quinta-feira, 20 de novembro de 2008

Ligações métalicas e propriedades dos metais



ligações metalicas

As ligações metálicas diferentemente das iônicas e covalentes, não têm representação eletrônica e sua representação estrutural depende de um conhecimento mais profundo dos retículos cristalinos. Os metais, em geral são representados por seus símbolos, sem indicação da quantidade de átomos envolvidos, que é muito grande e indeterminada.

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.

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.

A estrutura espacial das moléculas




A estrutura espacial das moléculas são eletricamente neutra que possui mais do que um átomo . Rigorosamente, uma molécula corresponde a uma depressão na superfície de potencial suficiente para confinar pelo menos um estado vibracional.

Um antigo conceito diz que a molécula é a menor parte de uma substância que mantém suas características de composição e propriedades químicas, entretanto tem-se conhecimento atualmente que as propriedades químicas de uma substância não são determinadas por uma molécula isolada, mas por um conjunto mínimo destas.

Muitas substâncias familiares são feitas de moléculas (por exemplo açúcar, água, e a maioria dos gases) enquanto muitas outras substâncias igualmente familiares não são moleculares em sua estrutura (por exemplo sais, metais, e os gases nobres).


Moléculas
Quando iniciou-se o estudo e formulação da teoria atômica, era dado o nome de átomo a qualquer entidade química que poderia ser considerada fundamental e indivisível. As observações no comportamento dos gases levaram ao conceito de átomo como unidade básica da matéria e relacionada ao elemento químico, desta forma, houve uma distinção da molécula como "porção fundamental de todo composto", obtida pela união de vários átomos por ligações de natureza diferente.

Basicamente, o átomo abriga em seu núcleo partículas elementares de carga elétrica positiva (prótons) e neutra (nêutrons), este núcleo atômico é rodeado por uma nuvem de elétrons em movimento contínuo (eletrosfera). A maioria dos elementos não são estáveis, por isso, quando dois átomos se aproximam, há uma interação das núvens eletrônicas entre si. Esta interação se dá também com os núcleos dos respectivos átomo, isto acaba por torná-los estáveis. Os átomos se ligam e formam agregados de moléculas.

A natureza das moléculas determina as propriedades químicas das substâncias, se caracterizam pela natureza dos átomos que as integram, pela relação de proporção entre esses átomos e pelo seu arranjo dentro de si.

Uma ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), forma uma molécula de água; dois átomos de cada um desses mesmos elementos produz peróxido de hidrogênio (H2O2), vulgarmente chamado de água oxigenada, cujas propriedades são diferentes da água.

Os átomos também se ligam em proporções idênticas, mas podem formar isômeros, que são moléculas diferentes. No álcool etílico (CH3CH2OH) e o éter metílico (CH3OCH3), é a diferença de arrumação dos átomos que estabelece ligações diferentes dentro da molécula.

A distribuição espacial dos átomos que formam uma molécula depende das propriedades químicas e do tamanho destes. Quando muito eletronegativos os átomos formam ligações classificadas como covalentes, pois apresentam aspecto equilibrado e simétrico.

Se houver maior afinidade sobre os elétrons compartilhados, a distribuição espacial é deformada e modificam-se os ângulos da ligação, que passa a ser polar. Nas ligações covalentes, os conceitos de orbital molecular e orbital atômico são fundamentais.

As possíveis combinações dos números quânticos definem o estado físico de um átomo. Podemos distinguir quatro tipos de orbitais atômicos, definidos pelo número quântico principal: s, de simetria esférica, e p, d e f, constituídos por estruturas em forma helicoidal dispostas ao longo ou entre os eixos direcionais das três dimensões.

No caso das substâncias iônicas, é nítida a diferença no que se refere à força de atração entre os elétrons, estes se deslocam de um átomo para outro. No caso do sal de cozinha, (cloreto de sódio - NaCl), no estado sólido, consiste de íons positivos de sódio e íons negativos de cloro. As forças elétricas existentes entre esses íons formam os seus cristais.

Eletronegatividade

Eletronegatividade


Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.

Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.

Podemos dizer que a eletronegatividade depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada. Já conhecemos a influência do primeiro desses fatores: quanto menor é o átomo, maior é sua capacidade de atrair elétrons, já que a distância destes ao núcleo é menor. O segundo fator se deve à tendência que os átomos possuem de se tornarem mais estáveis quando completam oito elétrons na última camada. Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos.

É o balanço entre esses fatores que determina qual, dentre dois átomos, é o mais eletronegativo. Por exemplo, o cloro tem sete elétrons na última camada e o oxigênio, seis. Se fosse considerado apenas esse fator, o cloro seria mais eletronegativo que o oxigênio por precisar de apenas um elétron para completar o octeto. Entretanto, o átomo de oxigênio é tão menor que o de cloro que essa característica acaba por superar o outro fator. Como resultado, o oxigênio se revela mais eletronegativo que o cloro. Isso nos permite dizer que, de modo geral:

Quanto menor o átomo e maior o número de elétrons na última camada, maior é sua eletronegatividade.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling uma escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o de Flúor. Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação. Por exemplo, e possível demonstrar, por experimentos, que o átomo de boro atrai os elétrons com a metade da força do flúor. Conseqüentemente, o valor da eletronegatividade do boro, nessa escala, é 4/2 = 2. Já o átomo de alumínio atrai os elétrons com três oitavos da força em relação ao flúor; isso significa que a eletronegatividade do Al na escala de Pauling é 4 . 3/8 = 1,5.

Um gráfico da eletronegatividade em função do número atômico, seria:

Eletronegatividade

A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0. A eletronegatividade não é um valor absoluto, mas sim relativo. Assim, a eletronegatividade de um elemento só é definida em termos de eletronegatividade de outros elementos. Diversas escalas foram sugeridas, incluindo as de R. S. Mullinken, L. Pauling e R.T. Sanderson. A escala de Pauling, a mais antiga, surgiu da consideração das energias necessárias para romper as ligações químicas nas moléculas. A eletronegatividade aumenta com a diminuição do tamanho atômico, tanto para elementos do mesmo período como para do mesmo grupo. Deve-se observar também que a eletronegatividade cresce com o aumento do número de elétrons de valência para os metais do Grupo I, II e III. Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas propriedades químicas dos elementos. Podemos predizer o caráter de uma ligação química observando a diferença dos valores de eletronegatividades dos elementos:

O valor da eletronegatividade cresce na tabela periódica de acordo com esquema:

Polaridade das ligações



Polaridade das Ligações

Ex: ligações covalentes

Até o momento, a ligação covalente foi definida como sendo o compartilhamento de elétrons entre dois núcleos, sem levar-se em conta a natureza deles. Existe, no entanto, diferenças marcantes neste compartilhamento.

Se for considerada a molécula do hidrogênio, onde dois átomos de hidrogênio compartilham um par de elétrons, tem-se este par sendo atraído com a mesma intensidade pelos dois núcleos. O mesmo acontece no caso da molécula de cloro.

Por outro lado, quando átomos diferentes estão ligados, nem sempre este compartilhamento será feito de forma simétrica. Por exemplo, considere-se a molécula do ácido clorídrico. Nesta molécula têm-se um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de cloro, sendo o par de elétrons atraído por ambos os núcleos. A grande diferença na eletro negatividade destes átomos resulta numa maior força de atração do par de elétrons pelo núcleo de cloro. Desta maneira, a nuvem eletrônica que forma a ligação estará distorcida, gerando uma falta de elétrons (ou carga parcial positiva) em torno ao hidrogênio e um excesso deles (ou carga parcial negativa) em torno ao cloro.

Pode-se então classificar as ligações covalentes em dois tipos: aquelas onde a nuvem eletrônica não está polarizada, formada com átomos com eletro negatividades semelhantes, e aquelas onde ela encontra-se polarizada, no caso de núcleos com eletro negatividades marcadamente diferentes. Estes dois tipos de ligação covalente são conhecidos como ligação polar e apolar.


Polaridade das moléculas


Polaridade das Moléculas: Molécula Polar: ocorre quando ha. diferença no número de ligantes e o número de nuvens eletrônicas. Moléculas Apolar: não há diferença entre o número de nuvens e ligantes, pois o elemento completou todas as ligações possíveis. Ex: H2O Coloca primeiro o elemento que estar em menor quantidade, nesse caso o Oxigênio.

     ***O***

H* *H
O oxigênio pertencente à família 6A, tem seis elétrons na ultima camada e o Hidrogênio um elétron, logo com mais um se estabiliza. Apos os 2 heterogêneos estarem estabilizados ainda sobra pares eletrônicos no oxigênio para fazer outras ligações e são estes que determinam a polaridade da molécula da água, nº de ligantes , nº de nuvens eletrônicas."Alias um assunto muito comentado pela professora Márcia que foi a estabilidade.

Forças intermoleculares

Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força intermolecular. Essas forças variam de intensidade, dependendo de molécula (polar ou apolar) o que vocês iram conferir abaixo :

Dipolo-dipolo



Considerando uma molécula de de H-Cl, temos que ocorre formação de pólos em sua estrutura, ou seja, o cloro atrairá mais o e- do que o hidrogênio, devido à sua maior eletronegatividade, sendo assim a parte do Cl ficará negativa e a parte do H ficará positiva e essa polarização será permanente. Sendo assim, considere agora várias moléculas de H – Cl. Uma molécula atrairá a outra. A parte parcialmente negativa de uma molécula atrai a parte parcialmente positiva da outra molécula e assim se dá entre todas as moléculas do líquido ou sólido formado por HCl.Esse tipo de interação entre as moléculas é característico de todas moléculas polares.