Apostila quimica

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Apostila quimica

  1. 1. Projeto Institucional Edital nº 015/2010/CAPES/DED Fomento ao uso de tecnologias de comunição e informação nos cursos de graduação Química Tecnológica Química Geral e Orgânica: uma abordagem para Química Tecnológica Filipe Martel de Magalhães Borges Salete Martins Alves Tatiana de Campos Bicudo
  2. 2. Química Geral e Orgânica: uma abordagem para Química Tecnológica
  3. 3. Natal – RN Janeiro/2011 Química Geral e Orgânica: uma abordagem para Química Tecnológica Filipe Martel de Magalhães Borges Salete Martins Alves Tatiana de Campos Bicudo Química Tecnológica
  4. 4. COORDENAÇÃO DE PRODUÇÃO DE MATERIAIS DIDÁTICOS Marcos Aurélio Felipe GESTÃO DE PRODUÇÃO DE MATERIAIS Luciana Melo de Lacerda Rosilene Alves de Paiva PROJETO GRÁFICO Ivana Lima REVISÃO DE MATERIAIS Revisão de Estrutura e Linguagem Eugenio Tavares Borges Janio Gustavo Barbosa Jeremias Alves de Araújo Kaline Sampaio de Araújo Luciane Almeida Mascarenhas de Andrade Rossana Delmar de Lima Arcoverde Thalyta Mabel Nobre Barbosa Revisão de Língua Portuguesa Camila Maria Gomes Cristinara Ferreira dos Santos Emanuelle Pereira de Lima Diniz Janaina Tomaz Capistrano Priscila Xavier de Macedo Rhena Raize Peixoto de Lima Rossana Delmar de Lima Aroverde Revisão das Normas da ABNT Verônica Pinheiro da Silva EDITORAÇÃO DE MATERIAIS Criação e edição de imagens Adauto Harley Anderson Gomes do Nascimento Carolina Costa de Oliveira Dickson de Oliveira Tavares Leonardo dos Santos Feitoza Roberto Luiz Batista de Lima Rommel Figueiredo Diagramação Ana Paula Resende Carolina Aires Mayer Davi Jose di Giacomo Koshiyama Elizabeth da Silva Ferreira Ivana Lima José Antonio Bezerra Junior Rafael Marques Garcia Módulo matemático Joacy Guilherme de A. F. Filho IMAGENS UTILIZADAS Acervo da UFRN www.depositphotos.com www.morguefile.com www.sxc.hu Encyclopædia Britannica, Inc. FICHA TÉCNICA Catalogação da publicação na fonte. Bibliotecária Verônica Pinheiro da Silva. Borges, Filipe Martel de Magalhães. Química Geral e Orgânica: uma abordagem para Química Tecnológica / Filipe Martel de Magalhães Borges, Salete Martins Alves e Tatiana de Campos Bicudo. – Natal: EDUFRN, 2011. 110 p.: il. Disciplina integrada ao Projeto Institucional da UFRN de fomento ao uso de tecnologia de comunicação e informação nos cursos de graduação. ISBN 978-85-7273-835-4 1. Química: tecnológica. 2. Ligações químicas. 3. Tabela periódica. 4. Combustíveis: Lubrificantes. I. Alves, Salete Martins. II. Bicudo, Tatiana Campos. III. Título. CDU 54-029.6 B732q Governo Federal Presidenta da República Dilma Vana Rousseff Vice-Presidente da República Michel Miguel Elias Temer Lulia Ministro da Educação Aloizio Mercadante Oliva Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRN Reitora Ângela Maria Paiva Cruz Vice-Reitora Maria de Fátima Freire Melo Ximenes Secretaria de Educação a Distância (SEDIS) Secretária de Educação a Distância Maria Carmem Freire Diógenes Rêgo Secretária Adjunta de Educação a Distância Eugênia Maria Dantas © Copyright 2005. Todos os direitos reservados a Editora da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – EDUFRN. Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa do Ministério da Educacão – MEC
  5. 5. Apresentação Institucional A Secretaria de Educação a Distância – SEDIS da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRN, desde 2005, vem atuando como fomentadora, no âmbito local, das Políticas Nacionais de Educação a Distância em parceira com a Secretaria de Educação a Distância – SEED, o Ministério da Educação – MEC e a Universidade Aberta do Brasil – UAB/CAPES. Duas linhas de atuação têm caracterizado o esforço em EaD desta instituição: a primeira está voltada para a Formação Continuada de Professores do Ensino Básico, sendo implementados cursos de licenciatura e pós-graduação lato e stricto sensu; a segunda volta-se para a Formação de Gestores Públicos, através da oferta de bacharelados e especializações em Administração Pública e Administração Pública Municipal. Para dar suporte à oferta dos cursos de EaD, a Sedis tem disponibilizado um conjunto de meios didáticos e pedagógicos, dentre os quais se destacam os materiais impressos que são elaborados por disciplinas, utilizando linguagem e projeto gráfico para atender às necessidades de um aluno que aprende a distância. O conteúdo é elaborado por profissionais qualificados e que têm experiência relevante na área, com o apoio de uma equipe multidisciplinar. O material impresso é a referência primária para o aluno, sendo indicadas outras mídias, como videoaulas, livros, textos, filmes, videoconferências, materiais digitais e interativos e webconferências, que possibilitam ampliar os conteúdos e a interação entre os sujeitos do processo de aprendizagem. Assim, a UFRN através da SEDIS se integra o grupo de instituições que assumiram o desafio de contribuir com a formação desse “capital” humano e incorporou a EaD como moda- lidade capaz de superar as barreiras espaciais e políticas que tornaram cada vez mais seleto o acesso à graduação e à pós-graduação no Brasil. No Rio Grande do Norte, a UFRN está presente em polos presenciais de apoio localizados nas mais diferentes regiões, ofertando cursos de graduação, aperfeiçoamento, especialização e mestrado, interiorizando e tornando o Ensino Superior uma realidade que contribui para diminuir as diferenças regionais e o conhecimento uma possibilidade concreta para o desenvolvimento local. Nesse sentido, este material que você recebe é resultado de um investimento intelectual e econômico assumido por diversas instituições que se comprometeram com a Educação e com a reversão da seletividade do espaço quanto ao acesso e ao consumo do saber E REFLE- TE O COMPROMISSO DA SEDIS/UFRN COM A EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA como modalidade estratégica para a melhoria dos indicadores educacionais no RN e no Brasil. SECRETARIA DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA SEDIS/UFRN
  6. 6. Sumário Aula 1 – Entendendo a Tabela Periódica Aula 2 – Ligações químicas Aula 3 – Química para combustíveis e lubrificantes 07 33 69
  7. 7. Entendendo a tabela periódica 1 Aula
  8. 8. Aula 1 Química Tecnológica
  9. 9. 1 2 3 Aula 1 Química Tecnológica 9 Apresentação T emos certeza de que você já ouviu falar ou já estudou sobre a tabela periódica. Nesta aula, queremos apresentar a tabela periódica moderna como uma ferramenta importantíssima para o estudo da química. No mundo ao nosso redor existe uma enorme diversidade de materiais e de substâncias que o constitui. Mas, a grande variedade de substâncias obtém-se a partir de um número muito reduzido de elementos químicos que, atualmente, se encontram organizados numa tabela – a tabela periódica dos elementos. A tabela periódica dos elementos químicos que será apresentada nesta aula é uma das ferramentas mais úteis em química. Além das riquezas de informações, ela pode ser usada para organizar muitas das ideias da química. É importante que você se familiarize com suas principais características e sua terminologia. Além da aula, preparamos para você uma tabela periódica interativa, nela você poderá fazer uma viagem pelos elementos químicos, conhecendo suas características e curiosidades. Boa viagem! Objetivos Entender como surgiu a tabela periódica. Conhecer a terminologia da tabela periódica e sua impor- tância para a química. Prever características dos elementos baseados na posição em que ocupam da tabela periódica.
  10. 10. Aula 1 Química Tecnológica
  11. 11. Aula 1 Química Tecnológica 11 A tabela periódica: um breve histórico C omo surgiu a tabela periódica? Será que ela existe há muito tempo? Quem a desenvol- veu? Será que você conseguiu responder algumas dessas perguntas? Caso sua resposta seja negativa, não se desespere, pois nesta aula vamos aprender como se desenvolveu a tabela periódica até atingir o modelo atual. A descoberta individual dos elementos químicos foi um pré-requisito necessário para a construção da tabela periódica. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chum- bo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a Antiguidade, outros elementos como arsê- nio (As), o antimônio (Sb) e o fósforo (P) foram descobertos pelos alquimistas posteriormente. Os alquimistas seguiam um objetivo que visava à descoberta da pedra filosofal, a substân- cia capaz de transformar em ouro qualquer matéria com a qual fosse colocada em contato, e do elixir da longa vida, que haveria de prolongar a existência dos que o tivessem tomado. Embora a alquimia não fosse uma ciência experimental, ou seja, os trabalhos eram executados sem recorrer ao método científico (forma sistemática de organizar as coisas), o impulso oferecido por ela foi muito grande. Nesta busca incessante, os alquimistas acabaram descobrindo novos elementos e processos úteis à vida prática, tais como a destilação e a sublimação. Em 1669, o alquimista alemão Henning Brand, quando procurava descobrir a pedra filosofal, conseguiu “apenas” obter fósforo elementar através da destilação da urina. Este é o primeiro elemento sobre o qual existem registros históricos da sua descoberta. Durante os 200 anos seguintes um grande volume de conhecimento, relativo às proprie- dades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação. Assim, em 1869 Dimitri Ivanovitch Mendeleev apresentou uma classificação, que é a base da classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas (Figura 1), distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica.
  12. 12. TABELLE II RO4 GRUPPE VIII. RO4 RH GRUPPE VII. RO4 RH2 GRUPPE VI. R2 O5 RH3 GRUPPE V. RO2 RH4 GRUPPE IV. R2 O3 GRUPPE III. RO GRUPPE II. R2 O GRUPPE I. REIHEN 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Li = 7 Be = 9,4 B = 11 ?Yt = 88 ?Di = 138 ?Er = 178 H = 1 K = 39 Na = 23 Rb = 85 Sr = 87 (Cu = 63) Cs = 133 (Ag = 108) Au = 199 Ca = 40 Mg = 24 Zn = 65 Bd = 137 Cd = 112 C = 12 Ti = 48 Zr = 90 Th = 231 ?Ce = 140 ?La = 180 Sl = 28 Sn = 118 Pb = 207 N = 14 V = 51 Nb = 94 Ta = 182 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 208 O = 16 Cr = 52 S = 32 Mo = 96 W = 184 U = 240 Se = 78 Te = 125 F = 19 Mn = 55 Fe = 56, Co = 59, Ni = 59, Cu = 63. Ru = 104, Rh = 104, Pd = 106, Ag = 108. Os = 195, Tr = 197, Pt = 198, Au = 199. Cl = 35,5 Br = 80 J = 127 Al = 27,3 In = 113 = 44 = 100 = 68 = 72 ( ) Hg = 200 Tl = 204 Aula 1 Química Tecnológica12 Figura 1 – Tabela periódica de Mendeleev (1871) Fonte: Maia e Bianchi (2007) A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequen- cialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas propriedades. Agora já sabemos como a tabela periódica foi desenvolvida pelos cientistas ao longo dos anos. Atualmente, ela apresenta 118 elementos, o dobro do número de elementos que havia na tabela proposta por Mendeleev. O próximo passo é aprender como é a sua divisão. Contudo, A tabela proposta por Mendeleev contava com 59 elementos e seus símbolos. Aqueles indicados com sinais de interrogação ainda não haviam sido descobertos. Exatamente pelo ato de deixar espaços vazios em sua tabela, este cientista teve tanto crédito ao seu trabalho. Afinal, ele previu propriedades tanto físicas (ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade) como químicas (combinação com outros elementos) para serem verificadas quando da descoberta dos elementos que ocupariam os vazios deixados na tabela. Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Moseley usou essa ideia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elemen- tos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados com as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.
  13. 13. Aula 1 Química Tecnológica 13 1 antes vamos revisar como é a estrutura de um átomo. Este conhecimento será importante para entender como a tabela periódica está estruturada. Que tal verificarmos seu aprendizado sobre esse assunto? O que estava incorreto na concepção original de Mendeleev sobre a tabela periódica? Pesquise em livros ou na internet que fato fez Moseley identificar qual a lei da periodicidade moderna.
  14. 14. Aula 1 Química Tecnológica14 Configurações eletrônicas dos elementos Você deve se lembrar que, de modo geral, um átomo é composto por um núcleo, onde se concentram os prótons e os nêutrons, e uma nuvem eletrônica onde estão distribuídos os elétrons deste átomo. Para identificar a localização destes elétrons foram definidos níveis quantizados de energia. Para compreender e prever a distribuição dos elétrons no átomo, temos que considerar que os elétrons são atribuídos às camadas ou níveis de energia, atual- mente um átomo pode conter até 7 camadas, cada uma comporta uma quantidade distinta de elétrons. Também, em uma determinada camada, os elétrons são atribuídos às subcamadas ou subníveis de energia, o total de subcamadas que um átomo pode ter é 4 e as mesmas são identificadas pelas letras s, p, d e f. A Tabela 1 indica a quantidade de elétrons que podem ser acomodados nas camadas e subcamadas de um átomo. Tabela 1 – Número de elétrons acomodado nas camadas e subcamadas Camada eletrônica Subcamadas disponíveis Número possível de elétrons dentro da subcamada Número máximo de elétrons para as camadas 1 s 2 2 2 s p 2 6 8 3 s p d 2 6 10 18 4 s p d f 2 6 10 14 32 5 s p d f 2 6 10 14 32 6 s p d 2 6 10 18 7 s p 2 6 8 A ordem de distribuição dos elétrons é dada pelo diagrama de Linus Pauling (Figura 2). Assim, a ordem de preenchimento é 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→ 6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p.
  15. 15. 2 1s22 2s2 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2 3d1010 4d1010 5d1010 6d1010 2p6 3p6 4p6 5p6 6p6 7p6 4f 1414 5f 1414 Aula 1 Química Tecnológica 15 Figura 2 – Diagrama de Linus Pauling Para exemplificar esta forma de distribuição eletrônica, consideremos o átomo de silício (Si) que contém 14 elétrons, seguindo a sequência de preenchimento designada por Linus Pauling, tem-se a seguinte distribuição: Si = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 . Observa-se que o número em sobrescrito representa a capaci- dade de elétron do subnível, considerando que restaram apenas 2 elétrons para completar o último subnível 3p. Vamos praticar a distribuição eletrônica? Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos: Ca, F, W, Br e Ni.
  16. 16. Aumento no caráter metálico Aumentonocarátermetálico Metais Metaloides Não metais 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No 1 H 3 Li 4 Be 11 Na 12 Mg 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 9876543 2 1 1A 18 8A 2A 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B 10 11 12 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 37 Rb 55 Cs 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 51 Sb 56 Ba 71 Lu 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 87 Fr 88 Ra 103 Lr 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 52 Te 53 I 54 Xe 84 Po 116114112111110 85 At 86 Rn 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 2 He Aula 1 Química Tecnológica16 A construção da tabela periódica Segundo tendências atuais, a classificação devido às características físicas e químicas dos elementos, tem-se optado pela disposição dos elementos em dois grupos: metais e os não metais (ou ametais). No entanto, ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não metais, semimetais (metaloides), gases nobres e hidrogênio (Figura 3). Figura 3 – Tabela periódica Outro critério de organização é estabelecido pela distribuição dos elétrons para cada elemento químico. O método consiste em numerar as dezoito famílias ou grupos, ou dezoito colunas, de 1 a 18. O sistema anterior sugeria dois grandes grupos de famílias A e B, e cada um desses grupos era subdividido em oito grupos. Os elementos de um mesmo grupo pos- suem o mesmo número de elétrons na última camada eletrônica (ou camada de valência). Por exemplo, o elemento lítio (Li) pertence ao grupo 1, ou seja, tem 1 elétron na última camada, já o flúor (F) que pertence ao grupo 17 (7A) possui 7 elétrons na camada de valência. Os conjuntos de elementos na mesma orientação horizontal (linhas) são denominados períodos. Na classificação atual, como na anterior, existem sete períodos correspondentes aos níveis ou camadas de um átomo: (K, L, M, N, O, P, Q). Assim, os elementos de um mesmo período possuem o mesmo número de camadas. Como exemplo, podemos citar o cloro (Cl) que se encontra no terceiro período, portanto, esse elemento possui três camadas. Também vale salientar que podemos dividir a tabela periódica em: Elementos representativos (antigo grupos A) - o último elétron é colocado em subnível s ou p. Por exemplo, o magnésio (Mg) é um elemento do segundo grupo, portanto possui dois elétrons na última camada.
  17. 17. 1s 2s 3s 4s 5s 6s 2p 3p 4p 5p 6p 7s 3d 4d 5d 4f 5f 6d Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f Aula 1 Química Tecnológica 17 Elementos de transição (grupos B) - o último elétron é colocado no subnível d e na pe- núltima camada. Esses elementos estão localizados no centro da tabela periódica. Elementos de transição interna (série dos lantanídeos e actinídeos) - o último elétron é colocado no subnível f, na antepenúltima camada. Assim, podemos dividir a tabela em função do subnível, no qual o último elétron do átomo é inserido. Na tabela a seguir estão agrupados juntamente os átomos, em que o último elétron é adicionado ao subnível s. Estes átomos têm configuração eletrônica ns1 ou ns2 (n é o número de camada do átomo, o que corresponde ao número do período) e os chamamos de bloco s (Figura 4). Figura 4 – A tabela periódica dividida pela configuração eletrônica Os grupos de 13 a 18 são compostos por elementos nos quais o último elétron é adicio- nado ao subnível p, assim eles têm configuração nsnp e constituem o bloco p. A quantidade de elétron no subnível p aumenta de acordo com a sequência do grupo, por exemplo, se o elemento for do grupo 13 ele terá a configuração ns2 np1 e se for do grupo 17 terá a configu- ração ns2 np5 . Nos elementos dos grupos 3 a 12, o último elétron é adicionado na penúltima camada e no subnível d, tendo uma configuração (n-1)d. O subnível d pode conter 10 elétrons; este preenchimento explica o fato de haver dez colunas nos elementos deste bloco (d). O bloco f é representado pelos lantanoides e actinoides , nestes elementos a subcamada a ser preenchida é a f da antepenúltima camada, assim sua configuração será (n-2)f . Desse modo, podemos afirmar que é possível predizer a configuração eletrônica de um elemento apenas verificando a sua posição da tabela periódica.
  18. 18. Elementos de Transição Metais Alcalinoterrosos MetaisAlcalinos FamíliadoBoro FamíliadoAzoto FamíliadoCarbono Calcogênios Halogênios GasesNobres Série dos Lantanídeos Série dos Actinídeos Zn Cd Hg Uub Sc BeLi C N O F He B Y La Ac 13 14 1 21˚ 2˚ 3˚ 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4˚ 5˚ 6˚ 7˚ 15 16 17 18 H Aula 1 Química Tecnológica18 Uma visão geral dos elementos da tabela periódica Agora que já sabemos como a tabela periódica está dividida, vamos conhecer um pouco das características de cada grupo? As colunas verticais, ou grupos, da tabela periódica contêm os elementos com proprieda- des químicas e físicas semelhantes. Cada grupo constitui uma família de elementos, às quais se atribui, por vezes, uma designação própria (Figura 5). Por exemplo, o grupo 1 é o grupo dos metais alcalinos; o grupo 2 o dos metais alcalinoterrosos; o grupo 16 o dos calcogênios; o grupo 17 o dos halogênios e o grupo 18 é chamado o grupo dos gases nobres ou inertes. As características das várias famílias serão exploradas mais adiante. Figura 5 – Famílias constituintes da tabela periódica Grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Os elementos na coluna mais à esquerda são conhecidos como metais alcalinos. Todos são metais e são sólidos à temperatura ambiente. Os metais do grupo 1 são todos reativos. Por exemplo, reagem com água para produzir hidrogênio e soluções alcalinas. Em razão de sua reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados em compostos como NaCl, nunca como substâncias simples. Grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) Os elementos do grupo 2 são chamados de elementos alcalinosterrosos. Esses elementos metálicos ocorrem naturalmente apenas em compostos como a calcita (carbonato de cálcio - CaCO3 ). À exceção do berílio (Be), esses elementos também reagem com água para produzir soluções alcalinas, e a maioria de seus óxidos (como a cal, CaO) forma soluções alcalinas.
  19. 19. Aula 1 Química Tecnológica 19 O magnésio (Mg) e o cálcio (Ca) são o sétimo e o quinto elementos mais abundantes na crosta terrestre, respectivamente. O cálcio é especialmente conhecido, pois é um dos elemen- tos importantes nos dentes e ossos, e ocorre em vastos depósitos de calcário. O carbonato de cálcio é o constituinte principal da pedra calcária e dos corais, das conchas marinhas, do mármore e o do giz. O rádio é o elemento alcalinoterroso mais pesado, é radioativo e é usado no tratamento de alguns tipos de câncer por radiação. Grupo 13 (B, Al, Ga, In, Tl) O grupo 13 contém um elemento de grande importância, o alumínio (Al). Esse elemento (Al) e três outros (Ga, In, Tl) são metais, enquanto o boro (B) é um metaloide. O alumínio (Al) é o metal mais abundante na crosta terrestre. Sua abundância somente é menor do que a dos não metais oxigênio e silício. Esses três elementos (Ga, In, Tl) são encontrados combinados nas argilas e em outros minerais comuns. O boro ocorre no bórax mineral (Na2 B4 O7 ·10H2 O) e é usado como agente de limpeza, antisséptico e como fluxo para trabalho em metal. Grupo 14 (C, Si, Ge, Sn, Pb) Neste grupo, encontra-se um não metal (C), dois metaloides, silício (Si) e germânio (Ge), e dois metais, estanho (Sn) e chumbo (Pb). Devido à mudança de comportamento metálico para não metálico, existe mais variação nas propriedades dos elementos desse grupo do que na maioria dos outros. O carbono é base para a grande variedade de compostos químicos que constituem os seres vivos. Na Terra, esse elemento encontra-se na atmosfera na forma de CO2 , nos carbo- natos como calcário e no carvão, no petróleo e no gás natural – os combustíveis fósseis. Um dos aspectos mais interessantes da química dos não metais é a propriedade da alotropia, na qual um determinado elemento pode existir em diversas formas. O silício é a base de muitos minerais, como argilas, o quartzo e as belas gemas, como a ametista. O estanho e o chumbo são conhecidos há séculos, pois são facilmente obtidos a partir de seus minérios. A liga de cobre e estanho é o bronze, que foi usado por centenas de anos em utensílios e armas. O chumbo foi utilizado em encanamentos e tinta, embora o elemento seja tóxico para os humanos. Grupo 15 (N, P, As, Sb, Bi) O nitrogênio, na forma de N2 , constitui aproximadamente três quartos da atmosfera terrestre, ele também está incorporado em substâncias biologicamente importantes, como a clorofila e as proteínas de DNA. Dessa maneira, os cientistas têm procurado há muito tempo formas de fixar o nitrogênio atmosférico (formando compostos do elemento). A natureza atinge facilmente esse objetivo com as plantas, mas condições severas (altas temperaturas, por exemplo) têm de ser usadas no laboratório e na indústria para fazer com que o nitrogênio
  20. 20. Aula 1 Química Tecnológica20 reaja com outras substâncias elementares (como o H2 , para formar a amônia, e o NH3 que é muito utilizada como fertilizantes). O fósforo, essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O elemento brilha no escuro se estiver no ar. Grupo 16 (O, S, Se, Te,Po) Esse grupo começa com o oxigênio, que constitui aproximadamente 20% da atmosfera terrestre e que se combina prontamente com a maioria dos outros elementos. A maior parte da energia que impulsiona a vida na Terra é derivada das reações, em que o oxigênio combina-se com outras substâncias. O enxofre, o selênio e o telúrio são conhecidos coletivamente como calcogênios (da pala- vra grega, khalkos, que significa cobre), eles ocorrem nos minérios de cobre. Seus compostos podem ser malcheirosos e venosos. Apesar disso, o enxofre e o selênio são componentes essenciais da dieta humana. O composto mais importante do enxofre é o ácido sulfúrico (H2 SO4 ), que a indústria química produz em maior quantia. O polônio, elemento radiativo, foi isolado em 1898 por Marie e Pierre Curie, que o sepa- raram de toneladas de minérios que continham urânio, e deram seu nome em homenagem ao país de origem da madame Curie, a Polônia. Grupo 17: halogênios (F, Cl, Br, I, At) Elementos inteiramente não metálicos. Os elementos desse grupo: flúor, cloro, bromo e iodo existem como substâncias elementares na forma de moléculas diatômicas. Todos com- binam violentamente com metais alcalinos para formar sais como o sal de cozinha NaCl. O nome para esse grupo, halogênios, vem da palavra hals, que significa “sal” e genes, que significa “formador”. Os halogênios reagem com muitos outros metais para formar compostos e combinam-se também, como a maioria dos não metais. Eles estão entre os elementos mais reativos. Grupo 18: gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) Os elementos desse grupo são os menos reativos. Todos são gases e nenhum é abun- dante na Terra ou na atmosfera terrestre. Por causa disso, não foram descobertos até o fim do século XIX. O hélio, segundo elemento mais abundante do universo após o hidrogênio, foi detectado no Sol em 1868 pela análise do espectro solar (o nome do elemento vem da palavra grega para o Sol, helios). Até 1962, quando um composto de xenônio foi preparado pela primeira vez, acreditava-se que nenhum desses elementos se combinaria quimicamente com qualquer outro elemento, o que gerou o nome de gás nobre para esse grupo, termo cuja intenção é mostrar sua baixa reatividade em geral.
  21. 21. 3 1 2 Aula 1 Química Tecnológica 21 Elementos de transição Todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da crosta terrestre. Alguns como o ferro (Fe), são abundantes na natureza. A maioria ocorre natural- mente em combinação com outros elementos, mas alguns com a prata (Ag), o ouro (Au) e a platina (Pt) são muito menos reativos, de modo que podem ser encontrados na natureza como substâncias simples puras. Praticamente, todos os elementos de transição têm usos comerciais – são usados como materiais estruturais (Fe, Ti, Cr e Cu); em pinturas (titânio, cromo); nos conversores ca- talíticos em sistemas exaustão de automóveis (platina e ródio); em moedas (cobre, níquel e zinco) e em baterias (manganês, níquel, cádmio, mercúrio). O ferro (Fe) desempenha a função biológica de ser o elemento central na química da hemoglobina (o componente do sangue que transporta oxigênio). Duas fileiras da parte inferior da tabela periódica acomodam os lantanídeos e os acti- nídeos. Alguns compostos de lantanídeos são usados nos tubos de televisores coloridos. O urânio é o combustível das usinas nucleares e o amerício é usado em detectores de fumaça. Como vimos nesta aula, a química faz parte no nosso cotidiano, os elementos presentes na tabela periódica estão muito próximos de nós, formando substâncias que são essenciais para a nossa sobrevivência, ou mesmo, para melhorar a nossa qualidade de vida. Você já havia enxergado a química desse ponto de vista? Vamos testar nossos conhecimentos sobre a tabela periódica? Como está dividida a tabela periódica? Revendo a tabela periódica: a) Dê o nome de um elemento do grupo 2. b) Dê o nome de um elemento do terceiro período. c) Que elemento está no segundo período do grupo 14? d) Que elemento está no terceiro período do grupo 16?
  22. 22. Aula 1 Química Tecnológica22 e) Que halogênio está no quinto período? f) Que elemento alcalinoterroso está no terceiro período? g) Que gás nobre está no quarto período? h) Dê o nome de um não metal no grupo 16 e terceiro período. i) Dê o nome de um metaloide do quarto período.
  23. 23. Raio = d/2/2 d Raio atômico médio Aula 1 Química Tecnológica 23 Propriedades periódicas Algumas das propriedades dos átomos mostram variações periódicas em função de número atômico, elas tendem a crescer ou a decrescer com o aumento dos números atômicos dos ele- mentos químicos ao longo do período. Nesta aula, estudaremos quatro propriedades periódicas. Raio atômico Você sabe qual é o “tamanho” de um átomo? Segundo a teoria do orbital atômico, os elétrons não possuem órbitas definidas, torna-se impossível pensar no raio de um átomo como uma definição puramente matemática. Assim, o raio atômico é medido e definido como a distância entre dois átomos iguais em uma molécula (Figura 6). Figura 6 – Determinação do raio atômico de um átomo Consideremos o caso da molécula de hidrogênio, H2 , a distância de ligação nesta molécula foi determinada e é de 0,074 nm. O termo distância de ligação é referente à distância entre os núcleos de dois átomos ligados, portanto, é razoável considerar que, na molécula H2 , a metade de 0,074 nm, ou 0,037 nm, é o raio atômico de um único átomo de hidrogênio. A tendência de variação dos raios entre os diversos elementos de uma mesma família é facilmente previsível. À medida que aumenta o número atômico dentro do grupo, maior será o raio atômico, pois o número de camadas vai aumentando – quanto maior o número de camadas, maior o tamanho. Quanto à variação de tamanho ao longo de um período, a variação não é tão simples quando comparada à variação ao longo de uma família. De modo geral, os raios dos elementos diminuem à medida que os números atômicos aumentam ao longo do período, da esquerda para a direita (Figura 7).
  24. 24. 10 5 1,0 1,5 2,0 2,5 20 30 40 50 60 70 80 90 Raioatômico(×10-10 cm) Li Na K Rb CsRaio atômico (pm) F Cl Br I At 64 99 114 133 140 Aula 1 Química Tecnológica24 Figura 7 – Periodicidade do raio atômico em função do período Como podemos explicar esse decréscimo do raio atômico ao longo do período? De acordo com as configurações eletrônicas, ao longo do segundo e terceiro períodos, os elétrons são adicionados na camada de valência. Simultaneamente os prótons são adicionados ao núcleo, aumentando a carga nuclear. Esse aumento atrai todos os elétrons, aproximando-os do núcleo, como resultado, o raio atômico diminui. Nos períodos 4, 5 e 6, o decréscimo nos raios atômicos ao longo do período é moderado pela intervenção da série de elementos de transição. Por quê? A estruturação de configurações eletrônicas da série dos elementos de transição é caracterizada por um aumento gradual do número de elétrons na penúltima camada externa (n-1), e não na camada de valência (n). Uma vez que os elétrons são colocados na penúltima camada e no subnível d, entre o núcleo e a camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Essa proteção é conhecida como efeito blindagem. Energia de ionização Você acha que é possível retirar elétrons de um átomo? A seguir, veremos como isto é possível e quais são os átomos que têm a tendência de perder elétrons. Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron pode se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo, originando um íon positivo. Assim, energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no seu estado fundamental. Um exemplo genérico para o processo de ionização para um elemento X, pode ser representado por: X (g) → X+ (g) + 1e-(1ª energia de ionização – EI) X+(g) → X2 + (g) + 1e-(2ª energia de ionização – EI) X2 +(g) → X3 + (g) + 1e-(3ª energia de ionização – EI)
  25. 25. Primeiraenergiadeionização(kJ/mol) Número atômico (Z) 0 10 20 03 40 50 60 70 80 90 500 1.000 1.500 2.000 2.500 He Ne H Li Na K Rb Cs Xe Rn Kr Ar Aula 1 Química Tecnológica 25 Se exemplificarmos com o sódio (Na), tem-se: Na (g) → Na+ (g) + 1e- EI = 497,4 kJ/mol Na+ (g) → Na2 + (g) + 1e-EI = 4560 kJ/mol À medida que aumenta o raio ou o tamanho de um átomo, gradativamente a energia de ionização torna-se menor (Figura 8) e a primeira energia de ionização tende a aumentar através do período. Em geral, a carga nuclear aumenta através do período e os elétrons da camada de valência são atraídos mais fortemente para o núcleo. Consequentemente, mais energia é necessária para remover um elétron do átomo. Figura 8 – Primeiras energias de ionização De uma forma geral, os metais têm energias de ionização mais baixas do que os não me- tais. Através da figura é, ainda, perceptível que os elementos que têm maior energia de ionização são os gases nobres, daí a sua inércia química, e os que têm menor energia de ionização são os metais alcalinos, pois têm configuração de valência ns1, isto é, têm apenas um elétron de valência que facilmente o perdem para adquirirem a configuração eletrônica do gás nobre do período anterior. Os metais alcalinoterrosos têm energias de ionização um pouco superiores às dos metais alcalinos. De todos os elementos, o que tem maior energia de ionização é o hélio. Seria possível retirar mais de um elétron? A energia necessária para retirar um segundo ou terceiro elétron seria maior ou menor do que a energia necessária para retirar o primeiro elétron? Consideremos que a segunda, terceira, quarta etc. energias de ionização são aquelas para remover o segundo, terceiro, quarto, etc. elétrons, respectivamente. Elas são maiores que a primeira energia de ionização. O aumento das energias de ionização resulta do fato de que cada elétron retirado deixa o íon mais positivamente carregado, do que o íon deixado pelo elétron anterior, aumentado assim a atração entre o próton presente no núcleo e os elétrons. A sucessiva remoção de elétrons diminui o tamanho dos íons e aumenta a energia de ionização.
  26. 26. Afinidadeeletrônica(kJ/mol) Número atômico (Z) 5 10 15 20 −400 −300 −200 −100 0 +100 +200 +300 +400 H He Be B C N O F Ne Na Al Si S Cl Ar K Ca P Mg Li Aula 1 Química Tecnológica26 Afinidade eletrônica Jávimosqueumátomopodeperderumoumaiselétrons,masumanovaperguntasurge:será que ele pode receber elétrons? Umátomotambémpodereceberumelétronproduzindoumíonnegativo:X(g)+e- →X- (g). Esseprocessoénormalmenteacompanhadoporumaliberaçãodeenergiaetalquantidademede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. Assim, define-se afinidade eletrônica como a variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo isolado gasoso, formando um íon negativo. Quandoumelétronéadicionadoaoflúor,porexemplo,ocorrealiberaçãode328kJ/mol.Desse modo,dizemosqueaafinidadeeletrônicadoflúoré-328kJ/mol(osinalnegativoindicaqueaenergia está sendo liberada). F(g) + e- → F- (g) ΔE = -328 kJ/mol Quanto maior a atração que um átomo exerce sobre um elétron adicionado a ele, maior será a afinidadeeletrônicadoátomo(maisnegativaavariaçãodeenergia).Noentanto,nemtodososátomos possuemafinidadeeletrônicanegativa,poisparaessesátomos,aenergiaenvolvidanaentradadeum elétron em sua eletrosfera é positiva (ou seja, absorvida). AperiodicidadenaafinidadeeletrônicaédemonstradanaFigura9.Emboraocomportamentonão seja uniforme, os elementos do grupo 1, Li e Na têm afinidades eletrônicas ligeiramente negativas. Esses elementos têm pouca tendência de ganhar elétrons. Os elementos Be e Mg (grupo 2) têm valores positivos, isto significa que para que esses elementos possam ganhar elétrons, terão que absorver uma grande quantidade de energia. Figura 9 – Variação da afinidade eletrônica com o número atômico para os primeiros 20 elementos Os valores de afinidade eletrônica apresentam a tendência de aumentar à medida que caminhamos da família 13 para a 17. Os halogênios possuem os maiores valores de afinidade eletrônica, justamente por necessitarem de um elétron para completar o octeto, ficando com
  27. 27. H 2,2 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ra 0,9 Sc 1,3 Y 1,2 * ** Ti 1,5 Zr 1,4 Hf 1,3 Rf V 1,6 Nb 1,6 Ta 1,5 Db Cr 1,6 Mo 1,8 W 1,7 Sg Mn 1,5 Tc 1,9 Re 1,9 Bh Fe 1,8 Ru 2,2 Os 2,2 Hs Co 1,9 Rh 2,2 Ir 2,2 Mt Ni 1,8 Pd 2,2 Pt 2,2 Ds Cu 1,9 Ag 1,9 Au 2,4 Rg Zn 1,6 Cd 1,7 Hg 1,9 Uub B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Ti 1,8 Uut C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb 1,9 Uuq N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,9 Bi 1,9 Uup O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0 Uuh F 4,0 Cl 3,0t Br 3,0 I 2,5 At 2,2 Uus He Ne Ar Kr Xe Rn Uuo 1 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 2 3 4 5 6 7 Grupo Período Escala de eletronegatividade de Pauling Aula 1 Química Tecnológica 27 a configuração de gás nobre. Por outro lado, os gases nobres possuem afinidade eletrônica positiva, pois um novo elétron tem de ocupar um subnível de mais alta energia. Como percebemos através dos conceitos de energia de ionização e afinidade eletrônica, os átomos podem receber ou perder elétrons. Observamos que os metais têm facilidade em perder elétrons e os não metais em receber elétrons, portanto, podemos ter transferência de elétrons entre esses grupos de elementos. O que isto significa? Que os elementos podem reagir (ou ligar) entre si formando novos elementos. O assunto “ligações químicas” será o tema da aula seguinte. O importante agora é saber que estas duas propriedades periódicas, energia de ionização e afinidade eletrônica, nos auxiliam a prever se haverá ligações químicas entre determinados átomos. Eletronegatividade É também importante estudar outra propriedade periódica: a eletronegatividade. A eletronegatividade pode ser definida como a capacidade de um determinado átomo atrair os elétrons envolvidos em uma ligação química. Assim, podemos concluir que um elemento químico A é mais eletronegativo do que um elemento químico B se os elétrons envolvidos na ligação entre A e B sentem mais a atração do átomo do elemento A. Os valores de eletronegatividade são baseados em outras propriedades dos átomos, inclusive a energia de ionização. Os elementos com valores elevados de energia de ionização terão eletronegatividade elevada, e elementos com baixa energia de ionização exibirão baixa eletronegatividade. A Figura 10 apresenta os dados de eletronegatividade calculadas por Linus Pauling (1901- 1994), um dos mais influentes químicos do século XX. Com relação aos gases nobres, não se define eletronegatividade, uma vez que tais elementos não participam de ligações químicas em condições normais. Figura 10 – Escala de eletronegatividade de Pauling
  28. 28. Aula 1 Química Tecnológica28 Você verá na próxima aula que a eletronegatividade é uma informação importante para avaliar a polaridade de uma ligação química. Para finalizar esta aula, apresentamos a você uma quadro (Quadro 1), na qual estão inseridas as propriedades químicas e físicas dos grupos que acabamos de estudar. Neste quadro, também se apresenta relações entre as propriedades periódicas e a reatividade dos elementos, bem como com sua configuração eletrônica. Leia com atenção essas informações. Grupo da Tabela Propriedades Físicas Propriedades Químicas Grupo 1 (metais alcalinos) - São moles e poucos densos. - São sólidos à temperatura ambiente, à exceção do césio e do frâncio que se encontram no estado líquido. - Apresentam pontos de fusão e ebulição elevados. - Têm brilho metálico, quando à superfície, está recentemente cortada. - São bons condutores da corrente elétrica. - Ardem com uma chama característica. - São muito reativos e, por isso, não existem livres na Natureza; surgem sob a forma de compostos iônicos. - Formam facilmente íons monopositivos, por terem configuração eletrônica de valência ns1. - Reagem com a água, originando compostos alcalinos (hidróxidos) e libertando hidrogênio. - Quando expostos ao ar, reagem com o oxigênio gasoso para formar vários tipos diferentes de óxidos. - Possuem baixas energias de ionização, pois têm tendência a perder o elétron de valência. Grupo 2 (metais alcalinoterrosos) - São mais duros e mais densos que os metais alcalinos. - Têm brilho metálico quando recentemente polidos. - Conduzem bem o calor e a eletricidade. - Nunca aparecem livres na natureza; surgem, quase sempre, sob a forma molecular. - Quando isolados são muito reativos, embora menos que os do grupo anterior. - Formam facilmente íons dipositivos, por terem configuração eletrônica de valência ns2. - Quando reagem com a água formam compostos alcalinos e libertam hidrogênio (apenas o berílio não reage com a água). - Reagem com o oxigênio, originando óxidos. - Reagem com ácidos, dando origem a hidrogênio gasoso. - Possuem energias de ionização mais elevadas do que as do grupo anterior. Grupo 13 - O boro é um semimetal. - O alumínio, o gálio, o índio e o tálio são metais. - o gálio é o único que se encontra em estado líquido à temperatura ambiente; os outros se encontram no estado sólido. - Formam muitos compostos moleculares. - O boro não forma compostos iônicos binários e não reage com o oxigênio, nem com a água. - O alumínio origina óxido de alumínio quando reage com o oxigênio. - Têm tendência para formar íons tripositivos, pois têm configuração eletrônica de valência ns2np1. - No entanto, para o tálio, o íon monopositivo (Tl+) revela-se mais estável do que o íon tripositivo (Tl3+).
  29. 29. Aula 1 Química Tecnológica 29 Grupo 14 - São todos sólidos à temperatura ambiente. - O carbono é um não metal. - O silício e o germânio são semimetais. - O estanho e o chumbo são metais. - Não formam compostos iônicos. -Os elementos metálicos desse grupo não reagem com a água, mas reagem com ácidos liberando hidrogênio gasoso. - Têm configuração eletrônica de valência ns2np2. - Formam compostos nos dois estados de oxidação +2 e +4. Grupo 15 - O nitrogênio encontra-se no estado gasoso e os outros no estado sólido, à temperatura ambiente. - O nitrogênio e o fósforo são não metais. - O arsênio e o antimônio são semimetais. - O bismuto é um metal. - O nitrogênio existe como um gás diatômico (N2 ) e forma um número razoável de óxidos. - O fósforo existe na forma de molécula (P4) e forma dois óxidos sólidos (P4 O6 e P4 O10 ). - O bismuto é muito menos reativo do que os metais do grupo 1 a 14. - O arsênio, o antimônio e o bismuto têm estruturas tridimensionais extensas. - Têm configuração eletrônica de valência ns2np3. - O nitrogênio tem tendência para captar três elétrons. Grupo 16 (calcogênios) - O oxigênio é o único que se encontra no estado gasoso à temperatura ambiente; os outros são todos sólidos. - O oxigênio, o enxofre e o selênio são não metais. - O telúrio e o polônio são semimetais. - O oxigênio existe sob a forma de molécula diatômica simples (O2 ), o enxofre e o selênio existem como unidades (S8 e Se8 ). - O telúrio e o polônio têm estruturas muito extensas. - Formam um grande número de compostos moleculares com não metais, especialmente o oxigênio. - Formam íons dinegativos, pois facilmente captam dois elétrons, por terem configuração eletrônica de valência ns2np4. Grupo 17 (halogênios) - São todos não metais. - O flúor e o cloro são gasosos, o bromo é líquido e o iodo é sólido à temperatura ambiente. - São tóxicos. - São muito reativos, deste modo, nunca se encontram na natureza na forma elementar. - À exceção do ástato, formam moléculas diatômicas simples (F2 , Cl2 , Br2 , I2 ). - Formam facilmente íons mononegativos, por terem configuração eletrônica de valência ns2np5. - As suas moléculas reagem com o hidrogênio, formando halogenetos de hidrogênio, que quando dissolvidos em água formam soluções ácidas de caráter variado. - Quando suas moléculas reagem com os metais originam halogenetos metálicos (compostos iônicos). - Têm elevadas energias de ionização, pois têm tendência à captar um elétron para adquirirem a configuração eletrônica do gás nobre do mesmo período. Grupo 18 (gases nobres) - São gases incolores e inodoros. - Os átomos desses elementos não formam moléculas. - Não apresentam reatividade, por terem as orbitais de valência completamente preenchidas (ns2np6). - São muito estáveis. Quadro1 – Propriedades das famílias dos elementos representativos e dos gases nobres Fonte: Maia e Biachi (2007); Brown et al (2005); Kotz e Treichel (2005).
  30. 30. Resumo Aula 1 Química Tecnológica30 Considere os seguintes elementos: Ni, Sn, Cl, Ba, Mg, Si e O. Ordene estes elementos (do menor para o maior) conforme: a) raio atômico; b) energia de ionização; c) afinidade eletrônica. 4 Nesta aula, você aprendeu que a lei periódica estabelece que as proprieda- des dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Assim, a tabela periódica agrupa famílias de elementos com propriedades semelhantes em colunas verticais chamadas grupos e, em filas horizontais chamadas períodos, nas quais os elementos de um período possuem o mesmo número de camadas. Você também aprendeu que existem propriedades dos átomos que são periódicas e podem ser previstas pelo conhecimento da tabela periódica, são elas: raio atô- mico, energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica. Conhecendo estas propriedades é possível reconhecer o papel que desempenham na química dos elementos. Autoavaliação Com o término da nossa aula é chegada a hora de verificarmos se o conteúdo exposto foi assimilado. Desse modo, preparamos alguns exercícios para você. É possível a existência de elementos radioativos naturais? Cite dois exemplos. De que maneira a atual tabela periódica serve como guia para escrever as configu- rações eletrônicas? Qual é a configuração eletrônica para a camada de valência dos grupos 1, 2 e 17? 1 2 3
  31. 31. Anotações Aula 1 Química Tecnológica 31 Para melhorar a tenacidade, a resistência a corrosão e também a resistência me- cânica, costuma-se colocar vanádio como constituinte do aço. Faça a distribuição eletrônica do vanádio (Z=23) e encontre sua posição na tabela periódica. Qual das duas espécies possui a maior energia de ionização: potássio (K) ou iodo (I)? Explique sua resposta. Quais as propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos e alcalinoterrosos? Referências BROWN, T. L. et al. Química a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química geral 1 e reações químicas. São Paulo: Editora Pioneira Thomson Learning, 2005. MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007. RUSSEL, J. B. Quimica geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. v 1. 4 5 6
  32. 32. Anotações Aula 1 Química Tecnológica32
  33. 33. Ligações químicas 2 Aula
  34. 34. Aula 2 Química Tecnológica
  35. 35. 1 2 3 Aula 2 Química Tecnológica 35 Apresentação A pós ter estudado, na Aula 1, a Tabela periódica e as propriedades dos átomos, vamos aprender nesta aula como os átomos se ligam para formar as diversas substâncias existentes ao nosso redor, como as ligações químicas explicam as propriedades das substâncias e, também, estudar a energia envolvida nestas ligações. Esses conhecimentos servirão de base para uma melhor compreensão dos próximos conteúdos a serem estudados. Objetivos Definir os conceitos associados às ligações químicas (sím- bolo de Lewis, regra do octeto e eletronegatividade). Compreender e diferenciar os tipos de ligações químicas. Associar as ligações químicas às propriedades das subs- tâncias e suas energias.
  36. 36. Aula 2 Química Tecnológica
  37. 37. Distância interatômica/pm Ep/kJ.mol−1 Aula 2 Química Tecnológica 37 Considerações iniciais O s átomos de quase todos os elementos podem se combinar, formando ligações e ge- rando substâncias cujas energias são sempre menores do que a soma das energias que esses átomos teriam se permanecessem separados. Em outras palavras: podemos dizer que um composto químico é formado apenas se proporcionar uma situação de estabilidade energética (termodinâmica) maior que aquela envolvendo seus constituintes isoladamente. Como os átomos podem atingir estabilidade energética? Perdendo, recebendo ou com- partilhando os elétrons de valência (última camada). A forma como os elementos atingem a configuração mais estável define o tipo de ligação. Considerando a figura a seguir, observamos o ponto entre os átomos de menor distância na região de menor valor energético e o ponto de estabilidade cuja ligação se forma. Figura 1 – Diagrama de energia potencial Assim, podemos dizer que quando uma ligação química é formada, energia é liberada! Quando nos referimos às substâncias químicas, muitas vezes pensamos na sua utilidade. Quando queremos uma substância isolante, procuramos um determinado composto que não deixe passar a corrente elétrica; quando precisamos de um condutor, a substância permitirá a passagem da corrente elétrica; quando é necessário riscar algo, pensamos em substâncias mais duras e resistentes e, assim, poderíamos citar vários outros exemplos. Mas qual a re- lação entre a utilidade dessas substâncias e suas propriedades? Por que uma determinada substância pode ter um uso e outra semelhante não serve para o mesmo fim? Qual será a explicação para que substâncias tenham comportamentos tão diferentes e, consequente- mente, aplicações tão variadas? Estudaremos as ligações que formam essas substâncias.
  38. 38. Aumento da energia de ionização Aumentodaenergiadeionização Energiadeionização(kJ/mol) 0 8A 7A 6A 5A 4A 3A 2A 1A 500 1000 1500 2000 2500 Aula 2 Química Tecnológica38 Aspectos gerais No período em que se procurava desenvolver um modelo atômico compatível com as observações sobre a natureza, paralelamente, se especulava sobre possíveis mecanismos de ligação entre os átomos para formar os corpos. A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupos de átomos), está intima- mente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, associado à formação da ligação covalente, ligação iônica e ligação metálica. Relembrando o que estudamos anteriormente, o potencial de ionização e a afinidade eletrônica são duas propriedades periódicas que podem nos auxiliar a compreendermos a natureza da ligação química. Lembremos, inicialmente, que a energia de ionização é a energia requerida para retirar um elétron do átomo no estado gasoso (EI) e a afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo recebe um elétron no estado gasoso (ΔE): Na(g) → Na+ (g) + e- EI (1) Cl(g) + e- → Cl(g)- ΔE (2) Figura 2 – As primeiras energias de ionização para os elementos representativos Fonte: Brown et al (2005).
  39. 39. Aula 2 Química Tecnológica 39 H −73 Li −60 Na −53 K −48 Rb −47 Be >0 Mg >0 Ca −2 Sr −5 B −27 Al −43 Ga −30 In −30 C −122 Si −134 Ge −119 Sn −107 N >0 P −72 As −78 Sb −103 O −141 S −200 Se −195 Te −190 F −328 Cl −349 Br −325 I −295 He >0 Ne >0 Ar >0 Kr >0 Xe >0 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A Figura 3 – Afinidade eletrônica em kJ mol-1 para os elementos representativos Fonte: Brown et al (2005). Observando as Figuras 2 e 3, elementos com menor energia de ionização são os de menores valores, tendo assim maior facilidade de perder elétrons, formando cátions e os elementos com maior facilidade de receber elétrons são de valores de afinidade eletrônica negativos, maior facilidade de formar ânions. Vemos que outros elementos tendem a doar seus elétrons mais facilmente e outros a receber elétrons liberando energia. O processo de receber ou doar elétrons leva à formação de ânions ou cátions, respectivamente. Espera-se, assim, que os dois íons formados interajam devido às forças de atração de cargas, formando uma ligação química. A natureza da ligação química dependerá de como acontece o rearranjo dos elétrons na molécula formada. Sobre ligações químicas trataremos de três tipos de ligações, consideradas fortes e que estão presentes na maioria das substâncias: ligação iônica, ligação covalente e ligação metálica.
  40. 40. Aula 2 Química Tecnológica40 Inicialmente, ocorre a sublimação do átomo de sódio metálico, absorvendo 108 kJ mol-1 o cloro gasoso se dissocia absorvendo 122 kJ mol-1 , ambos es- tando no estado gasoso, podem perder (EI = 496 kJ mol-1 ) e receber elétrons (ΔE = -349 kJ mol-1 ), respectivamente, assim formando o íon Na(g) + e Cl(g) - . A contribuição que falta é a atração eletrostática entre os íons de cargas opostas no sólido, a qual libera grande quantidade de energia (energia de rede). No caso do NaCl, temos uma liberação de 788 kJ.mol-1 . Obtendo ao final do ciclo uma energia de formação de - 411,0 kJ kJ mol-1 , ou seja, energia liberada para for- mação do sólido iônico, a energia liberada pelos íons de cargas contrárias mais do que compensa a natureza endotérmica das energias de ionização, pois essa contribuição é a atração eletrostática entre os íons de cargas opostas no sólido, a qual libera grande quantidade de energia (energia de rede). No caso do NaCl, temos uma liberação de 788 kJ.mol-1 , tornando a formação de um composto iônico um processo exotérmico. Como observado na Figura 4. Ligação iônica Vocês conhecem sal de cozinha? Com certeza, sem ele não poderíamos deixar a comida tão saborosa. Pois o nosso tão conhecido sal de cozinha, é formado por ligações iônicas, e o que é isso? Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Normalmente, a reação química entre metais alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F, Cl) leva à formação de sais que, se dissolvidos em solução aquosa, conduzem eletricidade. Esta é uma evidência de que os sais são formados por íons (lembra do sal de cozinha? Isso mesmo, o cloreto de sódio, NaCl). Formação das ligações iônicas Por que um cristal de cloreto de sódio (NaCl, o nosso sal de cozinha) tem energia menor do que um gás de um átomo de sódio e cloro gasoso muito separados? Imagine a formação de um sólido iônico, mostrado na Figura 4.
  41. 41. Na +(g) +Cl(g) Na(g) + Cl− (g) Na(g) + Cl(g) −349 KJ 496KJ 122KJ 108KJ −788KJ −411KJ Na(g) + Cl2 (g)1 2 Na(s) + Cl2 (g)1 2 NaCl(s) Na(s) Na(g) Na+(g) Cl2 (g) Cl(g) Cl−(g) NaCl(s) Afinidade eletrônica do Cl Energia de ionização do Na Energia de sublimação do Na Energia de rede Energia de formação Energia de sublimação Energia de Energia reticular ionização Energia de dissociação Afinidade eletrônica Energia de dissociação do Cl2 − − − − − − Cl − Na+ Aula 2 Química Tecnológica 41 Figura 4 – Ciclo de Born-Haber na formação do NaCl Um aspecto importante é que a ligação iônica é uma característica do cristal como um todo. Assim, todos os cátions interagem mais ou menos com todos os ânions, todos os cátions repelem-se uns aos outros e todos os ânions repelem-se uns aos outros, observado na Figura 5. Figura 5 – Fragmento do sólido iônico NaCl Fonte: Atkins e Jones (2009).
  42. 42. 2 1 2 13 14 3 4 5 6 7 Li Na K Rb Cs Fr Be Mg Ca Sr Ba Ra B Al Ga In Tl Sn Pb He Ne Ar Kr Xe Rn Aula 2 Química Tecnológica42 Um aspecto importante que não podemos esquecer, é que a energia necessária para a formação de ligações iônicas é fornecida, em sua maior parte, pela atração eletrostática (cou- lômbica) entre os íons de cargas opostas. Em um aspecto geral, o modelo iônico é apropriado para compostos binários entre elementos não metálicos e elementos metálicos, particularmente os do bloco s (Aula 1). Os elementos metálicos podem perder seus elétrons de valência e formar cátions, já os elementos não metálicos acomodam os elétrons em suas camadas e tornam-se ânions, dessa maneira, ambos atingem a estabilidade energética e se formam espontanea- mente. As estruturas eletrônicas, mais prováveis, para compostos iônicos binários, como no exemplo estudado anteriormente, podem ser previstas a partir de seus cátions e ânions, e ao se formarem, ocorrerá uma interação entre estes íons formando o composto iônico binário, liberando uma grande quantidade de energia, chamada de energia de rede, como foi visto na Figura 4. Um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele perde um ou mais elétrons (energia de ionização), como podemos observar para o átomo de Lítio (perda de um elétron) e o átomo de Frâncio (sete elétrons perdidos), até atingir a estrutura de um gás nobre (cerne), que é chamada de octeto de elétrons, conforme mostra a Figura 6. Figura 6 – Átomos do bloco s atingindo estrutura de um gás nobre Fonte: Atkins e Jones (2009). Vamos testar nossos conhecimentos? 1 Os compostos formados pelos pares: (1) Mg e Cl (2) Ca e O (3) Li e O (4) K e Br Possuemfórmulascujasproporçõesentreoscátionseosânionssão,respectivamente: a) (1) 1 : 1 (2) 2 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 2 b) (1) 1 : 2 (2) 1 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 1 c) (1) 1 : 1 (2) 1 : 2 (3) 2 : 1 (4) 2 : 1
  43. 43. 1 2 3 4 5 6 14 15 16 17 18 He Ne Ar Kr Xe Rn F Cl Br I At O S Se Te Po N H P As Sb Bi C Si Ge Aula 2 Química Tecnológica 43 d) (1) 1 : 2 (2) 1 : 1 (3) 2 : 1 (4) 1 : 1 e) (1) 2 : 2 (2) 1 : 1 (3) 2 : 1 (4) 1 : 1 Dados: Li(Z=3); O(Z=8); Mg(Z=12); Cl(Z=17); K(Z=19); Ca(Z=20);Br(Z=35) Figura 7 – Átomos de não metais atingindo estrutura de um gás nobre Fonte: Atkins e Jones (2009). O magnésio ([Ne]3s2 ) forma Mg2+ , que tem a configuração do neônio ([He]2s2 2p6 ). Os íons Mg2+ não perdem mais elétrons em uma reação química porque as energias de ioniza- ção dos elétrons do cerne são altas demais para serem recuperadas pelas atrações íon-íon. O hidrogênio perde um elétron para formar um próton exposto. O lítio (Li) e o berílio (Be) perdem seus elétrons para formar um dublete igualando a configuração eletrônica do hélio (1s2 ), quando se tornam Li+ e Be2+ , respectivamente. Para o caso dos não metais, Figura 7, estes recebem elétrons para se estabilizarem, como podemos observar para o oxigênio são dois elétrons, para o cloro é um elétron, isto está associado diretamente a sua afinidade eletrônica.
  44. 44. Aula 2 Química Tecnológica44 Em relação ao bloco d, as energias dos orbitais (n-1 ) d (Aula 1) ficam abaixo das dos orbitais ns. Com isso, os elétrons s são perdidos em primeiro lugar, seguindo um número variável de elétrons (n-1)d. No caso do ferro ([Ar]3d6 4s2 ), para formar o íon Fe3+ deverá perder 3 elétrons, dos quais 2 são removidos da subcamada 4s e 1 da subcamada 3d, ficando com a configuração [Ar]3d5 . Os não metais raramente perdem elétrons em reações químicas por possuírem altas energias de ionização, contudo, podem adquirir elétrons suficientes para completar a camada de valência e formar o octeto. Eles não ganham elétrons, pois envol- veria acomodação de elétrons em uma camada com uma energia maior, conforme mostra a Figura 8. Por exemplo, o nitrogênio tem configuração eletrônica [He]2s2 2p3 , possuindo 5 elétrons na camada de valência e para atingir a configuração de um gás nobre precisa ganhar 3 elétrons. Veja a Figura 8. 2 Considere as configurações eletrônicas de quatro elementos químicos: i) 1s2 2s2 ii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 iii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 iv) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 Qual deles apresenta tendência a formar um ânion? a) i b) ii c) iii d) iv e) nenhum
  45. 45. N[He]22s2 2p3 N 3− [He]2s2 2p6 2p 2s 2p 2s Aula 2 Química Tecnológica 45 Figura 8 – Configuração eletrônica do N e N3- Fonte: Atkins e Jones (2009). 3 Faça a distribuição eletrônica e dê o número de elétrons de valência para os elementos a seguir: a) Sb; b) Si; c) Mn; d) B.
  46. 46. Aula 2 Química Tecnológica46 Observamos na Tabela 1 alguns valores de energia de rede para os compostos iônicos. Tabela 1 – Energia de rede de alguns compostos iônicos binários Composto Energia de rede/kJ mol-1 Composto Energia de rede/kJ mol-1 LiF 1.030 MgCl2 2.326 LiCl 834 SrCl2 2.127 LiI 730 NaF 910 MgO 3.795 NaCl 788 CaO 3.414 NaBr 732 SrO 3.217 NaI 682 KF 808 ScN 7.547 KCl 701 KBr 671 CsCl 657 CsI 600 Fonte: Brown et al (2005, p.256). Regra do octeto Vocês já devem ter ouvido falar da regra do octeto, não é? Vamos conhecer mais um pouco sobre ela. A denominação “regra do octeto” surgiu em razão da quantidade estabelecida de elétrons para a estabilidade de um elemento, ou seja, o átomo fica estável quando apresentar em sua camada de valência 8 elétrons (ns2 np6 ) estrutura de um gás nobre, com exceção do hélio. Destaca-se que os quatro gases nobres mais leves (He, Ne, Ar e Kr) não se ligam a qualquer elemento. Já os dois seguintes (Xe e Rn) podem se ligar a alguns elementos, apesar de serem muito pouco reativos. Entre esses, o radônio é radiativo e se degrada com facilidade, razão pela qual os compostos desse elemento são pouco estudados. Já o xenônio forma compostos bem conhecidos com o flúor e o oxigênio, além de sais com metais alcali- nos nos quais aparece formando ânions com o oxigênio (XeO6 4- , no Na4 XeO6 ). Porém, em todos esses elementos, uma característica comum é a camada de valência com oito elétrons (exceto no He) e a baixa ou inexistente reatividade, o que consolida a regra do octeto como um princípio válido. Símbolos de Lewis Um símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons da camada de valência de um átomo ou um íon simples são representados por pontos colocados ao redor do símbolo do elemento. Cada ponto representa um elétron em um orbital e, um par de elétrons representa dois elétrons emparelhados partilhando um orbital. A Tabela 2 apresenta alguns exemplos dos símbolos de Lewis.
  47. 47. Saiba mais Período 2 Período 3 Números de elétrons de valência Li Na 1 2 3 4 5 6 7 8 Be C N O F Ne AlClSPSi B AlMg Aula 2 Química Tecnológica 47 Tabela 2 – Símbolos de Lewis e valências de alguns elementos Vamos conhecer um pouco sobre Lewis? Gilbert Newton Lewis, físico e químico norte-americano, nasceu em Weymouth – Massachusetts, em 25 de outubro de 1875 e faleceu em Berkeley – Califórnia, em 23 de março de 1946. Foi professor de Química no Instituto de Tecnologia de Massachusetts (MIT) e em Berkeley, na Universidade da Califórnia desde 1912, levando a cabo investigações no campo das ligações químicas, termodinâmica e da eletrólise. Foi, também, criador da noção de par eletrônico, que representou um avanço decisivo no conhecimento da estrutura atômica. Publicou diversos trabalhos, destacando-se Valence and the Structure of Atoms and Molecules. Morreu, em 1946, no seu laboratório, rodeado pelos livros e instrumentos científicos que tanto amava. Figura 9 – Gilbert Newton Lewis Fonte: <http://www.infopedia.pt/$gilbert-lewis>. Acesso em: 25 mar. 2011.
  48. 48. 1s 2s 2p Cl + +Ca Cl Cl Ca2+− − Cl Cl + Na+ − ClNa a b Aula 2 Química Tecnológica48 O símbolo de Lewis para o oxigênio, por exemplo, representa a configuração dos elétrons de valência 2s2 2p4 , veja a Figura 10, com 4 elétrons emparelhados, 2 no orbital 2s e 2 no orbital 2p e 2 elétrons desemparelhados no orbital 2p. O símbolo de Lewis é um resumo visual da configuração eletrônica dos elétrons de valência de um átomo que permite acompanhar os elétrons quando um íon se forma. Figura 10 – Símbolo de Lewis para o oxigênio Fonte: Atkins e Jones (2009). Como um composto iônico pode ser explicado pelos símbolos de Lewis? Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando a representação dos símbolos de Lewis, primeiramente representamos o cátion pela remoção de pontos do símbolo do átomo do metal. Posteriormente, o ânion é representado pela transferência desses pontos para o símbolo de Lewis do átomo de não metal, até completar a camada de valência. Talvez seja necessário ajustar o número de íons de cada tipo para poder acomodar todos os pontos removidos do símbolo do átomo do metal nos símbolos dos átomos do não metal. Finalmente, escrevemos a carga de cada íon como um sobrescrito, na forma usual. A Figura 11 representa dois exemplos: Figura 11 – Representação dos compostos iônicos usando os símbolos de Lewis: (a) cloreto de cálcio (CaCl2 ) e (b) cloreto de sódio (NaCl) Fonte: Atkins e Jones (2009).
  49. 49. Aula 2 Química Tecnológica 49 É importante lembrar que: Os átomos de muitos metais dos blocos d e p podem apresentar valência variável, ou seja, podem perder um número variável de elétrons. Eles podem formar compostos diferentes como, por exemplo, chumbo, óxido de chumbo (II), de fórmula PbO e óxido de chumbo (IV), de fórmula PbO2 . Propriedades de compostos iônicos De acordo com essas características de ligação que acabamos de estudar, os compostos iônicos podem apresentar algumas propriedades, como: altos pontos de fusão e ebulição; são sólidos à temperatura ambiente; condutividade elétrica quando fundidos ou dissolvidos em água; no estado sólido são maus condutores de eletricidade; solubilidade em água (a maioria); apresentam aspecto cristalino. possuem interações eletrostáticas fortes. Exemplos de compostos iônicos Podemos citar como exemplos de compostos iônicos e suas aplicações: Tabela 3 – Exemplos de compostos iônicos Substância Fórmula química Aplicações Cloreto de sódio NaCl Sal de cozinha Produção de NaOH Fluoreto de sódio NaF Cremes dentais Cloreto de potássio KCl Fertilizantes Cloreto de mercúrio II HgCl2 Pesticida Carbonato de cálcio CaCO3 Giz Dióxido de titânio TiO2 Pigmentos de tintas e esmaltes
  50. 50. Aula 2 Química Tecnológica50 Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas: a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido. b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido. c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água. d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pequena solubilidade em água. e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão. Ligação covalente Na aula anterior, foi visto para o caso da ligação iônica que a ligação química pode ser considerada como a interação eletrostática entre dois íons. No entanto, certamente, este não é o caso das moléculas diatômicas gasosas como O2 , N2 , F2 e H2 e as espécies poliatômicas sólidas P4 e S8 . Neste caso, os dois átomos competem igualmente pelos elétrons. Com uma intuição brilhante e antes do desenvolvimento da mecânica quântica ou do conceito de orbitais, Lewis encontrou uma explicação para a natureza das ligações entre átomos de não metais. Propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhados por dois átomos. Nenhum dos átomos perde totalmente um elétron e, portanto, nenhum átomo precisa receber a totalidade da energia de ionização. Deste modo, os elétrons são compartilhados pelos dois átomos. Mas quantos elétrons serão compartilhados pelos átomos? Observamos que somente Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas: a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido. b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido. c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água. d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pe- quena solubilidade em água. e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão. 4
  51. 51. Aula 2 Química Tecnológica 51 Figura 12 – Compartilhamento de elétrons da molécula do cloro Fonte: Brown et al (2005). os elétrons de valência, ou seja, aqueles que estão na última camada e, consequentemente, com maior energia, estarão disponíveis para serem transferidos (como numa ligação iônica) ou compartilhados (como na ligação covalente). Para entendermos melhor a ligação covalente, precisamos entender alguns conceitos, como, estrutura de Lewis, ressonância e polaridade, que serão vistos, vamos lá! Estruturas de Lewis A ligação covalente se forma pelo compartilhamento de elétrons até atingir a configuração de um gás nobre. Segundo Lewis a regra do octeto, na formação de uma ligação covalente dar-se pelos átomos tenderem a completar seus octetos pelo compartilhamento de elétrons, Figura 12. Nos compostos moleculares, os átomos se unem por ligações covalentes que são formadas por: a) Doação de elétrons b) Recepção de elétrons c) Doação de prótons d) Recepção de prótons e) Compartilhamento de elétrons. 5
  52. 52. Cl + Cl Cl Cl , ou Cl Cl ClClClP Aula 2 Química Tecnológica52 Podemos usar os símbolos de Lewis para descrever ligações covalentes com uma linha (–) para representar o par de elétrons compartilhado e pares de pontos os pares isolados. Assim, um átomo de cloro tem sete (7) elétrons de valência e utiliza mais um para completar o octeto. Isso ocorre pelo compartilhamento de um elétron fornecido por outro átomo, como por exemplo, um outro átomo de cloro, ver Figura 13. Figura 13 – Estrutura de Lewis para o Cl2 Fonte: Atkins e Jones (2009). A valência do cloro, isto é, número de ligações que um átomo pode formar, é igual a um. A molécula de cloro tem pares de elétrons de valência que não participam diretamente da ligação, que são denominados de pares isolados de elétrons. Os três (3) pares isolados de cada átomo de cloro ligado repelem-se, e essa repulsão é quase suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que mantém a molécula Cl2 unida. Lembrar que alguns constituintes do sistema de combustão são moléculas diatômicas covalentes apolares. Ex: Combustível (H2 ), comburente (O2 ), resíduos gasosos da combustão, os fumos (N2 ). Estrutura de Lewis de espécies poliatômicas Estudamos anteriormente a estrutura de Lewis para moléculas diatômicas, veremos agora, como se comporta para moléculas poliatômicas. Cada átomo em uma molécula poliatômica completa seu octeto ou dueto pelo compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos mais próximos. Cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é representado por uma linha entre os dois átomos. A estrutura de Lewis apenas indica que átomos se ligam e quais têm pares de elétrons isolados, assim não leva em consideração a forma da molécula. Vejamos a estrutura de Lewis da molécula PCl3 , cloreto de fósforo. Inicialmente, colocamos os elétrons de valência disponível de todos os átomos na molécula, conforme mostra a Figura 14. Figura 14 – Estrutura de Lewis para os átomos de P e Cl Fonte: Atkins e Jones (2009).
  53. 53. Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl ou O C O O C Oou H C C HH C C H ou a b c Aula 2 Química Tecnológica 53 O próximo passo é arranjar os pontos, representando os elétrons de forma que os átomos de fósforo (P) e cloro (Cl) tenham um octeto, conforme mostra a Figura 15. Figura 15 – Estrutura de Lewis do cloreto de fósforo, PCl3 Fonte: Atkins e Jones (2009). Um par de elétrons emparelhados é denominado de ligação simples, contudo dois átomos podem compartilhar dois ou três pares de elétrons. Uma ligação dupla e uma ligação tripla ocorrem quando, respectivamente, dois e três pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos; essas ligações são coletivamente denominadas de ligações múltiplas. Veja na Figura 16 a representação de ligações simples, dupla e tripla. Figura 16 – Estrutura de Lewis para (a) ligações simples, (b) ligações duplas e (c) ligação tripla entre carbonos e simples entre carbono-hidrogênio Fonte: Atkins e Jones (2009). Uma ligação simples envolve no total de dois elétrons, já a ligação dupla quatro elétrons e, por último, a ligação tripla seis elétrons. A ordem de ligação é o número de ligações que une um par específico de átomos. Logo, a ordem da ligação em Cl2 é 1, no grupo C=O é 2, e em C≡C é 3. Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber que (1) os átomos estão ligados entre si na molécula, (2) um átomo terminal liga-se somente a um átomo e (3) um átomo central é um átomo que se liga a pelo menos dois outros. A escolha do átomo central é geralmente aquele com a mais baixa energia de ionização, por conduzir ao mínimo de energia. Os átomos com maiores energias de ionização são mais relutantes em compartilhar e mais propensos a manter seus elétrons com pares isolados. O hidrogênio é um átomo terminal porque se liga
  54. 54. Conte os elétrons de valência; Conte os pares de elétrons; 1 H2 O 1 + 1 + 6 = 8 4 2 Arranje os átomos; H O H 3 Localize os pares de elétrons da ligação; Identifique os pares de elétrons ainda não localizados; H O H (2) 4 Complete os octetos; H O H 5 Desenhe as ligações. OH H Aula 2 Química Tecnológica54 tipicamente a somente outro átomo. Pode-se predizer a estrutura de uma molécula arrumando os átomos simetricamente em torno do átomo central. Para predizermos uma estrutura, vamos agora utilizar a regra do octeto. Base conceitual: pro- curamos maneiras de usar todos os elétrons de valência para completar os octetos ou dubletes. Procedimento 1) Conte o número de elétrons de valência em cada átomo isolado. Para íons, ajuste o número de elétrons para levar em conta a carga. Divida o número total de elétrons da molécula por 2 para obter o número de pares de elétrons. 2) Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos usando as regras dadas no texto. 3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados. 4) Complete o octeto ou dublete de cada átomo, colocando os pares de elétrons remanescen- tes em torno dos átomos. Se não existirem pares de elétrons suficientes, forme ligações múltiplas. 5) Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. Para conferir a validade de uma estrutura de Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou dublete. Exemplo Escreva a estrutura de Lewis da água, H2 O.
  55. 55. ou Aula 2 Química Tecnológica 55 6 Os elementos químicos fósforo (P) e cloro (Cl) têm, respectivamente, 5 e 7 elétrons na camada de valência. a) Escreva a fórmula de Lewis do tricloreto de fósforo. b) Qual é o tipo de ligação formada? Ressonância Muitas moléculas e íons poliatômicos não devem ser representados adequadamente por uma única estrutura de Lewis. Para esses casos, Pauling introduziu o conceito de ressonância. Linus Pauling propôs estruturas de ressonância, que representam a ligação em uma molécula ou em um íon quando uma única estrutura de Lewis não descreve precisamente a estrutura eletrônica verdadeira. Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno que é usado como matéria-prima para produção de plásticos, gasolina, borracha etc., fazendo com que as ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslo- calizados por todo o anel. Veja a Figura 17. Figura 17 – Ressonância da molécula de benzeno Fonte: Brown et al (2005). Todas as estruturas de ressonância possuem padrões idênticos e energias iguais. As estruturas de ressonância que diferem somente na colocação das ligações duplas podem ser escritas para a molécula. As estruturas contribuintes são as estruturas prováveis, não havendo existência física dessas estruturas, a fusão das estruturas de Lewis é chamada de ressonância. Portanto, podemos concluir que não ocorre um equilíbrio dinâmico entre as estruturas. No exemplo do benzeno é utilizada uma seta de dupla direção (↔) como símbolo para associar as estruturas de ressonância, contudo não existe uma relação de alternância ou vibração entre as formas diferentes.
  56. 56. Aula 2 Química Tecnológica56 Polaridade da ligação e eletronegatividade Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons, você sabia? Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próxi- mos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares. A diferença na eletronegatividade (Aula 1, lembra?) entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: Quando as diferenças de eletronegatividade estão próximas a 0, resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); próximas a 2, resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); próximas a 3, resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons), como observado na Figura 18 e 19. Figura 18 – Distribuição de densidades eletrônicas Fonte: Brown et al (2005). Limite entre ligação iônica e covalente Não há uma divisão clara entre ligações iônicas e covalentes: ligações iônica e covalente apolar representam os dois extremos. A medida da polaridade da ligação varia de modo con- tínuo com a eletronegatividade. A ligação se torna mais de 50% iônica quando a diferença na eletronegatividade excede aproximadamente 1,7, como mostra a Figura 19.
  57. 57. 0,0 0 50 100 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 Diferença na eletronegatividade entre os átomos Característicadaligaçãoiônica/% N O N O Aula 2 Química Tecnológica 57 Figura 19 – Limite entre a ligação iônica e a covalente Exceções da regra do octeto A regra do octeto explica as valências da maioria dos compostos e dos íons moleculares, contudo, existem algumas exceções à regra, podemos citar moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Vamos estudar agora essas exceções. a) Número ímpar de elétrons Geralmente, moléculas como ClO2 , NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons, como mostra a Figura 20. Figura 20 – Molécula de NO Fonte: Brown et al (2005). b) Deficiência em elétrons As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1, 2, e 3. O exemplo mais típico é o BF3 , Figuras 21. As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons.
  58. 58. F F B F Aula 2 Química Tecnológica58 Figura 21 – Molécula de BF3 Fonte: Atkins e Jones (2009). c) Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Veja a Figura 22, com alguns exemplos. Figura 22 – Estruturas de Lewis em que o átomo central excede um octeto Fonte: Atkins e Jones (2009). PF5 F P F F F F SF4 F S F F F CIF3 F Cl F F SF6 F S F F FF F F Br F FF F BrF5 XeF2 F Xe F Xe F FF F XeF4 F Si SiF5 − F F F − F F Si SiF6 2− F F F 2− F F PF6 − F P F F F − F F Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17 Grupo 18
  59. 59. Aula 2 Química Tecnológica 59 De acordo com essas características de ligação que acabamos de estudar, os compostos covalentes podem apresentar algumas propriedades como: possuem baixos pontos de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE); são solúveis em solventes apolares; são maus condutores de energia, não possuem um estado físico característico. Exemplos de compostos covalentes Podemos citar como exemplos de compostos covalentes e suas aplicações os itens da Tabela 4. Tabela 4 – Exemplos de compostos covalentes Substância Fórmula química Aplicações Água H2 O Solvente universal Ácido Clorídrico HCl Limpeza de pisos Butano C4 H10 Constitui o gás natural Gás carbônico CO2 Bebidas e extintores de incêndio Ácido cianídrico HCN Produção de explosivos e resinas acrílicas Ligação metálica Como foi estudado anteriormente na Aula 1, a tabela periódica é formada principalmen- te por metais. Estes apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas apresentadas por outras substâncias. Em sua maioria são sólidos à temperatura ambiente (25 ºC), com exceção do mercúrio (Hg), que é líquido. São bons condutores de calor e de eletricidade, tanto quando se apresentam no estado sólido como quando fundidos (líquidos). Embora a interação entre dois átomos metálicos seja fraca, ligações fortes ocorrem quando um conjunto de átomos forma um sólido metálico, onde os átomos estão arranjados de uma forma relativamente compacta e regular, a estrutura cristalina. Nesta estrutura, os átomos estão próximos uns dos outros, sendo que os elétrons de valência são atraídos para os núcleos dos seus átomos vizinhos. Os elétrons de valência não estão associados com um determinado núcleo em particular, estão distribuídos pelos diversos átomos sob a forma de uma nuvem de
  60. 60. Aula 2 Química Tecnológica60 elétrons de baixa densidade. Num metal sólido, os átomos ligam-se uns aos outros por ligações metálicas, resultando em um estado de menor energia (ou mais estável). Na ligação metálica, não são necessários pares de elétrons, como no caso da ligação covalente, nem há restrições relacionadas à neutralidade elétrica, como no caso da ligação iônica. Na ligação metálica, os elétrons de valência exteriores são compartilhados por um elevado número de átomos à sua volta, como observado na Figura 23. Modelo de mar de elétrons Metal é visualizado como uma rede de cátions metálicos imersos em um “mar” de elé- trons de valência, conforme mostra a Figura 23, uniformemente distribuídos pela estrutura. Os elétrons estão confinados ao metal por meio de atrações eletrostáticas aos cátions e podem fluir livremente através do metal. Sem quaisquer ligações definidas, os metais são fáceis de deformar: maleáveis, dúcteis e formam ligas. Figura 23 – Ilustração esquemática do modelo de mar de elétrons. Cada esfera é um íon metálico carregado positivamente Fonte: Brown et al (2005).
  61. 61. 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 71 Lu 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg Primeira série de transição (3d) Tríade do cromo Tríade do cobre Segunda série de transição (4d) Terceira série de transição (5d) Aula 2 Química Tecnológica 61 Metais de transição Ocupam o bloco d da tabela periódica. Quase todos têm 2 (dois) elétrons s (exceto grupos 6 e 11), como você pode ver na Figura 24. Figura 24 – Metais de transição Fonte: Brown et al (2005). Podemos observar que as tendências atômicas tendem a ser não regulares para os metais de transição (em cada série), conforme a Tabela 5, e apresentam variados estados de oxidação, como mostra a Figura 25. Tabela 5 – Periodicidade química e propriedades físicas dos metais de transição Grupo 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Elemento Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Configuração eletrônica 3d1 4s2 3d2 4s2 3d3 4s2 3d5 4s1 3d5 4s2 3d6 4s2 3d7 4s2 3d8 4s2 3d10 4s1 3d10 4s2 Primeira energia de ionização (kJ/mol) 631 658 650 653 717 759 758 737 745 906 Raio atômico de ligação (Å) 1,44 1,36 1,25 1,27 1,39 1,25 1,26 1,21 1,38 1,31 Densidade (g/cm3 ) 3,0 4,5 6,1 7,9 7,2 7,9 8,7 8,9 8,9 7,1 Ponto de fusão 1.541 1.660 1.917 1.857 1.244 1.537 1.494 1.455 1.084 420 Fonte: Brown et al (2005).
  62. 62. 3d1 4s2 [18 Ar] Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 33 0 +2+2 +4+4 +6+6 +8+8 4 5 6 7 8 9 1010 1111 1212 3d2 4s2 3d3 4s2 3d5 4s1 3d5 4s2 3d6 4s2 3d7 4s2 3d8 4s2 3d10 4s1 3d10 4s2 Estado de oxidação mais comum Aula 2 Química Tecnológica62 Figura 25 – Configuração eletrônica e estado de oxidação Fonte: Brown et al (2005). Assim, ligas metálicas são a união de dois ou mais metais, ou de metais com não metais, mas com predominância dos elementos metálicos. Veja a seguir alguns exemplos de algumas ligas metálicas e suas aplicações. Aço inox (Fe, C, Cr e Ni): usada em talheres, peças de carro, brocas, etc. Bronze (Cu e Sn): usada em medalhas, moedas, sinos, etc. Ouro 18 quilates (Au e Cu): usada em joias, etc. Latão (Zn e Cu): usada em tubos, torneiras, instrumentos musicais, etc. Prata de lei (Ag e Cu): usada em joias, etc. Solda (Pb e Sn): usada por funileiros e eletricistas. Amálgama (Hg, Ag e Sn): usada em obturações. Liga de Al e Ti é usada na indústria aeronáutica.
  63. 63. 7 1 2 3 4 Aula 2 Química Tecnológica 63 Descreva as propriedades características de um metal típico. Sobre os metais, analise as afirmativas abaixo: I – Os metais, em sua maioria, são sólidos à temperatura ambiente (25 °C), com exceção do mercúrio (Hg), que é gás. II – Os metais são bons condutores de calor e de eletricidade. III – A interação entre dois átomos metálicos é sempre forte. IV – Quando um conjunto de átomos metálicos forma um sólido metálico, as ligações que ocorrem entre eles são fortes. V – Em um sólido metálico, os átomos estão empilhados de uma forma relativamente compacta com um arranjo sistemático e regular, formando uma estrutura cristalina. Marque a alternativa CORRETA: a) Apenas I, II e IV estão corretas. b) Apenas I, III e V estão corretas. c) Apenas II, IV e V estão corretas. d) Apenas II e V estão corretas. A elevada condutividade elétrica nos metais deve-se essencialmente a: a) Energia de ionização elevadas. b) Níveis energéticos totalmente preenchidos. c) Mobilidade dos elétrons. d) Elevadas eletronegatividades. Associe a coluna da esquerda com a coluna da direita, informando quais os metais presentes nas soldas abaixo: I) Bronze ( ) Fe, C, Cr e Ni II) Latão ( ) Pb e Sn III) Solda ( ) Hg, Ag e Sn IV) Ouro 18 quilates ( ) Zn e Cu V) Aço inoxidável ( ) Au e Cu VI) Amálgama dental ( ) Cu e Sn
  64. 64. C C 614 C C 839 C N 615 C N 891 C O 799 C O 1.072 C H 413 C C 348 C N 293 C O 358 C F 485 C Cl 328 C Br 276 C I 240 C S 259 Si H 323 Si Si 226 Si C 301 Si O 368 Si Cl 464 N H 391 N N 163 N O 201 N F 272 N Cl 200 N Br 243 H H 436 H F 567 H Cl 431 H Br 366 H I 299 F F 155 Cl F 253 Cl Cl 242 Br F 237 Br Cl 218 Br Br 193 I Cl 208 I Br 175 I I 151 O H 463 O O 146 O F 190 O Cl 203 O I 234 S H 339 S F 327 S Cl 253 S Br 218 S S 266 O2 495 S O 523 S S 418 N N 418 N N 941 N O 607 Ligações simples Ligações múltiplas Aula 2 Química Tecnológica64 Energia de ligação – aproveitamento energético Agora que já aprendemos sobre os tipos de ligação, vamos agora entender a respeito da energia associada a elas. Como exemplo, vamos estudar a ligação covalente. Inicialmente para quebrarmos uma ligação covalente, a energia associada é denominada entalpia de dissocia- ção de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2 , a D(Cl-Cl) é dada pelo ΔH para a reação: Cl2 (g) → 2Cl(g). Quando mais de uma ligação é quebrada: CH4 (g) → C(g) + 4H(g) ΔH = 1660 kJ a entalpia de ligação é uma fração do ΔH para a reação de atomização: D(C-H) = ¼ ΔH = ¼(1660 kJ) = 415 KJ As entalpias médias de ligação podem ser observadas na Tabela 6. Tabela 6 – Entalpias médias de ligação em kj mol-1 Fonte: Brown et al (2005, p. 277).
  65. 65. Cl Cl Cl Cl Cl H HH C H ++ + + + + Cl ClCl ΔH1 > 0 ΔHr ΔH2 < 0 H H H H C C H e Cl Cl Quebras ligações Entalpia(H) 1 C Cl e H Cl Formação ligações 2 Cl Cl Cl H H H C H Cl Aula 2 Química Tecnológica 65 As ligações múltiplas são mais fortes do que as ligações simples, como observado na Tabela 6. Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos. Entalpias de ligação e entalpias de reação Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia para uma reação química, como por exemplo, a reação de metano com cloro. Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam ser quebradas para que novas ligações sejam formadas. A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações quebradas, menos a soma das entalpias das ligações formadas, de acordo com reação a seguir. ΔHr = {[D(C-H)+ D(Cl-Cl)]-[D(C-Cl) + D(H-Cl)]}= -104kJ Ilustramos o conceito com a reação entre o metano, CH4 , e o cloro: CH4 (g) + Cl2 (g) → CH3 Cl(g) + HCl(g) ΔHr = ? Figura 26 – Ilustração do uso das entalpias médias de formação para estimar o ΔH de reação Fonte: Brown et al (2005). Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas enquanto uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas. A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as ligações formadas são mais fortes do que as ligações quebradas. Podemos aplicar este estudo para reações de combustão, como no caso do gás metano, para produção de energia.
  66. 66. Resumo Autoavaliação Que tal verificarmos o que você aprendeu neste módulo? Preparamos para você exer- cícios finais para avaliar os seus conhecimentos. Boa sorte! Os elementos X e Y têm, respectivamente, 2 e 6 elétrons na camada de valência. Quando X e Y reagem, forma-se um composto: 1 2 Aula 2 Química Tecnológica66 Nesta aula, você aprendeu conceitos sobre as ligações químicas. Apren- deu como o conhecimento sobre as ligações faz compreender melhor como as diversas substâncias têm características e propriedades diferentes. Viu ainda propriedades periódicas como: raio atômico, energia de ionização, eletronegativi- dade e afinidade eletrônica, e que elas ajudam a entender as ligações. Finalmente, estudamos as energias associadas às ligações. a) Covalente, de fórmula XY. b) Covalente, de fórmula X2 Y. c) Covalente, de fórmula XY2 . d) d) Iônico, de fórmula XY. e) Iônico, de fórmula XY2 . Assinale verdadeira (V) ou falsa (F) em cada uma das seguintes afirmativas: ( ) Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos que têm pontos de fusão altos. ( ) Nos compostos covalentes, a ligação ocorre por compartilhamento de elétrons entre os átomos. ( ) As ligações iônicas ocorrem entre átomos de eletronegatividade semelhantes.
  67. 67. 3 4 5 Aula 2 Química Tecnológica 67 A água (H2 O), o sal de cozinha (NaCl) e o metano principal componente do GLP (C4 H10 ), substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de ali- mentos, têm suas estruturas constituídas, respectivamente, por ligações: a) Iônicas, iônicas e covalentes. b) Covalentes, iônicas e covalentes. c) Covalentes, covalentes e covalentes. d) Iônicas, iônicas e iônicas. e) Covalentes, covalentes e iônicas. Qual das seguintes substâncias possui ligação metálica? a) Grafite b) Latão (Zn + Cu) c) Óxido de magnésio d) Alumina (Al2 O3 ) Calcule a entalpia do sistema da reação de combustão completa do metano (CH4 ) com oxigênio (O2 ). Consulte a Tabela 6 e a Figura 26. Referências ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. ATKINS, P. W.; JONES, L. Chemical principles. New York: W. H. Freeman; Fifth Edition, 2009. BROWN, T. L. et al. Química a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. DUARTE, H. A. Ligações Químicas: ligação iônica, covalente e metálica. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, n. 4, maio 2001.
  68. 68. Anotações INFOPÉDIA [Em linha]. Gilbert Lewis. Porto: Porto Editora, 2003-2010. Disponível em: <http:// www.infopedia.pt/$gilbert-lewis>. Acesso em: 30 jun. 2010. KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química Geral 1 e reações químicas. 5. ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. v 1 Aula 2 Química Tecnológica68
  69. 69. Química para combustíveis e lubrificantes 3 Aula
  70. 70. Aula 3 Química Tecnológica
  71. 71. 1 2 3 Aula 3 Química Tecnológica 71 Apresentação D esde os primórdios da civilização, o homem se deparou com estranhos fenômenos que hoje dizemos estarem ligados ao conceito de energia. Dentre eles, possivelmente o fogo foi o mais impressionante. Nesta aula, vamos aprender como as forças intermoleculares influenciam propriedades, tais como viscosidade, interações de superfície, temperaturas de fusão e ebulição, estados físicos, entre outras das substâncias que compõem os combustíveis e lubrificantes. Adicio- nalmente, faremos uma breve introdução sobre as principais funções orgânicas dos compos- tos que constituem diversos combustíveis e óleos lubrificantes, dos quais podemos citar os ésteres, álcoois, ácidos carboxílicos e hidrocarbonetos, bem como seus derivados, incluindo os poliméricos. Objetivos Revisar as principais funções orgânicas presentes nos combustíveis e lubrificantes. Compreender a origem da energia nos combustíveis. Entender quimicamente os processos de interações quími- cas responsáveis por diversas propriedades dos combus- tíveis e lubrificantes.
  72. 72. Aula 3 Química Tecnológica
  73. 73. Aula 3 Química Tecnológica 73 Considerações iniciais M as, o que é, afinal, a energia? O termo é de origem grega (energéia) e significa força ou trabalho. Em 1807, o físico inglês Thomas Young propôs que a energia fosse definida como “capacidade para realizar trabalho”, conceito amplamente utilizado até os dias atuais. Contudo, essa definição nada diz sobre a natureza mais específica da energia. A partir do princípio da conservação energética (primeira lei da termodinâmica), o termo energia passou a ser bastante utilizado no vocabulário científico. Dentre muitas outras transformações energéticas de amplo domínio, destaca-se a produção de energia elétrica a partir da energia potencial das quedas d´água. As energias envolvidas nos processos eletroquímicos de uma célula ou bateria são também exemplos a serem citados. Nas reações de combustão, os fa- tores que contribuem para a produção de energia estão associados à quebra e formação de ligações químicas. Outro tema que nos desperta um grande interesse está relacionado à interação existente entre as moléculas de determinada substância. Ao analisarmos as propriedades de vários compostos nos seus estados sólido e líquido (estados condensados), percebemos uma forte dependência com a composição química e a estrutura molecular, uma vez que estas caracte- rísticas influenciam diretamente as chamadas forças intermoleculares. Diferentemente dos gases, as partículas presentes em sólidos e líquidos estão agrupadas muito próximas umas das outras e as forças entre elas são relativamente elevadas, fazendo com que as substâncias comportem-se de maneira específica. Funções orgânicas: um breve histórico Durante a década de 1780, os cientistas começaram a distinguir os compostos orgânicos e inorgânicos. Os orgânicos foram definidos como aqueles que podiam ser obtidos de orga- nismos vivos, enquanto os inorgânicos eram aqueles que vinham de fontes não vivas. A partir dessa definição surgiu o chamado “vitalismo”, também conhecido por “teoria da força vital”, postulada por Jöns Jacob Berzelius (1779-1848). De acordo com essa ideia, a intervenção de uma força vital era necessária para a síntese de um composto orgânico, ou seja, só poderia ocorrer nos organismos vivos.
  74. 74. Saiba mais Saiba mais (1) NH2 NH2 NH CNO+ - 4 O Cianato de amônio Ureia C∞ Equação Aula 3 Química Tecnológica74 Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) – Grande químico sueco que se firmou como um dos fundado- res da Química Moderna, formulando alguns de seus conceitos fundamentais. Num período de dez anos estudou em torno de dois mil compostos químicos, descrevendo elementos químicos até desconhecidos: o cério, o selênio e o tório. Entre muitos outros ele- mentos, isolou pela primeira vez o silício, o zircônio e o titânio. Deve-se a Berzelius a estruturação da atual notação química e a introdução dos conceitos de iso- meria, halogênios, ação catalítica e radical orgânico. Fonte: <http://portalcienciaecultura.blogspot.com/>. Acesso em: 14 mar. 2011. No entanto, entre 1828 e 1850, vários compostos orgânicos foram sintetizados a partir de fontes que eram claramente inorgânicas. A primeira dessas sínteses foi realizada por Friedrich Wöhler, em 1828, e consistiu na obtenção da ureia (substância orgânica) pela evaporação de uma solução aquosa, contendo cianato de amônio (substância inorgânica), conforme Equação 1. Friedrich Wöhler (1800-1882) – Grande químico alemão, precursor no campo da Química Orgânica, famoso por sua síntese do compos- to orgânico ureia. Mediante sua contribuição, demonstrou-se, ao contrário do pensamento científico vigente na época, que um produto de processos orgânicos pode ser obtido em labora- tório a partir de matéria inorgânica. Fonte: <http://portalcienciaecultura.blogspot.com/>. Acesso em: 14 mar. 2011.

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