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QUÍMICA GERAL AULA 2 Prof. Marcos Baroncini Proença 2 CONVERSA INICIAL Na Aula 1, vimos a teoria sobre a estrutra dos átomos e também como representar a estrutura atômica dos elementos químicos. Agora, valendo-nos deste conhecimento, desenvolveremos nesta aula os conceitos das ligações químicas que ocorrem entre os elementos, as caraterísticas destas ligações e a influência que terão nas propriedades dos materiais de engenharia que formam. Assim, o objetivo desta aula é levar o aluno a adquirir este conhecimento e habilitá-lo a predizer algumas das propriedades dos materiais de engenharia em função das ligações que os formam. TEMA 1 – PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS Para entender melhor como funcionam as ligações químicas, temos de compreender a dinâmica envolvida entre a atração exercida do núcleo para os elétrons localizados no último nível de energia, sendo esta localização chamada de “camada de valência”. Assim, abordaremos alguns princípios fundamentais de física e química considerados importantes para esta finalidade. 1.1 Lei da Gravitação Universal Pouco se sabia sobre gravitação até o século XVII, quando Isaac Newton publicou a famosa Lei da Gravitação Universal, emseu Livro Principia Mathematica, no qual postulou que “uma partícula atrai qualquer outra partícula no universo com uma força que é diretamente proporcional ao produto de suas massas e inversamente proporcional ao quadrado da distância entre seus centros". A equação desta lei é: 𝐹 = 𝐺. 𝑚1. 𝑚2 𝑑2 Figura 1: Isaac Newton . Will Santos Realce 3 Fonte: Biography. Disponível em <https://www.biography.com/people/isaac-newton-9422656>. Acesso: 22 mar. 2018. Esta teoria, que governa a atração entre corpos celestiais, também pode ser aplicada à estrutura atômica, considerando tanto o próton quanto o elétron e o nêutron como partículas contendo massa. 1.2 Lei da Atração Eletrostática No século XVIII, o cientista francês Charles Coulomb conseguiu estabelecer experimentalmente uma expressão matemática que nos permite calcular o valor da força entre dois pequenos corpos eletrizados. Coulomb verificou que o valor dessa força (seja de atração ou de repulsão) é tanto maior quanto maiores forem os valores das cargas nos corpos, e tanto menor quanto maior for a distância entre eles. Para medir as forças, Coulomb aperfeiçoou o método de detectar a força elétrica entre duas cargas por meio da torção de um fio. A partir dessa ideia, criou um medidor de força extremamente sensível, denominado “balança de torção”. Figura 2: Charles Coulomb e sua balança de torção Fonte: Famous Scientists. Disponível em: <https://www.famousscientists.org/charles-augustin- de-coulomb/>. Acesso: 22 mar. 2018. Esta teoria, que governa a atração entre corpos eletrizados, também pode ser aplicada à estrutura atômica, considerando que o próton presente no núcleo tem carga positiva e o elétron ao redor do núcleo tem carga negativa de igual intensidade. Will Santos Realce 4 1.3 Segundo postulado da Teoria Atômica de Bohr Bohr, no segundo postulado da sua Teoria Atômica, apresentou o conceito de que “fornecendo um quantum de energia a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo, tendendo posteriormente a liberar esta energia para voltarem a seu estado de energia inicial”. É importante salientar que este conceito vale para todos os níveis de energia ao redor do núcleo, incluindo o da camada de valência. 1.4 Conceito de Eletronegatividade Em seu livro The Nature of the Chemical Bond, publicado em 1939, Linus Pauling apresentou o conceito de eletronegatividade como resultado de seus estudos sobre energias das ligações químicas, definindo-a como “a medida relativa da força de atração de átomos sobre elétrons, na formação da ligação química com outro elemento”. Inclusive, Linus Pauling apresentou uma escala desta eletronegatividade, partindo de valores qualitativos da ionicidade de ligações químicas entre elementos que obteve em seus experimentos; Esta escala é até hoje usada. A eletronegatividade é uma das propriedades periódicas que serão abordadas na aula 3, sobre Tabela Periódica. A grande importância deste conceito reside no fato de a eletronegatividade fornecer a tendência de um átomo ganhar ou perder elétrons em uma ligação química. Segundo a escala, que vai de 0,7 a 4,0, elementos de eletronegatividade entre 0,7 e 1,9 tendem a perder elétrons e elementos de eletronegatividade entre 2,0 e 4,0 tendem a ganhar elétrons. Will Santos Realce Will Santos Realce Will Santos Realce 5 Figura 3: Variação da eletronegatividade Fonte: Química, a ciência central, 2005. TEMA 2 – CÁTION, ÂNION E LIGAÇÃO IÔNICA Uma vez apresentados os princípios fundamentais de física e química no Tema 1, vamos aplicá-los para definir o que seja cátion, ânion e, em função disso, apresentar a Ligação Iônica e caracterizá-la. 2.1 Cátion e ânion Iniciaremos nossa definição partindo da premissa de que os orbitais relacionados às ligações químicas são os s e p. Também partiremos da observação de que, nas camadas de valência dos elementos, estão presentes apenas estes dois orbitais. Como no orbital s podem existir no máximo dois elétrons e no orbital p podem existir no máximo seis elétrons, é possível concluir que na camada de valência haverá de um a oito elétrons envolvidos nas ligações químicas. Vamos, então, assumir um ponto intermediário, com a camada possuindo quatro elétrons. Abaixo deste ponto intermediário haverá camadas de valência com um, dois e três elétrons. Analisando esta camada em função da Lei da Gravitação Universal e da Força de Atração Coulombiana, teremos aí uma baixa massa de elétrons e uma baixa carga negativa. Assim, os elétrons desta camada estarão fracamente ligados ao núcleo, ainda mais fracamente ligados à medida que o Will Santos Realce Will Santos Realce 6 raio atômico for aumentando. Esta observação deve ser complementada com a eletronegatividade, que aumenta à medida que a camada de valência se aproxima do núcleo de forma bastante acentuada. Assim, adicionando a estas considerações o segundo postulado da Teoria Atômica de Bohr, elementos com um a três elétrons na camada de valência terão estes elétrons fracamente ligados ao núcleo e, consequentemente, quando receberem energia, vão perdê- los, pois “pularão” para fora da estrutura atômica. Assim, passarão a ter um número menor de elétrons do que o de prótons no núcleo, passando a serem ionizados positivamente, ou seja, a se comportarem como íons de carga positiva. Estes íons de carga positiva são denominados de “cátions”. Acima do ponto intermediário haverá camadas de valência com cinco, seis e sete elétrons. Analisando esta camada em função da Lei da Gravitação Universal e da Força de Atração Coulombiana, teremos aí uma elevada massa de elétrons e uma elevada carga negativa. Assim, os elétrons desta camada estarão fortemente ligados ao núcleo, estando ainda mais fortemente ligados à medida que o raio atômico for diminuindo. Esta observação deve ser complementada com a eletronegatividade, que aumenta à medida que a camada de valência se aproxima do núcleo de forma bastante acentuada. Assim, adicionando a estas considerações o segundo postulado da Teoria Atômica de Bohr, elementos com cinco a sete elétrons na camada de valência terão estes elétrons fortemente ligados ao núcleo e, consequentemente, quando receberem energia, não irão perdê-los. Neste caso entra fortemente o conceito da eletronegatividade, pois terão uma elevada força de atração para os elétrons na ligação química. Podemos entender o que acontecerá nesta camada visualizando que todos os elétrons, ao receberem energia, tendem a pular para níveis de energia maiores. Como oselétrons desta camada de valência estão fortemente atraídos ao núcleo, não conseguirão fazer isso, mas aumentarão o raio desta camada de valência gerando uma expansão, a qual permitirá que elétrons atraídos entrem nesta camada. Assim, passarão a ter um número maior de elétrons do que o de prótons no núcleo, sendo ionizados negativamente, ou seja, comportando-se como íons de carga negativa. Estes íons de carga negativa são denominados de “ânions”. Vamos salientar que, no ponto intermediário, ou seja, na camada de valência com quatro elétrons, o comportamento de um elemento acompanhará o comportamento do elemento com o qual estiver fazendo a ligação. Assim, se Will Santos Realce Will Santos Realce Will Santos Realce Will Santos Realce Will Santos Realce 7 o elemento com o qual fará ligação se tornar cátion, ele também se tornará. Se o outro elemento virar ânion, ele também virará. Precisamos reforçar também que elementos com oito elétrons na camada de valência estão com os orbitais s e p completos, portanto, não se ligarão a outros elementos; apenas farão ligações com átomos do mesmo elemento. 2.2 Ligação Iônica É importante observar que cátions e ânions aparecem simultaneamente. Então, os elétrons que “pularam” para fora do cátion são atraídos e, consequentemente, transferidos para o ânion. Assim, sempre haverá cátions na presença de ânions devido a esta transferência de elétrons. Por atração coulombiana, os cátions e ânions sofrerão uma forte atração uns para os outros e farão uma forte ligação química. Esta ligação, por envolver íons positivos e negativos gerados pela transferência de elétrons, é denominada de “Ligação Iônica”. Portanto, a Ligação Iônica é aquela na qual cátions e ânions gerados pela transferência de elétrons ligam-se fortemente por atração coulombiana. De fato, este tipo de ligação é o de maior energia. Para exemplificar o que foi dito, vamos analisar os átomos de sódio (Na) e cloro (Cl). O sódio (Na) tem Z = 11 e A = 23. Consequentemente, terá 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons em sua estrutura atômica. Por isso podemos dizer que tem 11 elétrons distribuídos da seguinte forma: 1s2 2s2 2p6 3s1. A representação de sua estrutura atômica seria: Figura 4: Representação do átomo de sódio (Na) Will Santos Realce Will Santos Realce 8 Como possui um elétron na camada de valência, o sódio tende a perdê- lo, ficando assim: Figura 5: Representação do cátion sódio (Na1+) Na+ Repare que, ao perder o elétron, o Na passou a ter uma carga positiva a mais, pois manteve o mesmo número de prótons no núcleo e perdeu elétrons da camada de valência. Assim, passou a ser um íon com carga positiva, ou seja, um cátion Na1+. Este 1+ que aparece sobrescrito ao sódio representa uma carga positiva excedente. Podemos representar o que aconteceu de seguinte forma: Figura 6: Representação da transformação do átomo de sódio em cátion sódio O cloro (Cl) tem Z = 17 e A = 35. Consequentemente, possui 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons em sua estrutura atômica. Por isso podemos dizer que tem 17 elétrons distribuídos da seguinte forma: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. A representação de Bohr para ele seria: Will Santos Realce Will Santos Realce 9 Figura 7: Representação do átomo de cloro Como possui sete elétrons na camada de valência, o cloro tende a atrair elétrons, os quais se alocarão na sua camada de valência. Mas quantos elétrons ele pode ter inserido na camada de valência? Observe pela distribuição eletrônica que ele possui cinco elétrons no orbital p desta camada. Como no orbital p podem existir até seis elétrons, poderá completar o orbital p com o elétron faltante, ficando assim: Figura 8: Representação do ânion cloro Cl- Repare que, ao ganhar o elétron, o Cl passou a ter uma carga negativa a mais, pois manteve o mesmo número de prótons no núcleo e aumentou o número de elétrons. Assim, passou a ser um íon com carga negativa, ou seja, um ânion Cl1-. Este 1- que aparece sobrescrito ao cloro representa uma carga negativa excedente. Podemos representar o que aconteceu de seguinte forma: Will Santos Realce 10 Figura 9: Representação da transformação do átomo de cloro em ânion cloro Neste caso, o elétron que o sódio perdeu foi transferido para o cloro. Assim, temos o cátion Na1+ na presença de um ânion Cl1-. Por força de atração coulombiana, estes íons se ligarão através da Ligação Iônica. A reação global pode ser representada como: Figura 10: Representação da Ligação Iônica entre sódio e cloro formando o cloreto de sódio Fonte: Química, a ciência central, 2005. É importante ressaltar que a soma das cargas positiva e negativa deve se anular. Como a carga do íon sódio é 1+ e a carga do íon cloro é 1-, basta um íon sódio para anular a carga do íon cloro. Uma das representações mais usadas para este conceito está abaixo. A reação será descrita da seguinte forma: Na1+ + Cl1- Na+Cl- TEMA 3 – LIGAÇÃO COVALENTE Para conceituar a Ligação Covalente, devemos trabalhar a situação na qual um átomo de um elemento de eletronegatividade entre 2,0 e 4,0 se ligará a outro elemento com eletronegatividade entre 2,0 e 4,0. Neste caso, ambos Will Santos Realce 11 exercerão atração para os elétrons e, ao receberem energia, terão aumentado o raio de suas camadas de valência, gerando uma expansão que permitirá que elétrons atraídos entrem nestas camadas. Porém, nenhum elétron irá “pular” para fora de sua camada de valência. Como então entrariam nestas camadas? Neste caso haverá um “compartilhamento” de elétrons de suas camadas de valência, gerando um trecho de camada de valência comum, portanto, uma ligação de covalência, ou seja, uma Ligação Covalente. 3.1 Ligação Covalente Polar e Ligação Covalente Apolar Há que se distinguir, dentro da Ligação Covalente, quando esta ocorre com átomos de elementos diferentes e quando ocorre com átomos do mesmo elemento. Quando dois átomos de elementos diferentes fazem este tipo de ligação, ocorrerá um deslocamento da nuvem eletrônica do átomo de menor eletronegatividade para o átomo de maior eletronegatividade em função da força de atração. Assim, para a molécula formada, teremos uma região de maior concentração de elétrons e uma região de menor concentração de elétrons; neste caso, será gerada uma polarização na molécula formada. Na região de maior concentração de elétrons será gerado um polo negativo, e na região de menor concentração de elétrons será gerado um polo positivo. Assim, a ligação se denominará Ligação Covalente Polar. Quando átomos de um mesmo elemento fazem este tipo de ligação, eles compartilharão pares de elétrons, mas sem gerar deslocamento das nuvens eletrônicas. Neste caso, não será gerada polarização na molécula e a ligação se denominará Ligação Covalente Apolar. Podemos apresentar como exemplos a molécula de hidrogênio (H2) e a molécula do ácido fluorídrico (HF). O hidrogênio tem eletronegatividade 2,0 e o flúor tem eletronegatividade 4,0. A molécula de H2 não terá qualquer deslocamento de nuvem eletrônica, uma vez que é gerada pela ligação entre dois átomos do mesmo elemento, sendo então um exemplo de Ligação Covalente Apolar. A molécula de ácido fluorídrico terá deslocamento da nuvem eletrônica no sentido do hidrogênio para o flúor, pois o flúor tem eletronegatividade maior, gerando polo positivo no H e negativo no F. Will Santos Realce Will Santos Realce 12 Figura 11: Representação das Ligações Covalente Apolar e Covalente Polar Esta ligação pode ser representada pelo Modelo de Bohr, como segue: Figura 12: Representação pelo Modelo de Bohr do H2 e do HF. A vantagem da representação do Modelo de Bohr é poder visualizar o compartilhamento dos elétrons na camada de valência. 3.2 Representação de Lewis A melhor representação da Ligação Covalente éa que adota a proposta em 1916 pelo físico e químico Gilbert Newton Lewis. Lewis propôs uma representação de elementos levando em conta a localização dos elétrons em um átomo. Ele sugeriu que se representasse os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. Geralmente os elétrons são alocados nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do elemento. O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. Abaixo é apresentada uma tabela com representações de Lewis para diversos elementos. Will Santos Realce 13 Tabela 1: Representação de Lewis para diversos elementos Fonte: Química, a ciência central, 2005. Assim, as ligações covalente apolar e covalente polar que geram a molécula de hidrogênio e a molécula de ácido fluorídrico podem ser representadas da seguinte forma: Figura 13: Representação de Lewis do H2 e do HF 3.3 Ligação Dativa Devemos ainda apresentar a Ligação Covalente Dativa, também conhecida como Ligação Semipolar, Ligação Covalente Coordenada, ou simplesmente Ligação Dativa. Esta ligação é descrita como uma ligação covalente entre dois átomos, na qual um campo magnético entre os spins dos elétrons envolvidos na ligação se atraem. Spin é o movimento angular do elétron, ou seja, a rotação em torno de seu eixo central. Este spin produz um campo magnético. Uma vez que a ligação dativa seja formada, sua força e demais características não têm diferença das de outras ligações covalentes polares. 14 Esta ligação é representada por um vetor que sai do spin do elétron da molécula para o spin de elemento que se ligará a ela. Podemos exemplificar com o quarto hidrogênio presente no NH4, o qual se liga à molécula de NH3 pela Ligação Dativa: Figura 14: Representação da Ligação Dativa do H com o NH3 para formar o NH4 3.4 Ligação Molecular A Ligação Molecular tem origem em moléculas formadas pela Ligação Covalente Polar. Quando uma molécula é formada por uma Ligação Covalente Polar, serão gerados nela os polos positivo e negativo. Vamos imaginar que temos inúmeras moléculas formadas pela Ligação Covalente Polar. Nesta região, teremos uma quantidade grande de polos positivos e negativos. Tendo em mente que polos opostos se atraem tal qual as cargas opostas, porém, com menos força de atração, podemos concluir que os polos positivo e negativo de uma molécula atrairão os polos negativo e positivo de outra. Assim, ocorrerá uma atração envolvendo dois polos de cada molécula, ou seja, haverá uma força de atração dipolo-dipolo entre elas. Porém, assim como há esta força de atração entre polos opostos, haverá uma força de repulsão entre polos iguais, diminuindo a força que mantém as moléculas unidas. Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade presente nas moléculas. 15 Figura 15: Representação das ligações dipolo-dipolo Fonte: Química, a ciência central, 2005. Na Ligação Covalente, a força que mantém os elementos de uma molécula unida é uma força intramolecular. A força resultante das forças de atração e repulsão dipolo-dipolo entre moléculas é uma força intermolecular. Forças intermoleculares, portanto, são muito mais fracas do que forças intramoleculares. Assim, a energia da Ligação Molecular será bem menor que a energia de Ligação Covalente. Por exemplo, quando uma substância funde ou entra em ebulição, as Ligações Moleculares é que são quebradas, e não as Ligações Covalentes. Figura 16: Representação das ligações covalente e molecular Fonte: Química, a ciência central, 2005. Cabe ressaltar que há um caso especial de forças de atração dipolo-dipolo gerando forças intermoleculares anomalamente fortes. Isso ocorre quando há interação de um hidrogênio (H) com outro hidrogênio (H) ou de hidrogênio com flúor (F), com oxigênio (O) ou com nitrogênio (N). Assim, os pontos de ebulição de moléculas com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos. 16 TEMA 4 – LIGAÇÃO METÁLICA Para conceituar a Ligação Metálica, devemos trabalhar a situação na qual um átomo de um elemento de eletronegatividade entre 0,7 e 1,9 se ligará a outro elemento com eletronegatividade entre 0,7 e 1,9. Neste caso, ambos terão elétrons fracamente atraídos aos seus núcleos. Assim, quando receberem energia, os elétrons de suas camadas de valência irão “pular” para fora de suas estruturas atômicas. Consequentemente, passarão a existir cátions envolvidos por elétrons. Estes elétrons, então, manteriam os cátions ligados em uma estrutura molecular. Assim, a Ligação Metálica é aquela no qual cátions são mantidos em uma estrutura molecular por elétrons presentes no meio. A Ligação Metálica requer que os orbitais atômicos em um átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. À medida que o número de orbitais aumenta, seu espaçamento de energia diminui e eles se ligam. O número de elétrons não preenche completamente a banda de orbitais, o que faz com que se comportem como elétrons livres. Consequentemente, os elétrons podem ser promovidos para bandas de energia desocupadas. Uma vez que as diferenças de energia entre os orbitais são pequenas, a promoção de elétrons ocorre com um pequeno gasto de energia. A melhor forma de visualizar como ocorre a Ligação Metálica é através do modelo de Mar de Elétrons. Neste modelo, conforme já visto, há uma fraca energia de atração dos elétrons ao núcleo. Assim, com aplicação de energia, estes elétrons se desprendem e ficam no meio, formando um “mar de elétrons”. Os elementos que perderam os elétrons viram cátions, e este mar de elétrons mantém os cátions gerados presos na estrutura. Figura 17: Representação da Ligação Metálica usando o modelo de Mar de Elétrons Fonte: Química, a ciência central, 2005. Cabe ressaltar que existe também a Ligação Mista, que é a união de mais de um tipo de ligação atômica. Podemos, desse modo, ter uma molécula gerada agenc Realce agenc Realce agenc Realce 17 por Ligação Mista envolvendo as ligações iônica e covalente, iônica e metálica, molecular e iônica, metálica e molecular, ou até iônica, covalente e metálica, por exemplo. Neste caso, a molécula formada terá suas características resultantes das ligações envolvidas. TEMA 5 – TIPOS DE LIGAÇÃO QUE FORMAM OS MATERIAIS DE ENGENHARIA E PROPRIEDADES QUE CONFEREM A ELES Uma vez apresentados os tipos de ligações químicas que podem ocorrer entre dois ou mais elementos, cabe apresentar os tipos de ligação que formam os materiais de engenharia e as propriedades que estas ligações conferem a eles. 5.1 Ligações que geram os materiais cerâmicos As ligações que formam os materiais cerâmicos são a Ligação Iônica e a Covalente. Assim, podemos afirmar que os cerâmicos são formados por Ligação Mista envolvendo as ligações Iônica e Covalente. Vamos recordar que a Ligação Iônica é o tipo de ligação gerada pelo deslocamento de elétrons do átomo de um elemento de baixa eletronegatividade para o átomo de um elemento de elevada eletronegatividade, o que origina íons positivos (cátions) e negativos (ânions) que se unem por força de atração coulombiana. É o tipo de ligação de maior energia. Figura 18: Representação da energia de Ligação Iônica Fonte: Mahan; Bruce; Myers, 1995. agenc Realce agenc Realce agenc Realce 18 Vamos também recordar que a Ligação Covalente é o tipo de ligação resultante do compartilhamento de elétrons entre átomos de elevada eletronegatividade, através da atração de elétrons das nuvens eletrônicas para os núcleos uns dos outros. Pode envolver átomos de um mesmo elemento ou átomos de elementos diferentes. É uma ligação de energia de rede também elevada, sendo um pouco inferior à da Ligação Iônica. Pode gerar moléculas apolares (quando envolverem átomos do mesmo elemento)ou moléculas polares (quando envolverem elementos diferentes). As estruturas polares são resultantes da assimetria na distribuição dos elétrons na nuvem eletrônica entre os átomos ligados. Figura 19: Representação da energia de Ligação Covalente Fonte: Mahan, Bruce, Myers (1995). Como os materiais cerâmicos são formados por ligações iônicas e covalentes, apresentarão estrutura de forte energia de rede. Uma das consequências é a de que, como as energias de ligação são muito altas, os átomos estarão mais próximos, resultando em estruturas compactas, com baixo teor de vazios. Em função disso, serão materiais duros e suscetíveis à fratura. Ainda como consequência de serem resultantes destas ligações de elevada energia de rede, estes materiais demandarão uma energia extremamente alta para romperem as ligações que os formaram. Assim, apresentarão elevado ponto de fusão. Como todos os elétrons envolvidos nas ligações ou foram deslocados de um elemento para outro ou foram compartilhados, não possuirão elétrons livres. Como os elétrons são os responsáveis pela condução do calor e da eletricidade, isto torna os materiais cerâmicos isolantes térmicos e elétricos. agenc Realce agenc Realce 19 5.2 Ligação que gera os materiais poliméricos (plásticos de engenharia) O tipo de ligação que forma os plásticos de engenharia é a Ligação Molecular. Vamos lembrar que esse é o tipo de ligação que ocorre por força de atração entre dois polos permanentes, gerados pela assimetria na distribuição de elétrons nas nuvens eletrônicas de átomos ligados de forma covalente. A força de atração entre moléculas ligadas desta forma é a de menor energia, tendo sido estudada por Van der Waals e, portanto, também conhecida como Força de Van der Waals. Cabe aqui fazer um parêntese sobre as reações que geram os plásticos de engenharia. Os plásticos de engenharia, ou polímeros, podem ser formados por reações de adição e por reação de condensação. A reação de adição normalmente envolve moléculas polares iguais, que são adicionadas umas às outras sem a geração de subprodutos, conferindo estruturas lineares aos polímeros formados. A reação de condensação envolve normalmente moléculas polares diferentes que são condensadas, gerando subprodutos e conferindo estruturas ramificadas aos polímeros formados. Como nas estruturas ramificadas há um incremento na força de atração dipolo-dipolo, que chega a ser exponencial em comparação à atração de estruturas lineares, os polímeros formados por condensação são mais duros e de maior ponto de fusão que os gerados por estruturas lineares. Mesmo assim continuam sendo produtos do tipo de ligação de menor energia. Pela baixa energia de ligação, são materiais de baixo ponto de fusão, mais moles que os outros materiais e mais flexíveis. Porém, em função do grau de ramificação que os polímeros gerados por reação de condensação poderão apresentar, chegarão à resistência mecânica equiparável à dos metais, podendo substituí-los em algumas aplicações. Como a origem de suas ligações vem da relação entre moléculas formadas por Ligação Covalente Polar, todos os elétrons estarão compartilhados. Por não possuírem elétrons livres, são isolantes térmicos e elétricos. 5.3 Ligação que gera os materiais metálicos O tipo de ligação que forma os materiais metálicos é a Ligação Metálica. Vamos lembrar que esse é o tipo de ligação caracterizada por forças interatômicas relativamente intensas com origem na partilha, entre cátions, de agenc Realce agenc Realce 20 elétrons posicionados na nuvem eletrônica de forma deslocalizada. Vamos lembrar também que este tipo de ligação requer que os orbitais atômicos em um átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. Quando estes orbitais interagem, os elétrons da camada de valência não conseguem preenchê-los, o que faz com que se comportem como elétrons livres. O modelo mais simples que explica esta ligação é o modelo de Mar de Elétrons, pelo qual uma rede de cátions é envolta por um “mar de elétrons”. Os elétrons estão confinados à estrutura por atração eletrostática aos cátions. Entretanto, os elétrons são móveis, pois não estão nem compartilhados entre dois elementos, nem transferidos de um elemento para outro, sequer estando confinados a um cátion específico. É uma ligação de energia de rede que varia de forma diretamente proporcional à quantidade de elétrons de valência envolvidos na ligação. Em função desta característica da Ligação Metálica, os metais formados podem possuir durezas bastante altas, como os ferros fundidos dos trilhos de trem, mas também podem possuir durezas baixas, como o alumínio ou o cobre. Por outro lado, poderão possuir elevada plasticidade, como o cobre, ou nenhuma plasticidade, como o ferro fundido. Poderão também apresentar elevados pontos de fusão, como o ferro gusa produzido nos altos-fornos metalúrgicos, mas também baixo ponto de fusão, como o mercúrio presente nos termômetros. Assim, podemos afirmar que a Ligação Metálica confere aos metais dureza, plasticidade e ponto de fusão variáveis, em função da densidade de elétrons deslocalizados presentes na ligação. Como possuem elétrons livres, são bons condutores de calor e eletricidade. 5.4 Ligação que gera os compósitos e os novos materiais Antes de tratarmos do tipo de ligação que forma os compósitos e os novos materiais, devemos tratar da origem destes materiais de engenharia. Estes materiais foram e estão sendo desenvolvidos até os dias atuais, em função da necessidade da melhoria de propriedades que os materiais de engenharia precisam para acompanhar as inovações tecnológicas. Por exemplo, em alguns projetos, um material deverá ter dureza e plasticidade. Como alcançar isso? Assim, os engenheiros começaram a produzir materiais formados por mais de um tipo de ligação. agenc Realce agenc Realce 21 Portanto, o tipo de ligação que forma os compósitos e os novos materiais é a Ligação Mista. Vamos lembrar que a Ligação Mista é a união de mais de um tipo de ligação. Podemos, então, ter um material gerado por Ligação Mista envolvendo as ligações iônica e covalente, iônica e metálica, molecular e iônica, metálica e molecular, ou até iônica, covalente e metálica, por exemplo. Neste caso, este material terá suas características resultantes das ligações envolvidas. FINALIZANDO Com os conhecimentos apresentados nesta aula, conferimos ao aluno o entendimento dos tipos de ligação que podem ocorrer entre os elementos químicos, bem como a compreensão da forma como ocorrem, suas características e propriedades. Também apresentamos as maneiras de representar estas ligações. Pudemos, enfim, predizer algumas propriedades que os materiais de engenharia apresentarão em função dos tipos de ligação que os geraram. Este conhecimento é de grande utilidade e será usado adiante nos cursos de engenharia e na vida profissional. 22 REFERÊNCIAS CALLISTER, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 5. ed. São Paulo: LTC, 2002. MAHAN, H.; BRUCE, M. & MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1995. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. v. 1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994. SMITH, W. F. Princípios de ciência e engenharia dos materiais. 3. ed. São Paulo: McGrawHill, 1998. THEODORE, l. B.; LEMAY, E. H. Jr. & BURSTEN, E. B. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005. VAN VLACK, L. H. Princípios de ciência e tecnologia dos materiais. 5. ed. Rio de Janeiro: Editora Campus, 1984.
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