Anexos

Ligação Metálicas e Propriedades dos Metais

Ligação metálica

Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, colocam-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - choca-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalham com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá.

Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.

Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.

Propriedades dos Metais

Nos retículos cristalinos dos metais, cada átomo está circundado por 8 ou 12 outros átomos, isto é, apresentam elevado número de coordenação. Como o conjunto é formado por átomos do mesmo elemento, as atrações são iguais em todas as direções.

Um metal, assim como qualquer outra substância ou matéria, é formado por elementos químicos sendo geralmente descrito como um aglomerado de átomos com caráter metálico em que os elétrons da camada de valência fluem livremente. Os metais são um dos três grupos dos elementos distinguidos por suas propriedades de ionização e de ligação, junto com metalóides e não-metais. Na tabela periódica, a linha diagonal entre o dúteis e maleáveis, tem geralmente um alto ponto de fusão, são geralmente duros, de cor amarelada, e conduzem eletricidade e calor. Tem estas propriedades principalmente porque cada átomo exerce somente uma fraca atração nos elétrons mais externos (elétron de valência); assim, os elétrons de valência formam um tipo de nuvem em torno dos átomos (teoria de bandas). A maioria dos metais são quimicamente estáveis, com a exceção notável dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, encontrados nas duas primeiras colunas da esquerda da tabela periódica.

Uma lamina, barra ou fio de cobre é constituído por inúmero cátions* de cobre cercados por um "mar" de elétrons, sendo o agregado representado apenas por Cu, que é o símbolo do elemento e assim sucessivamente.

Além disso, os metais apresentam certas propriedades tais como a capacidade de se transformar em fios, chamada de ductibilidade , a capacidade de se transformar em lâminas, maleabilidade.

Geometria Molecular

Geometria molecular

Para entender o conceito básico da geometria molecular, podemos partir de uma analogia bastante simples, com algumas observações do mundo macroscópico. Sempre que tentamos agrupar aleatoriamente objetos materiais sólidos de determinado formato, notamos que há uma relação direta entre o formato do objeto e o formato final do agrupamento.

Assim, quando jogamos esferas em uma caixa, por exemplo, elas tendem a deslizar umas sobre as outras e assumir uma configuração final organizada, adequada ao formato da caixa.

Se na mesma caixa jogarmos palitos de fósforo, teremos no final um empilhamento caótico, possivelmente uma pirâmide deformada, sem contornos definidos. Com as moléculas acontece coisa semelhante, só que acrescida de um fator que falta às esferas e fósforos do exemplo.

Elétrons e zonas de repulsão

Quando dois ou mais átomos se unem para formar uma molécula, suas eletrosferas entram em contato e o formato de seus orbitais (esféricos ou elípticos) influenciará o formato final da ligação. Só que, neste caso, o formato não é o único fator de influência, já que, ao contrário de nossas esferas e fósforos, as eletrosferas são compostas de elétrons, partículas eletricamente carregadas.

Como os elétrons têm carga negativa, se repelem entre si. Esta repulsão eletrostática influencia de modo definitivo a geometria molecular, ou seja, o formato do agrupamento de átomos que constitui a molécula. Este fator de influência das cargas elétricas negativas dos elétrons na disposição geométrica da molécula é chamado de zonas de repulsão.

Uma zona de repulsão se cria em torno de uma ligação molecular, ou seja, nas vizinhanças dos elétrons compartilhados pelos átomos que formam a molécula.

O efeito das zonas de repulsão tende a formar três disposições geométricas básicas em um molécula apolar (aquela na qual os elétrons não se concentram em pólos): a linear, a triangular plana e a tetraédrica.

Eletronegatividade

A eletronegatividade (também denominada de caráter ametálico) é uma propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo, em uma molécula, em atrair elétrons, quando combinado em uma ligação covalente. Com sentido oposto à eletronegatividade, usa-se o termo eletropositividade. Os valores da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletronegatividade. Duas escalas de eletronegatividade são comumente utilizadas: a escala Pauling (proposta em 1932) e a escala Mulliken (proposta em 1934). Outra escala proposta foi a escala Alfred-Rochow.

A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico:

Quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqüência, essa propriedade tende a crescer na tabela periódica: Nos períodos: da esquerda para a direita, Nos grupos: de baixo para cima.

Em exceção, os gases nobres. Concluindo-se que o elemento mais eletronegativo da tabela é o fluor.

Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons. Arbitrou para o flúor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram determinados a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). A eletronegatividade não possui unidade porque é um valor relativo.

Escala de eletronegatividade de Pauling

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Período

1

H 2,1

He

2

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Ne

3

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

Ar

4

K 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,8

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 3,0

Kr

5

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,5

Xe

6

Cs 0,7

Ba 0,9

*

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hg 1,9

Tl 1,8

Pb 1,9

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

Rn

7

Fr 0,7

Ra 0,9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Polaridade molecular

A polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em duas classes distintas: moléculas polares e apolares. Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior concentração positiva em outro extremo. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está uniformemente distribuída, ou seja, não há concentração. A concentração de cargas (em moléculas polares) ocorre quando os elementos ligantes possuem uma diferença de eletronegatividade. Esta diferença significa que um dos átomos (o de maior eletronegatividade) atrai os elétrons da nuvem com maior força, o que faz concentrar neste a maior parte das cargas negativas. As ligações de dois átomos diferentes normalmente resultam em polarização (moléculas polares), já que os átomos possuirão eletronegatividade diferentes, como H2O, NH3 ou HF, embora, dependendo da distribuição dos átomos pela molécula, essas ligações não resultariam em polarização, como é o caso do CO2 e do CH4. A eletronegatividade varia da esquerda para direita e de baixo para cima na tabela periódica. Ligação de dois átomos iguais resulta em moléculas apolares. Ex: O2, N2, Cl2. Mas não é necessário serem dois átomos iguais para haver apolaridade, como por exemplo, dos compostos alcanos. Para saber se a molécula é polar ou apolar pode ser feito através do cálculo no nox das partículas.

Ex.: H2O = nox do H = 1 x 2 = 2; nox do O = 2, se nox das partículas for igual = POLAR

Ex².:CO2 = nox do C = 4; nox do O = -2 x 2 = -4; nox diferente = APOLAR

Ex³.:NH3 = nox do N = 3; nox do H = 1x3 =3; nox igual = POLAR

A melhor forma para identificar se a molécula é polar ou apolar é através do calcúlo do μ (mi), se ele for igual a zero a molécula é apolar e se for diferente de zero será polar, o calcúlo do μ será feito através dos vetores de acordo com a geometria molecular e a eletronegatividade de cada substância; o vetor sai sempre do menos eletronegativo ao mais eletronegativo:

Ex.: C - CL4 sua geometria é tetraédrica, assim os vetores irão do C ao CL formando quatro vetores para diagonal, fazendo a soma deles dara dois, apontando em direções opostas, assim dando μ=0, sendo uma molécula apolar. Ex².: H - CL geometria linear, o vetor sai do H ao CL, tendo portanto μ diferente de 0, portanto molécula polar.

Forças Intermoleculares

Forças dipolo induzido

A força dipolo induzido ou dipolo temporário ou ainda Forças de Dispersão London é uma força de atração que aparece nas substâncias formadas por moléculas apolares, no estado sólido ou líquido. A nuvem eletrônica nas moléculas apolares é uniforme, não aparecendo cargas. Essa nuvem pode sofrer deformação por ação externa, como aumento de pressão e diminuição de temperatura, provocando, então, uma distribuição desigual de cargas, o que faz com que surja um dipolo. O dipolo instantâneo induz a polarização da molécula vizinha, resultando uma atração fraca entre elas. Na química, o termo forças de van der Waals originalmente referem-se a todas as formas de forças intermoleculares; entretanto, atualmente o termo tende a se referenciar a forças intermoleculares que tratam de forças devido a polarização das moléculas. Forças relacionadas com dipolos de ângulos fixos ou médios (forças de Keesom) e livres ou rotação dos dipólos (forças de Debye), bem como deslocamentos na nuvem eletrônica (Forças de dispersão de London) eram assim nomeadas em homenagem físico holandês Johannes Diderik van der Waals, o primeiro a documentar essas interações. Em 1873, van der Waals elaborou uma equação relacionando a pressão e a temperatura de um gás com o seu volume. Para ele, a pressão deveria ser um pouco maior do que previam as equações até então adotadas, devido às forças de atração entre as moléculas do gás. A equação de Van der Waals mostrou-se mais precisa do que as equações anteriores; por isso os cientistas aceitaram dessas forças. As forças de Van der Waals são muito fracas e atuam apenas quando as moléculas estão bem próximas umas das outras. As forças de London são esquematizadas pela força dipolo-induzido, descoberta por Johannes Diderik van der Waals e Fritz London, nos seus experimentos. Essa força acontece quando uma molécula que tem seus elétrons movendo rapidamente tem um lado com mais elétrons que o outro, fazendo com que fique polarizada momentaneamente, polarizando, por indução elétrica, uma outra molécula vizinha (dipolo induzido) resultando uma atração entre ambas.

Ligação de hidrogênio

As ligações de hidrogênio são interações que ocorrem entre o átomo de hidrogênio e dois ou mais átomos, de forma que o hidrogênio sirva de "elo" entre os átomos com os quais interagem. São as interações intermoleculares mais intensas, medidas tanto sob o ponto de vista energético quanto sob o ponto de vista de distâncias interatômicas.

A ligação no hidrogênio é um dos casos especiais da tabela periódica, pois na ligação covalente ou iônica que consiste na troca ou surgimento de elétrons o hidrogênio fica estável apenas com dois elétrons na sua camada de valência. O átomo de hidrogênio, em vez de se unir a um só átomo de oxigênio, pode se unir simultaneamente a dois átomos de oxigênio, formando uma ligação entre eles. Essa ligação é chamada ponte de hidrogênio e se forma, sobretudo com os elementos muito eletronegativos (F;O;N). Entretanto esta ligação,do tipo eletrostático, não é muito firme, sendo preferível representá-la em pontilhado ou em tracejado nas fórmulas. Existem dois tipos de ponte de hidrogênio: a intramolecular e a intermolecular. A ligação intramolecular se faz na mesma molécula e a intermolecular se faz entre duas moléculas.

Por exemplo, um átomo de hidrogênio de uma molécula de água (H₂O) interage com átomos de oxigênio das moléculas vizinhas. Todas as características e propriedades físicas particulares da água resultam de sua estrutura molecular. A diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e de oxigênio gera uma separação de cargas. Assim, os átomos ligeiramente positivos de hidrogênio de uma molécula interagem com os átomos parcialmente negativos de oxigênio de outra molécula vizinha. Essas ligações criam uma cadeia que pode se rearranjar muitas vezes, permitindo que a água líquida flua em toda parte. Os átomos de hidrogênio e oxigênio podem interagir com muitos tipos de moléculas diferentes, razão pela qual a água é considerada o solvente mais poderoso conhecido. Essa ligação dá uma notável característica à água: a tensão superficial. .

As ligações de hidrogênio também existem dentro de uma mesma molécula, como nas proteínas e RNA. Em ambos os casos elas são importantes na manutenção da estrutura da macromolécula. Além disso, sua baixa energia (1 a 10 kJ/mol) permite o rompimento da ligação com o aumento da temperatura, daí os eventos de desnaturação das proteínas e do RNA, além da dissociação da dupla fita de DNA.

Observação: Hidrogênio em ponte é quando o átomo de hidrogênio está ligado a dois outros átomos por ligações covalentes, como no caso do diborano.

Componentes: Júlio, Camilla, Wilma, Yuri, Jennifer, Leiliele, Téofilo, Paulo Henrique, Anderson. 1° 07