluto que a dos prótons, e que se representa por  . Como o átomo é neutro, concluímos que o número de elétrons é igual ao de prótons. Há Z prótons, cuja carga total é  , e Z elétrons, cuja carga total é  . A carga total do átomo é nula.

Na maioria dos casos, o número de elétrons e prótons em um átomo é o mesmo, tornando o átomo de carga neutra. Os nêutrons são neutros. Seu propósito no núcleo é manter os prótons unidos. Em função de todos os prótons terem a mesma carga e naturalmente repelirem um ao outro, os nêutrons servem de "cola" para manter os prótons firmemente ligados ao núcleo. 

OS PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS

Modelo atômico de John Dalton
Em 1803 o cientista inglês John Dalton, com base em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a idéia de átomo. Surgia então a teoria atômica clássica da matéria. Segundo essa teoria, quando olhamos, por exemplo, para um grãozinho de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado por um aglomerado de um número enorme de átomos. Os principais postulados da Teoria Atômica de Dalton são:

• A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;

• Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;

• Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico;

• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;

• Os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos";

• Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. 

Modelo Atômico de Thomson

Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em experiências realizadas com gases e que mostraram que a matéria era formada por cargas elétricas positivas e negativas, modificou o modelo atômico de Dalton. Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente neutro. O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como "pudim com passas".

Modelo Atômico de Rutherford

 

  O cientista Ernest Rutherford, nascido na Nova Zelândia, propôs um modelo atômico baseando-se em experimentos com radioatividade. Através de seus estudos concluiu que elementos são radioativos e emitem radiação de alta energia em forma de partículas alfa, partículas beta e raios gama. Para comprovar essa Teoria ele realizou um experimento bem curioso, veja: 

Um fluxo de partículas alfa (α) é emitido pelo elemento radioativo Polônio (Po) (fonte de partículas alfa) em lâminas de ouro. Ele observou que as partículas alfa atravessavam a lâmina em linha reta, mas algumas se desviavam e se espalhavam. 

Mas porque somente algumas partículas se desviavam enquanto as outras atravessavam a lâmina em linha reta? 

Somente em 1911, Rutherford esclareceu esse fato. Ele decifrou o que os resultados experimentais realmente significavam: 

1. Na eletrosfera dos átomos de ouro existem espaços e algumas partículas atravessavam a lâmina passando por tais espaços. 

2. As partículas alfa se desviavam porque colidiam com o núcleo dos átomos de ouro. 

3. O núcleo é positivo, por isso repele as partículas alfa de carga positiva.

4. O núcleo é pequeno em relação ao átomo. 

Através dessas observações, Rutherford criou seu próprio modelo atômico que acabou substituindo o modelo de Thompson.

Modelo Atômico de Bohr

 Em 1913 Niels Bohr publicou sua teoria básica sobre a estrutura do átomo, que tem sido ampliada e modificada, sem que se possa esquecer que o modelo original permitiu melhor compreensão da Química e da Eletricidade e, afinal, conduziu ao desenvolvimento da energia atômica.

Niels Bohr, que inventou um novo modelo para o átomo de hidrogênio, que podemos chamar de Hidrogênio 1. O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo. Para explicar a evidente estabilidade do átomo de hidrogênio e, de quebra, a aparência das séries de linhas espectrais desse elemento, Bohr propôs alguns postulados (postular significa pedir). Portanto, Bohr pedia que a gente aceitasse como verdade algumas afirmativas que ele não demonstrava, mas que, se fossem verdadeiras, explicavam todo o mistério do Hidrogênio. Eis, a seguir, os postulados de Bohr.

1) O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta, mantendo-se nessa órbita às custas da força elétrica atrativa entre cargas de sinais opostos.

2) A órbita circular do elétron não pode ter qualquer raio. Só alguns valores são permitidos para os raios das órbitas.

Nota: A estrutura do átomo como a conhecemos hoje, com os elétrons girando ao redor de um núcleo positivo, é chamada de estrutura de Rutherford-Bohr. Isso porque, Ernest Rutherford, grande físico experimental, realizou uma experiência decisiva, mostrando que a estrutura do átomo só pode ser essa. E Niels Bohr, grande físico teórico, em 1913, foi o primeiro a tentar uma exposição matemática dessa estrutura.

Fonte: 

• http://www.brasilescola.com/quimica/o-atomo-rutherford.htm
• http://www.algosobre.com.br/fisica/atomo.html
• http://efisica.if.usp.br/moderna/materia/atomos/
•  http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/modelo-atomico-de-bohr/modelo-atomico-de-bohr-1.php
•  http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/estrutura-atomica/estrutura-atomica.php
•  http://www.santarita.g12.br/matematicos/gm1/niels_bohr.htm
•  http://www.pdamed.com.br/diciomed/pdamed_0001_02791.php

Laboratório Eli Lilly terá de ressarcir pais cujos filhos morreram durante tratamento

Droga ineficaz contra câncer leva juiz a manter condenação

Nove famílias que processam o laboratório farmacêutico Eli Lilly do Brasil desde a década de 1980 conseguiram mais uma vitória na Justiça. O Tribunal Regional Federal da 3.ª Região em São Paulo negou recurso apresentado pela empresa e manteve a sentença que obriga o laboratório a ressarcir os pais cujos filhos morreram durante tratamento de câncer. Eles foram tratados com lotes ineficazes do medicamento Oncovin.

"Eu, como juiz, me impressiono, e muito, com a morte dessas crianças. Tenho convicção da responsabilidade do laboratório nesses óbitos", afirmou o juiz federal Leonel Ferreira. A sentença, de novembro de 2011, deve ser publicada em 15 dias.
Os valores da indenização não foram definidos, pois a sentença prevê que as pessoas que se sentiram lesadas devem entrar com processos individuais.

A ação foi movida pelo Ministério Público Federal após a oncologista Sílvia Brandalise - que era chefe do Serviço de Hematologia e Oncologia do Departamento de Pediatria da Universidade Estadual de Campinas (Unicamp) - denunciar à Associação Paulista de Medicina reduções substanciais do princípio ativo vincristina na composição de dois lotes do Oncovin.

O medicamento, comprado pela extinta Central de Medicamentos (Ceme) para o SUS, foi usado entre setembro e dezembro de 1983 - época em que os pacientes tinham entre 3 e 5 anos. Sílvia ainda chefia o serviço da Unicamp e também preside o Centro Infantil Boldrini, em Campinas, referência no tratamento de câncer infantil. Segundo a oncologista, o medicamento, usado nas quatro primeiras semanas do tratamento da leucemia linfoide aguda, promove um índice de remissão de 96%. "Nessas crianças, a taxa variou de 20% a zero", afirmou.

Quando identificou os resultados dos tratamentos, Sílvia pediu a interdição do uso das três medicações utilizadas (corticoide, Daunoblastina e Oncovin) e levou amostras para testes em institutos no Brasil e no exterior: "Compramos as medicações do mercado, de outros lotes, para continuar o tratamento, mas fui investigar o que tinha ocorrido".

Um laudo do St. Jude Children's Research Hospital, reconhecido pelo tratamento de câncer infantil nos EUA, apontou menos de 1% do princípio ativo nas amostras de Oncovin. Outro laudo, do Instituto Nacional de Saúde dos EUA, também mostrou redução substancial do princípio ativo.

A oncologista levou os documentos às Associações Brasileira e Paulista de Medicina, ao Ministério Público Federal, ao Ministério da Saúde e à reitoria da Unicamp. Além dos resultados internacionais, foram elaborados laudo e contraprovas pelo Instituto Nacional de Controle de Qualidade em Saúde, da Fundação Oswaldo Cruz. Foi constada a ineficácia dos lotes do medicamento distribuídos à Ceme. O Ministério da Saúde suspendeu sua comercialização em 1984.

A ação contra o laboratório foi movida em 1986 e em março de 2000 a Justiça Federal julgou o caso em primeira instância, condenando a empresa ao ressarcimento. Em 2001, o laboratório recorreu. Os autos chegaram à Procuradoria Regional da República em 2011. Em agosto, o procurador Walter Claudius Rothengurg emitiu seu parecer, contra a Lilly - que sustentava não ter ocorrido alteração na composição do medicamento.

O procurador, porém, aponta em seu parecer que "o laudo do Instituto Adolfo Lutz - de que o réu tenta se valer para isentar-se de responsabilidade - revela-se inconclusivo". A análise constatou "a presença da vincristina sem, contudo, pronunciar-se sobre sua potencialidade".

Em novembro, o tribunal acompanhou o parecer do procurador e negou recurso à empresa. Sílvia lamentou o fato de as vítimas terem de buscar seus direitos individualmente, quando o processo acabar. "O cidadão comumfica sem suporte, sem ter a defesa que a Constituição nos garante."

Segundo o juiz, o laboratório ainda pode recorrer ao Superior Tribunal de Justiça (STJ) e ao Supremo Tribunal Federal (STF). Por meio de assessoria de imprensa, a Eli Lilly do Brasil informou que não teve acesso ao acórdão da decisão no TRF e não se pronuncia a respeito de processos ainda em julgamento.

Fonte: 

http://noticias.r7.com/saude/noticias/droga-ineficaz-contra-cancer-leva-juiz-a-manter-condenacao-20120217.html

Politica dispensação e da comercialização de produtos e da prestação de serviços farmacêuticos - ANVISA

Subseção I Da solicitação remota para dispensação de medicamentos

Art. 52. Somente farmácias e drogarias abertas ao público, com farmacêutico responsável presente durante todo o horário de funcionamento, podem realizar a dispensação de medicamentos solicitados por meio remoto, como telefone, fac-símile (fax) e internet. 1º É imprescindível a apresentação e a avaliação da receita pelo farmacêutico para a dispensação de medicamentos sujeitos à prescrição, solicitados por meio remoto. 2º É vedada a comercialização de medicamentos sujeitos a controle especial solicitados por meio remoto. 3º O local onde se encontram armazenados os estoques de medicamentos para dispensação solicitada por meio remoto deverá necessariamente ser uma farmácia ou drogaria aberta ao público nos termos da legislação vigente.

Art. 53. O pedido pela internet deve ser feito por meio do sítio eletrônico do estabelecimento ou da respectiva rede de farmácia ou drogaria.

1º O sítio eletrônico deve utilizar apenas o domínio “.com.br”, e deve conter, na página principal, os seguintes dados e informações: I – razão social e nome fantasia da farmácia ou drogaria responsável pela dispensação, CNPJ, endereço geográfico completo, horário de funcionamento e telefone; II - nome e número de inscrição no Conselho do Farmacêutico Responsável Técnico; III - Licença ou Alvará Sanitário expedido pelo órgão Estadual ou Municipal de Vigilância Sanitária, segundo legislação vigente; IV – Autorização de Funcionamento de Empresa (AFE) expedida pela Anvisa; V – Autorização Especial de Funcionamento (AE) para farmácias, quando aplicável; e VI – link direto para informações sobre: a) nome e número de inscrição no Conselho do Farmacêutico, no momento do atendimento; b) mensagens de alerta e recomendações sanitárias determinadas pela Anvisa; c) condição de que os medicamentos sob prescrição só serão dispensados mediante a apresentação da receita e o meio pelo qual deve ser apresentada ao estabelecimento (fac-símile; e-mail ou outros). §2º É vedada a oferta de medicamentos na internet em sítio eletrônico que não pertença a farmácias ou drogarias autorizadas e licenciadas pelos órgãos de vigilância sanitária competentes.

Art. 54. É vedada a utilização de imagens, propaganda, publicidade e promoção de medicamentos de venda sob prescrição médica em qualquer parte do sítio eletrônico.

3º As propagandas de medicamentos isentos de prescrição e as propagandas e materiais que divulgam descontos de preços devem atender integralmente ao disposto na legislação específica. 4º As frases de advertências exigidas para os medicamentos isentos de prescrição devem ser apresentadas em destaque, conforme legislação específica.

Art. 55. As farmácias e drogarias que realizarem a dispensação de medicamentos solicitados por meio da internet devem informar o endereço do seu sítio eletrônico na Autorização de Funcionamento (AFE) expedida pela Anvisa.

Art. 56. O transporte do medicamento para dispensação solicitada por meio remoto é responsabilidade do estabelecimento farmacêutico e deve assegurar condições que preservem a integridade e qualidade do produto, respeitando as restrições de temperatura e umidade descritas na embalagem do medicamento pelo detentor do registro, além de atender as Boas Práticas de Transporte previstas na legislação específica.

1º Os produtos termossensíveis devem ser transportados em embalagens especiais que mantenham temperatura compatível com sua conservação. 2º Os medicamentos não devem ser transportados juntamente com produtos ou substâncias que possam afetar suas características de qualidade, segurança e eficácia. §3º O estabelecimento deve manter Procedimentos Operacionais Padrão (POPs) contendo as condições para o transporte e criar mecanismos que garantam a sua inclusão na rotina de trabalho de maneira sistemática. 4º No caso de terceirização do serviço de transporte, este deve ser feito por empresa devidamente regularizada conforme a legislação vigente.

Art. 57. É permitida às farmácias e drogarias a entrega de medicamentos por via postal desde que atendidas as condições sanitárias que assegurem a integridade e a qualidade dos produtos, conforme legislação vigente.

Art. 58. O estabelecimento farmacêutico deve assegurar ao usuário o direito à informação e orientação quanto ao uso de medicamentos solicitados por meio remoto.

1º Para os fins deste artigo, deve ser garantido aos usuários meios para comunicação direta e imediata com o Farmacêutico Responsável Técnico, ou seu substituto, presente no estabelecimento. 2º Junto ao medicamento solicitado deve ser entregue cartão, ou material impresso equivalente, com o nome do farmacêutico, telefone e endereço do estabelecimento, contendo recomendação ao usuário para que entre em contato com o farmacêutico em caso de dúvidas ou para receber orientações relativas ao uso do medicamento. 3 O cartão ou material descrito no parágrafo anterior não poderá utilizar designações, símbolos, figuras, imagens, marcas figurativas ou mistas, slogans e quaisquer argumentos de cunho publicitário em relação a medicamentos.

Art. 59. É responsabilidade do estabelecimento farmacêutico detentor do sítio eletrônico, ou da respectiva rede de farmácia ou drogaria, quando for o caso, assegurar a confidencialidade dos dados, a privacidade do usuário e a garantia de que acessos indevidos ou não autorizados a estes dados sejam evitados e que seu sigilo seja garantido. Parágrafo único. Os dados dos usuários não podem ser utilizados para qualquer forma de promoção, publicidade, propaganda ou outra forma de indução de consumo de medicamentos. Fonte: http://www.biofarmamanaus.com.br/politica.php