Química Tecnológica
Química Geral e Orgânica:
uma abordagem para Química Tecnológica
Filipe Martel de Magalhães Borges
Salete Martins Alves
Tatiana de Campos Bicudo
Projeto Institucional
Edital nº 015/2010/CAPES/DED
Fomento ao uso de tecnologias de comunição e informação nos cursos de graduação
Química Geral e Orgânica:
uma abordagem para Química Tecnológica
Filipe Martel de Magalhães Borges
Salete Martins Alves
Tatiana de Campos Bicudo
Química Tecnológica
Química Geral e Orgânica:
uma abordagem para Química Tecnológica
Natal – RN
Janeiro/2011
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
FICHA TÉCNICA
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
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
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
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
Módulo matemático
Joacy Guilherme de A. F. Filho
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
IMAGENS UTILIZADAS
Acervo da UFRN
www.depositphotos.com
www.morguefile.com
www.sxc.hu
Encyclopædia Britannica, Inc.
Revisão das Normas da ABNT
Verônica Pinheiro da Silva
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
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Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa do Ministério da Educacão – MEC
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 modalidade 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 REFLETE 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
Sumário
Aula 1 – Entendendo a Tabela Periódica
07
Aula 2 – Ligações químicas
33
Aula 3 – Química para combustíveis e lubrificantes
69
Entendendo a tabela periódica
Aula
1
Aula 1
Química Tecnológica
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
1
Entender como surgiu a tabela periódica.
2
Conhecer a terminologia da tabela periódica e sua importância para a química.
3
Prever características dos elementos baseados na posição
em que ocupam da tabela periódica.
Aula 1
Química Tecnológica
9
Aula 1
Química Tecnológica
A tabela periódica:
um breve histórico
C
omo surgiu a tabela periódica? Será que ela existe há muito tempo? Quem a desenvolveu? 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), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a Antiguidade, outros elementos como arsênio (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 substância 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 propriedades 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.
Aula 1
Química Tecnológica
11
REIHEN
TABELLE II
GRUPPE I.
GRUPPE II.
GRUPPE III.
R2O
RO
R2O3
4
5
6
7
8
GRUPPE V.
RH3
R2O5
GRUPPE VI.
RH2
RO4
GRUPPE VII.
RH
RO4
C = 12
N = 14
O = 16
F = 19
V = 51
As = 75
Nb = 94
Sb = 122
S = 32
Cr = 52
Se = 78
Mo = 96
Te = 125
Cl = 35,5
Mn = 55
Br = 80
= 100
J = 127
Ta = 182
W = 184
GRUPPE VIII.
RO4
H=1
1
2
3
GRUPPE IV.
RH4
RO2
Li = 7
Be = 9,4
Na = 23
K = 39
Mg = 24
Ca = 40
Al = 27,3
= 44
(Cu = 63)
Rb = 85
Zn = 65
Sr = 87
= 68
?Yt = 88
(Ag = 108)
Cs = 133
Cd = 112
Bd = 137
In = 113
?Di = 138
9
10
( )
11
Au = 199
B = 11
?Er = 178
Hg = 200
12
Tl = 204
Sl = 28
Ti = 48
= 72
Zr = 90
Sn = 118
P = 31
Fe = 56, Co = 59,
Ni = 59, Cu = 63.
Ru = 104, Rh = 104,
Pd = 106, Ag = 108.
?Ce = 140
?La = 180
Pb = 207
Th = 231
Bi = 208
Os = 195, Tr = 197,
Pt = 198, Au = 199.
U = 240
Figura 1 – Tabela periódica de Mendeleev (1871)
Fonte: Maia e Bianchi (2007)
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 elementos. 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.
A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequencialmente, 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,
12
Aula 1
Química Tecnológica
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?
1
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.
Aula 1
Química Tecnológica
13
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, atualmente 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
Número possível
de elétrons dentro
da subcamada
Número máximo
de elétrons para
as camadas
Camada
eletrônica
Subcamadas
disponíveis
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.
14
Aula 1
Química Tecnológica
1s 2
2s 2
2p 6
3s 2
3p 6
3d 10
4s 2
4p 6
4d 10
4f 14
5s 2
5p 6
5d 10
5f 14
6s 2
6p 6
6d 10
7s 2
7p 6
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 capacidade de elétron do subnível, considerando que restaram apenas 2 elétrons para completar o
último subnível 3p.
Vamos praticar a distribuição eletrônica?
2
Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos: Ca, F, W, Br e Ni.
Aula 1
Química Tecnológica
15
A construção da tabela periódica
Aumento no caráter metálico
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).
1A
1
1
H
3
Li
11
Na
19
K
37
Rb
55
Cs
87
Fr
Aumento no caráter metálico
2A
2
4
Be
12
Mg
20
Ca
38
Sr
56
Ba
88
Ra
8B
3B
3
4B
4
5B
5
6B
6
7B
7
8
9
10
1B
11
2B
12
21
Sc
39
Y
71
Lu
103
Lr
22
Ti
40
Zr
72
Hf
104
Rf
23
V
41
Nb
73
Ta
105
Db
24
Cr
42
Mo
74
W
106
Sg
25
Mn
43
Tc
75
Re
107
Bh
26
Fe
44
Ru
76
Os
108
Hs
27
Co
45
Rh
77
Ir
109
Mt
28
Ni
46
Pd
78
Pt
110
29
Cu
47
Ag
79
Au
111
30
Zn
48
Cd
80
Hg
112
57
La
89
Ac
58
Ce
90
Th
Metais
Metaloides
59 60 61 62 63
Pr Nd Pm Sm Eu
91 92 93 94 95
Pa U Np Pu Am
64 65
Gd Tb
96 97
Cm Bk
3A 4A 5A 6A
13 14 15 16
5
6
7
8
B
C
N
O
13 14 15 16
Al Si P
S
31 32 33 34
Ga Ge As Se
49 50 51 52
In Sn Sb Te
81 82 83 84
Tl Pb Bi Po
114
116
8A
18
7A
2
17 He
9
10
F Ne
17 18
Cl Ar
35 36
Br Kr
53 54
I Xe
85 86
At Rn
66 67 68 69 70
Dy Ho Er Tm Yb
98 99 100 101 102
Cf Es Fm Md No
Não metais
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 possuem 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:
16
Aula 1
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.
Química Tecnológica
Elementos de transição (grupos B) - o último elétron é colocado no subnível d e na penúltima 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).
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
5d
6p
7s
6d
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
4f
5f
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 adicionado 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 ns2np1 e se for do grupo 17 terá a configuração ns2np5.
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.
Aula 1
Química Tecnológica
17
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 propriedades 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.
18
7˚
7
8
9
10
11
12
Sc
Zn
Y
Cd
La
Elementos de Transição
Hg
Ac
17
O
F
Uub
He
Gases Nobres
6
16
N
Halogênios
5
15
C
Calcogênios
6˚
4
14
B
Família do Azoto
5˚
3
13
Família do Carbono
4˚
Be
Metais
Alcalinoterrosos
3˚
2
Li
Metais Alcalinos
1˚
2˚
H
Família do Boro
1
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos
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.
18
Aula 1
Química Tecnológica
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 elementos 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 (Na2B4O7·10H2O)
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 carbonatos 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
Aula 1
Química Tecnológica
19
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 palavra 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
(H2SO4), que a indústria química produz em maior quantia.
O polônio, elemento radiativo, foi isolado em 1898 por Marie e Pierre Curie, que o separaram 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 combinam 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 abundante 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.
20
Aula 1
Química Tecnológica
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 naturalmente 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 catalíticos 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 actinídeos. 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?
3
1
Como está dividida a tabela periódica?
2
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?
Aula 1
Química Tecnológica
21
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)
22
Aula 1
Química Tecnológica
Dê o nome de um metaloide do quarto período.
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 elementos 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).
Raio atômico médio
d
Raio = d/2
/2
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).
Aula 1
Química Tecnológica
23
F
64
Cl 99
Br 114
I
133
At 140
Raio atômico (×10 -10 cm)
Raio atômico (pm)
Cs
K
2,5
Na
2,0
1,5
Rb
Li
1,0
5
10 20 30 40 50 60 70 80 90
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)
24
Aula 1
Química Tecnológica
Primeira energia de ionização (kJ/mol )
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.
2.500
He
Ne
2.000
Ar
Kr
1.500
Xe
H
Rn
1.000
500
0
Li
Na
K
10
20
Rb
03
40
Cs
50
60
70
80
90
Número atômico (Z )
Figura 8 – Primeiras energias de ionização
De uma forma geral, os metais têm energias de ionização mais baixas do que os não metais. 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.
Aula 1
Química Tecnológica
25
Afinidade eletrônica
Já vimos que um átomo pode perder um ou mais elétrons, mas uma nova pergunta surge: será
que ele pode receber elétrons?
Um átomo também pode receber um elétron produzindo um íon negativo:X(g) + e- → X- (g).
Esse processo é normalmente acompanhado por uma liberação de energia e tal quantidade mede
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.
Quando um elétron é adicionado ao flúor, por exemplo, ocorre a liberação de 328 kJ/mol. Desse
modo, dizemos que a afinidade eletrônica do flúor é -328 kJ/mol (o sinal negativo indica que a energia
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
afinidade eletrônica do átomo (mais negativa a variação de energia). No entanto, nem todos os átomos
possuem afinidade eletrônica negativa, pois para esses átomos, a energia envolvida na entrada de um
elétron em sua eletrosfera é positiva (ou seja, absorvida).
A periodicidade na afinidade eletrônica é demonstrada na Figura 9. Embora o comportamento não
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.
+400
Afinidade eletrônica (kJ/mol )
+300
Be
Mg
+200
Ca
+100
0
−100 H
He
Ar
Ne
N
B
Al
Li
P
Na
C
−200
O
K
Si
S
−300
F
−400
5
Cl
10
15
20
Número atômico (Z)
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
26
Aula 1
Química Tecnológica
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 (19011994), 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.
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
2,2
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
3,0t
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
Ti
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
He
Figura 10 – Escala de eletronegatividade de Pauling
Aula 1
Química Tecnológica
27
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
Grupo 1
(metais alcalinos)
Grupo 2
(metais
alcalinoterrosos)
Grupo 13
28
Aula 1
Química Tecnológica
Propriedades Físicas
- 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.
Propriedades Químicas
- 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.
- 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
- São mais duros e mais densos que os
terem configuração eletrônica de valência ns2.
metais alcalinos.
- Quando reagem com a água formam
- Têm brilho metálico quando recentemente
compostos alcalinos e libertam hidrogênio
polidos.
(apenas o berílio não reage com a água).
- Conduzem bem o calor e a eletricidade.
- 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.
- 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+).
Grupo 14
- Não formam compostos iônicos.
-Os elementos metálicos desse grupo não
- São todos sólidos à temperatura
reagem com a água, mas reagem com
ambiente.
ácidos liberando hidrogênio gasoso.
- O carbono é um não metal.
- Têm configuração eletrônica de valência
- O silício e o germânio são semimetais.
ns2np2.
- O estanho e o chumbo são metais.
- Formam compostos nos dois estados de
oxidação +2 e +4.
Grupo 15
- 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 (P4O6 e P4O10).
- 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.
- 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.
Grupo 16
(calcogênios)
Grupo 17
(halogênios)
Grupo 18
(gases nobres)
- O oxigênio existe sob a forma de molécula
diatômica simples (O 2), o enxofre e o
- O oxigênio é o único que se encontra no selênio existem como unidades (S8 e Se8).
estado gasoso à temperatura ambiente; os - O telúrio e o polônio têm estruturas muito
extensas.
outros são todos sólidos.
- O oxigênio, o enxofre e o selênio são não - Formam um grande número de compostos
metais.
moleculares com não metais, especialmente
- O telúrio e o polônio são semimetais.
o oxigênio.
- Formam íons dinegativos, pois
facilmente captam dois elétrons, por terem
configuração eletrônica de valência ns2np4.
- 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 gases incolores e inodoros.
- 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.
- 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).
Aula 1
Química Tecnológica
29
4
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.
Resumo
Nesta aula, você aprendeu que a lei periódica estabelece que as propriedades 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 atômico, 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.
30
Aula 1
1
É possível a existência de elementos radioativos naturais? Cite dois exemplos.
2
De que maneira a atual tabela periódica serve como guia para escrever as configurações eletrônicas?
3
Qual é a configuração eletrônica para a camada de valência dos grupos 1, 2 e 17?
Química Tecnológica
4
Para melhorar a tenacidade, a resistência a corrosão e também a resistência mecânica, costuma-se colocar vanádio como constituinte do aço. Faça a distribuição
eletrônica do vanádio (Z=23) e encontre sua posição na tabela periódica.
5
Qual das duas espécies possui a maior energia de ionização: potássio (K) ou iodo
(I)? Explique sua resposta.
6
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.
Anotações
Aula 1
Química Tecnológica
31
Anotações
32
Aula 1
Química Tecnológica
Ligações químicas
Aula
2
Aula 2
Química Tecnológica
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
1
Definir os conceitos associados às ligações químicas (símbolo de Lewis, regra do octeto e eletronegatividade).
2
Compreender e diferenciar os tipos de ligações químicas.
3
Associar as ligações químicas às propriedades das substâncias e suas energias.
Aula 2
Química Tecnológica
35
Aula 2
Química Tecnológica
Considerações iniciais
O
Ep/kJ.mol −1
s átomos de quase todos os elementos podem se combinar, formando ligações e gerando 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 compartilhando 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.
Distância
interatômica /pm
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 relação 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, consequentemente, aplicações tão variadas? Estudaremos as ligações que formam essas substâncias.
Aula 2
Química Tecnológica
37
Aspectos gerais
2500
2000
1500
o
1000
iz a
io n
de
da e
ner g
ia de
er
4A
5A
io ni z
en
3A
en t o
6A
aç ão
7A
da
A um
gi a
2A
8A
nto
1A
me
0
çã
500
Au
Energia de ionização (kJ/mol)
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 intimamente 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) + eEI (1)
Cl(g) + e → Cl(g)ΔE (2)
Figura 2 – As primeiras energias de ionização para os elementos representativos
Fonte: Brown et al (2005).
38
Aula 2
Química Tecnológica
H
−73
He
>0
Li
−60
Be
>0
B
C
−27 −122
O
F
−141 −328
Ne
>0
Na
−53
Mg
>0
Al
Si
P
S
Cl
−43 −134 −72 −200 −349
Ar
>0
K
−48
Ca
−2
Ga Ge As
Se
Br
−30 −119 −78 −195 −325
Kr
>0
Rb
−47
Sr
−5
In
Sn
Sb
Te
I
−30 −107 −103 −190 −295
Xe
>0
1A
2A
3A
8A
4A
N
>0
5A
6A
7A
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.
Aula 2
Química Tecnológica
39
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.
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 estando 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 formação 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.
40
Aula 2
Química Tecnológica
Na +(g) + Cl(g)
Afinidade eletrônica do Cl −349 KJ
496 KJ Energia de ionização do Na
Na(g) + Cl −(g)
Na(g) + Cl(g)
122 KJ Energia de dissociação do Cl 2
Na(g) + 1 Cl 2(g)
2
108KJ Energia de sublimação do Na
Na(s) + 1 Cl 2(g)
2
Energia de formação
Energia de rede −788KJ
−411KJ
NaCl(s)
Energia de
Energia de
sublimação
Na(s)
ionização
Na(g)
Na +(g)
−
−
Cl2(g)
Energia de
Afinidade
dissociação
eletrônica
Cl(g)
−
Energia
reticular
−
−
NaCl(s)
−
Cl−(g)
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.
Cl −
Na+
Figura 5 – Fragmento do sólido iônico NaCl
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Aula 2
Química Tecnológica
41
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 (coulômbica) 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 espontaneamente. 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.
1
2
13
He
Li
Be
B
14
2
Ne
Na
Mg
Al
3
Ar
K
Ca
Ga
4
Kr
Rb
Sr
In
Sn
5
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb
6
Rn
Fr
Ra
7
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
Possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os ânions são, respectivamente:
a) (1) 1 : 1 (2) 2 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 2
42
Aula 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
Química Tecnológica
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)
O magnésio ([Ne]3s2) forma Mg2+, que tem a configuração do neônio ([He]2s22p6). Os
íons Mg2+ não perdem mais elétrons em uma reação química porque as energias de ionização 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.
18
H
He
1
F
Ne
2
S
Cl
Ar
3
As
Se
Br
Kr
4
Sb
Te
I
Xe
5
Bi
Po
At
Rn
6
14
15
16
17
C
N
O
Si
P
Ge
Figura 7 – Átomos de não metais atingindo estrutura de um gás nobre
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Aula 2
Química Tecnológica
43
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
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]3d64s2), 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 envolveria acomodação de elétrons em uma camada com uma energia maior, conforme mostra
a Figura 8. Por exemplo, o nitrogênio tem configuração eletrônica [He]2s22p3, possuindo
5 elétrons na camada de valência e para atingir a configuração de um gás nobre precisa
ganhar 3 elétrons. Veja a Figura 8.
44
Aula 2
Química Tecnológica
2p
2p
2s
2s
N[He] 2s 2 2p 3
N 3−[He] 2s 2 2p 6
Figura 8 – Configuração eletrônica do N e N3Fonte: 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.
Aula 2
Química Tecnológica
45
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 alcalinos nos quais aparece formando ânions com o oxigênio (XeO64-, no Na4XeO6). 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.
46
Aula 2
Química Tecnológica
Tabela 2 – Símbolos de Lewis e valências de alguns elementos
Números de
elétrons de
valência
1
2
3
4
5
6
7
8
Período 2
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Período 3
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Al
Saiba mais
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.
Aula 2
Química Tecnológica
47
O símbolo de Lewis para o oxigênio, por exemplo, representa a configuração dos elétrons
de valência 2s22p4, 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.
1s
2s
2p
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:
a
b
Cl + Ca + Cl
Cl − Ca 2+ Cl −
Cl + Na
Na + Cl −
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).
48
Aula 2
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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
Aula 2
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49
4
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.
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
50
Aula 2
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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.
Figura 12 – Compartilhamento de elétrons da molécula do cloro
Fonte: Brown et al (2005).
5
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.
Aula 2
Química Tecnológica
51
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.
Cl
+ Cl
Cl Cl
, ou
Cl
Cl
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.
P
Cl
Cl
Cl
Figura 14 – Estrutura de Lewis para os átomos de P e Cl
Fonte: Atkins e Jones (2009).
52
Aula 2
Química Tecnológica
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.
Cl P Cl
Cl
Cl P Cl
Cl
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.
b
a
Cl P Cl
Cl P Cl
ou
Cl
ou
O C O
Cl
O
C
O
c
H
C
C
H
ou
H
C
C
H
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
Aula 2
Química Tecnológica
53
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: procuramos 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 remanescentes 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, H2O.
Conte os elétrons de valência;
H2O
1+1+6=8
Conte os pares de elétrons;
4
Arranje os átomos;
HOH
Localize os pares de elétrons
da ligação;
H O H
1
2
3
Identifique os pares de elétrons
ainda não localizados;
54
Aula 2
Química Tecnológica
(2)
4
Complete os octetos;
H O H
5
Desenhe as ligações.
H
O
H
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 deslocalizados por todo o anel. Veja a Figura 17.
ou
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.
Aula 2
Química Tecnológica
55
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 próximos 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 contínuo 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.
56
Aula 2
Química Tecnológica
Característica da ligação iônica / %
100
50
0
0,0
0,5
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
Diferença na eletronegatividade entre os átomos
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.
N
O
N
O
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.
Aula 2
Química Tecnológica
57
F
B
F
F
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.
Grupo 14
SiF5−
−
F
F
Grupo 16
Grupo 17
Grupo 18
PF5
SF4
CIF3
XeF2
F
F
Si
Grupo 15
F
P
F
2−
F
F
F
F
P
F
F
−
F
F
F
F
Xe
F
F
SF6
BrF5
F
F
S
F
Cl
F
F
F
F
F
PF6−
F
F
S
F
SiF62−
Si
F
F
F
F
F
F
F
F
F
Br
F
XeF4
F
F
F
F
Xe
F
F
F
Figura 22 – Estruturas de Lewis em que o átomo central excede um octeto
Fonte: Atkins e Jones (2009).
58
Aula 2
Química Tecnológica
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
H2O
Solvente universal
Ácido Clorídrico
HCl
Limpeza de pisos
Butano
C4H10
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 principalmente 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
Aula 2
Química Tecnológica
59
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 elétrons 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).
60
Aula 2
Química Tecnológica
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.
Tríade do
cromo
3
4
5
6
21 22 23 24
Sc Ti V Cr
39 40 41 42
Y Zr Nb Mo
71 72 73 74
Lu Hf Ta W
7
25
Mn
43
Tc
75
Re
Tríade do
cobre
8
9
10 11 12
26 27 28 29 30
Fe Co Ni Cu Zn Primeira série de transição ( 3d)
44 45 46 47 48
Ru Rh Pd Ag Cd Segunda série de transição ( 4d)
76 77 78 79 80
Os Ir Pt Au Hg Terceira série de transição ( 5d)
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
3d14s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
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).
Aula 2
Química Tecnológica
61
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Estado de oxidação mais comum
+8
+6
+4
+2
0
[18Ar]
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
3d 14s 2
3d 24s 2
3d 34s 2
3d 54s 1
3d 54s 2
3d 64s 2
3d 74s 2
3d 84s 2
3d 104s 1
3d 104s 2
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.
62
Aula 2
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.
Química Tecnológica
7
1
Descreva as propriedades características de um metal típico.
2
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.
a)
Marque a alternativa CORRETA:
Apenas I, II e IV estão corretas.
c)
Apenas II, IV e V estão corretas.
b)
Apenas I, III e V estão corretas.
d)
Apenas II e V estão corretas.
3
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.
4
I)
Associe a coluna da esquerda com a coluna da direita, informando quais os metais
presentes nas soldas abaixo:
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
Aula 2
Química Tecnológica
63
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 dissociação 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
Ligações simples
C
C
C
C
C
C
C
C
C
H
C
N
O
F
Cl
Br
I
S
413
348
293
358
485
328
276
240
259
Si
Si
Si
Si
Si
H
Si
C
O
Cl
323
226
301
368
464
N
N
N
N
N
N
H
H
H
H
H
H
N
O
F
Cl
Br
H
F
Cl
Br
I
391
163
201
272
200
243
436
567
431
366
299
O
O
O
O
O
H
O
F
Cl
I
463
146
190
203
234
S
S
S
S
S
H
F
Cl
Br
S
339
327
253
218
266
F
F
155
Cl
Cl
F
Cl
253
242
Br
Br
Br
F
Cl
Br
237
218
193
I
I
I
Cl
Br
I
208
175
151
Ligações múltiplas
C
C
C
C
C
C
64
Aula 2
Química Tecnológica
C
C
N
N
O
O
614
839
615
891
799
1.072
N
N
N
N
N
O
418
941
607
495
O2
S
S
O
S
523
418
Fonte: Brown et al (2005, p. 277).
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) → CH3Cl(g) + HCl(g)
C
+ Cl
H +H
H H
ΔHr = ?
+ Cl
Cl
2 Formação
1 Quebras
C H e Cl
ligações
C Cl e H
ligações
Cl
Entalpia (H)
ΔH1 > 0
H
C
H
H + Cl
Cl
ΔH2 < 0
Cl
H
Cl
ΔHr
C
H
H
H + H Cl
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.
Aula 2
Química Tecnológica
65
Resumo
Nesta aula, você aprendeu conceitos sobre as ligações químicas. Aprendeu 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, eletronegatividade e afinidade eletrônica, e que elas ajudam a entender as ligações. Finalmente,
estudamos as energias associadas às ligações.
Autoavaliação
Que tal verificarmos o que você aprendeu neste módulo? Preparamos para você exercícios 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
a)
Covalente, de fórmula XY.
b)
Covalente, de fórmula X2Y.
c)
Covalente, de fórmula XY2.
d)
d) Iônico, de fórmula XY.
e)
Iônico, de fórmula XY2.
2
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.
66
Aula 2
Química Tecnológica
3
4
5
A água (H2O), o sal de cozinha (NaCl) e o metano principal componente do GLP
(C4H10), substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de alimentos, 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 (Al2O3)
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.
Aula 2
Química Tecnológica
67
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
Anotações
68
Aula 2
Química Tecnológica
Química para
combustíveis e lubrificantes
Aula
3
Aula 3
Química Tecnológica
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. Adicionalmente, faremos uma breve introdução sobre as principais funções orgânicas dos compostos 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
1
Revisar as principais funções orgânicas presentes nos
combustíveis e lubrificantes.
2
Compreender a origem da energia nos combustíveis.
3
Entender quimicamente os processos de interações químicas responsáveis por diversas propriedades dos combustíveis e lubrificantes.
Aula 3
Química Tecnológica
71
Aula 3
Química Tecnológica
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 fatores 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 características 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 organismos 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.
Aula 3
Química Tecnológica
73
Saiba mais
Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) – Grande
químico sueco que se firmou como um dos fundadores 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 elementos, 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 isomeria, 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.
Saiba mais
Friedrich Wöhler (1800-1882) – Grande
químico alemão, precursor no campo da Química
Orgânica, famoso por sua síntese do composto 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 laboratório a partir de matéria inorgânica.
Fonte: <http://portalcienciaecultura.blogspot.com/>. Acesso em: 14 mar. 2011.
NH4+ CNO
Cianato de amônio
74
Aula 3
Química Tecnológica
NH2
∞
O
Ureia
Equação (1)
C
NH2
Nos séculos XVIII e XIX, avanços importantes foram alcançados na análise das substâncias orgânicas. O primeiro deles foi em 1784, quando Antoine Lavoisier mostrou pela primeira
vez que os compostos orgânicos eram constituídos basicamente de carbono, hidrogênio e
oxigênio. Entre 1858 e 1861, August Kekulé, Archibal Scott Couper e Alexander M. Butlerov
dispuseram a base para uma das teorias mais fundamentais na química: a teoria estrutural.
Em 1861, Kekulé deu à ciência da Química Orgânica sua definição moderna: um estudo dos
compostos de carbono.
Atualmente, sabemos que os compostos orgânicos podem ser de origem natural, como
aqueles encontrados na natureza (o petróleo, por exemplo) ou sintética, que tem como representantes os produzidos na indústria, tais como medicamentos, polímeros entre outros.
Ainda, além de carbono e hidrogênio, elementos como oxigênio, nitrogênio e enxofre são
frequentemente observados nesses compostos.
A química do carbono
O carbono forma uma variedade tão grande de compostos que tornou necessária a criação
de um campo exclusivo para o seu estudo: a Química Orgânica. A versatilidade desse elemento para formar ligações é responsável pela existência de milhares de moléculas orgânicas,
inclusive aquelas mais complicadas, necessárias para fazer funcionar os processos biológicos
que nos mantêm vivos. Além disso, os materiais baseados no carbono têm propriedades que
vão de um extremo ao outro, como por exemplo, da leveza à grande resistência mecânica.
No intuito de conhecer melhor esse elemento químico tão importante, vamos analisar
mais detalhadamente a teoria estrutural da Química Orgânica. Para isso, duas premissas são
fundamentais, veja quais são elas.
1)
Os átomos nos compostos orgânicos podem formar um número fixo de ligações. A medida
dessa habilidade é chamada de valência. O carbono é tetravalente, isto é, forma quatro
ligações. O oxigênio é divalente e o hidrogênio monovalente.
C
2)
H
O
Um átomo de carbono pode usar uma ou mais de suas valências para formar ligações com
outros átomos de carbono, dando origem às ligações simples, duplas e triplas.
C
C
Ligação simples
C
C
Ligação dupla
C
C
Ligação tripla
Aula 3
Química Tecnológica
75
A capacidade de compartilhar elétrons com outros átomos de carbono para formar ligações carbono-carbono permite a obtenção de estruturas lineares, ramificadas e cíclicas. Esse
fenômeno simples é a base de toda a Química Orgânica e é responsável pela formação de uma
enorme variedade de compostos.
1
Para melhor fixação do conteúdo abordado nesta seção, realize uma pesquisa em livros de Química Orgânica sobre a teoria estrutural e tente relacionar
as características das ligações do carbono com os conceitos sobre ligações
químicas aprendidos na Aula 2 – Ligações Químicas.
Fórmulas estruturais dos compostos orgânicos
A fórmula estrutural é a maneira de representar como os átomos estão arranjados (ligados
entre si), ou seja, a conectividade dos átomos dentro das moléculas ou compostos orgânicos. Existem várias formas ou modelos possíveis de realizar essa representação, conforme
demonstrado na Figura 1.
H H
CH 3CH 2OH
Fórmula condensada
H C
C O H
H H
Fórmula de traço
OH
Fórmula de linha
Modelo de bola e palito
Figura 1 – Representação das diferentes formas que podem ser utilizadas
para escrever a fórmula estrutural de um composto orgânico
A teoria estrutural permitiu diferenciar os compostos orgânicos isoméricos, também
denominados isômeros, que são compostos diferentes que possuem a mesma fórmula molecular. Como exemplo, consideremos a fórmula molecular condensada C4H10. Poderíamos
perguntar então: quantas substâncias existem com essa fórmula molecular?
Como vimos anteriormente, os átomos de carbono podem ligar-se em arranjos diferentes.
Uma opção é o arranjo dos quatro carbonos em cadeia linear para formar o butano e outra é
uma cadeia ramificada composta por três átomos de carbono lineares e um grupo metila (-CH3)
76
Aula 3
Química Tecnológica
ligado ao carbono central, originando o composto conhecido por metilpropano. As fórmulas
estruturais dessas substâncias estão representadas a seguir.
H 3C CH2
CH2 CH3
CH3
H 3C HC
CH3
Butano
Metilpropano
Dessa forma, butano e metilpropano são isômeros porque possuem fórmula molecular
idêntica, ou seja, quantidades iguais dos mesmos elementos, porém o arranjo desses átomos
dá origem a compostos diferentes, com propriedades diversas.
2
Vamos testar seus conhecimentos sobre fórmulas estruturais dos compostos orgânicos, respondendo às questões a seguir.
1
Escreva as fórmulas de traço e de bolas para os compostos isoméricos butano e metilpropano, citados no texto.
2
Escreva as fórmulas estruturais dos cinco isômeros existentes com a
fórmula molecular C6H14.
Principais funções orgânicas
para combustíveis e lubrificantes
Muitas moléculas orgânicas possuem um esqueleto de carbono e hidrogênio em ligações
simples, podendo apresentar ligações duplas e triplas entre carbonos. Além disso, os átomos
de carbono podem ligar-se por meio de ligações simples, dupla ou tripla a outros elementos,
denominados heteroátomos, sendo oxigênio, nitrogênio e enxofre os mais comuns. Esses
átomos ou grupos de átomos, que tendem a ser sítios (locais) de alta reatividade química,
dão origem aos chamados grupos funcionais, os quais têm propriedades características que
controlam a reatividade da molécula. Além disso, muitos grupos funcionais possuem ligações
polares que serão responsáveis pelo comportamento de muitas classes de moléculas e de suas
propriedades. A presença desses grupos classifica os compostos orgânicos em várias classes,
denominadas funções orgânicas, conforme observado na Figura 2.
Aula 3
Química Tecnológica
77
Grupo
funcional
Tipo de
composto
Sufixo ou
prefixo
Nome sistemático
(nome comum)
Exemplo
H
H
C
C
Alceno
C
eno
H
H
C
C
Alcino
-ino
H
Eteno
(Etileno)
C
C
C
H
Etino
(Acetileno)
H
C
O
H
Álcool
-ol
H
O
C
H
H
H
O
C
C
Éter
éter
H
H C
C H
O
H
X
Haloalcano
H C
halo-
Éter dimetílico
H
H
C
Metano
(Álcool metílico)
(X = halogênio)
Cl
H
Clorometano
(Cloreto de
metila)
H H
N
C
Amina
-amina
H C C
N H
H
H H
H O
O
C
Aldeído
H
C C
C
Cetona
-ona
H C C
H
H
Etanal
(acetaldeído)
H
C H
Propanona
(acetona)
H
H O
O H
Ácido
carboxílico
ácido -oico
H C
C
O C
Éster
O H
H
H O
O
-oato
H
H C C
O C H
H
H
Ácido etanoico
(Ácido acético)
Etanoato de metila
(Acetato de metila)
H O
O
C
H C C
H O
O
C
-al
H
O
C
Etilamina
N
Amida
-amida
H C
H
C
N H
Etanamida
(Acetanamida)
H
Figura 2 – Representação dos grupos funcionais e das funções orgânicas comuns em compostos orgânicos
Fonte: Brown (2005).
78
Aula 3
Química Tecnológica
A nomenclatura oficial dos compostos orgânicos é construída de forma racional, permitindo que se conheça a estrutura do composto. O nome do composto é estabelecido da
seguinte forma:
Prefixo + infixo + sufixo
A Tabela 1 apresenta de forma detalhada as regras que devem ser seguidas para nomear
os compostos orgânicos.
Tabela 1 – Nomenclatura oficial dos compostos orgânicos
Prefixo
Número de
átomos de carbono
Prefixo
Número de átomos
de carbono
Prefixo
1
Met
6
Hex
2
Et
7
Hept
3
Prop
8
Oct
4
But
9
Non
5
Pent
10
Dec
Infixo
Infixo
Tipo de ligação entre átomos de carbono
Ligações simples
an
Ligações duplas
en
Ligações triplas
in
Sufixo
Identificação
Função
Hidrocarboneto
Apenas C e H
Sufixo
o
CH 3
Álcool
HO
C
CH 3
ol
CH 3
oico
CH 3
O
Ácido carboxílico
Éster
HO
C
O
H 3C
O
C
CH 3
ato+ila
Aula 3
Química Tecnológica
79
No caso de compostos com cadeias ramificadas, ou seja, aqueles contendo grupos
(ramificações ou substituintes) ligados a uma cadeia maior (principal), a nomenclatura deve
ser obtida da seguinte forma: posição na cadeia principal do substituinte na cadeia principal,
respeitando as posições de mais baixas numerações, seguida do nome do substituinte (em
ordem alfabética, caso haja mais de um grupo), e então o nome do composto, conforme
exemplificado nas estruturas a seguir.
CH3
H 3C CH CH2 CH2 CH3
2-Metilpentano
CH3
CH3
CH3
H 3C CH CH2 C
CH3
CH3
2,2,4-Trimetilpentano
CH3 CH3
H 3C CH C CH2 HC CH2 CH2 CH3
H 3C CH2
1-Etil-3-metilcicloexano
H 3C CH2
CH2 CH2 CH3
3-Etil-2,3-dimetil-5-propiloctano
Saiba mais
Até o século XIX os compostos orgânicos eram nomeados de forma bem
menos sistemática. Prefixos latinos e gregos eram utilizados na nomenclatura.
Porém, a descoberta de um número cada vez maior de compostos isoméricos
obrigou a elaboração de novas formas de nomear tais substâncias. Assim, em
1882, foi estabelecido um conjunto de regras, conhecido como Sistema de Nomenclatura IUPAC, que vem sendo periodicamente modificado e ampliado ao
longo dos anos, de forma a adequar as novas substâncias descobertas.
Fonte: <http://portalcienciaecultura.blogspot.com/>. Acesso em: 14 mar. 2011.
A partir desse ponto, vamos dar ênfase ao estudo das funções orgânicas mais importantes
para a nossa aula.
80
Aula 3
Química Tecnológica
Os hidrocarbonetos
A função orgânica mais comum é a dos hidrocarbonetos, que corresponde aos compostos formados somente por carbono e hidrogênio. Existem duas grandes classes de hidrocarbonetos: os aromáticos (compostos que possuem aromaticidade, como o benzeno e
seus derivados) e os alifáticos (compostos não aromáticos). Uma forma geral de representar
os hidrocarbonetos alifáticos é R-H, sendo o grupo R correspondente a átomos de carbono
ligados entre si, de maneira linear (ramificada ou não ramificada) ou cíclica (não aromática),
e os aromáticos é Ar-H.
Os hidrocarbonetos alifáticos se distinguem uns dos outros pelo tipo de ligação existente
entre os átomos de carbono. Aqueles que possuem apenas ligações simples entre os carbonos
(C-C) são denominados saturados. Os hidrocarbonetos saturados são chamados alcanos
e podem possuir cadeias abertas (lineares ou ramificadas), sendo denominados compostos
parafínicos , ou cíclicas (cicloalcanos), neste caso chamados naftênicos (substituídos ou não
substituídos). Como exemplos desses alcanos estão metano, hexano, ciclobutano e cicloexano.
H
H
C
H
Metano
H
H
H
H H H H H
C
C C C
H
H H H H H
Hexano
C
C
H H
H
H
C
C
H
H
C
C
H
H H
Ciclobutano
Cicloexano
A Tabela 2 exibe os hidrocarbonetos parafínicos de cadeias não ramificadas, desde o C1
até o C10. É possível verificar a influência do número de átomos de carbono sobre o ponto
de ebulição desses compostos: quanto maior o número de carbono, maior a temperatura ou
ponto de ebulição. Isso se dá em função das interações intermoleculares (forças de London)
existentes entre as diversas cadeias hidrocarbônicas, que as mantêm unidas, dificultando a
separação das mesmas para entrarem em ebulição. Essas interações entre as moléculas de
determinadas substâncias serão estudadas posteriormente. A fórmula geral de um alcano de
cadeia aberta é dada por CnH2n+2, enquanto para os compostos naftênicos a fórmula é CnH2n.
Aula 3
hidrocarbonetos
parafínicos
são compostos saturados,
de cadeia ramificada ou
não ramificada, que se
estendem desde o metano
(CH4) até aqueles com
cadeias muito longas
(acima de 20 carbonos).
Dessa forma, podem existir como gases, líquidos e
sólidos (dependendo das
interações intermoleculares presentes nessas substâncias), sendo os últimos
denominados parafinas (a
partir de C20).
Química Tecnológica
81
Tabela 2 – Primeiros membros da série de alcanos de cadeia linear
Fórmula
molecular
Fórmula estrutural condensada
Nome
Ponto de
ebulição (oC)
CH4
CH4
Metano
-161
C2H6
CH3CH3
Etano
-89
C3H8
CH3CH2CH3
Propano
-44
C4H10
CH3CH2CH2CH3
Butano
-0,5
C5H12
CH3CH2CH2CH2CH3
Pentano
36
C6H14
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
Hexano
68
C7H16
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Heptano
98
C8H18
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Octano
125
C9H20
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Nonano
151
C10H22
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Decano
174
Fonte: Brown (2005).
Um hidrocarboneto insaturado possui uma ou mais ligações múltiplas entre carbonos.
As ligações múltiplas podem ser do tipo dupla (C=C), nesse caso, os compostos são classificados como alquenos (antigo: alcenos), ou tripla (C≡C), sendo estes conhecidos como
alquinos (alcinos). No caso de substâncias que apresentam duas ligações duplas (conjugadas
ou não conjugadas), têm-se os chamados alcadienos. Os compostos a seguir exemplificam
esses hidrocarbonetos insaturados.
H
H
H
C
H
C
C
C
H
H
H
Etano ou etileno (alqueno)
Ciclopenteno
H
C
H
C
H
Etino ou Acetileno (alquino)
Cicloexeno
C
C
H
H
Buta-1,3-dieno (alcadieno)
Cicloexa-1,3-dieno
Os alquenos e alquinos são representados pelas seguintes fórmulas gerais: CnH2n e
CnH2n-2, respectivamente. Essas substâncias também podem ser encontradas nas suas formas
cíclicas, sendo assim denominadas cicloalquenos e cicloalquinos. Os alquenos também são
conhecidos por olefinas e, assim como os alquinos, possuem a capacidade de sofrer reações
de polimerização, formando substâncias conhecidas como polímeros. Os polímeros possuem
inúmeras aplicações industriais e a sociedade moderna é bastante dependente dos produtos
poliméricos, como por exemplo, os polietilenos, polipropilenos e teflon. No campo dos lubrificantes sintéticos, os polímeros estão presentes na formulação desses produtos, sendo
82
Aula 3
Química Tecnológica
o grupo das polialfaolefinas (PAO´s) um exemplo. Tais substâncias são obtidas a partir da
combinação de duas ou mais moléculas de dec-1-eno (1-deceno) em oligômeros ou polímeros
de cadeia curta (Figura 3).
CH2
H 3C
Monômero (C 10H20 )
H 3C
CH3
H 3C
Dímero(C 20H 40)
H 3C
H 3C
H3 C
Trímero(C 30H 60)
Figura 3 – Representação do dec-1-eno (monômero) e seus equivalentes
poliméricos (dímero e trímero) que originarão as polialfaolefinas (lubrificantes sintéticos)
A ligação tripla C≡C dos alquinos possui energia total aproximadamente igual a 882 kJ
mol , sendo portanto, mais forte que a ligação dupla C=C do eteno (682 kJ mol-1) ou simples
C-C do etano (368 kJ mol-1) e, consequentemente, mais curta (106 pm) que ambas. De modo
geral, os alquenos apresentam propriedades físicas muito semelhantes as dos alcanos, sendo
então insolúveis em água e outros solventes muito polares, menos densos que a água (0,64
a 0,80 g cm-3) e a temperatura de ebulição aumenta com a elevação do número de átomos de
carbono. Os alquinos possuem baixa polaridade e, consequentemente, apresentam propriedades físicas semelhantes as dos alquenos e alcanos. A densidade desses compostos varia de
0,70 a 0,80 g cm-3. Assim como os alcanos, os hidrocarbonetos insaturados também sofrem
reações de combustão, com liberação de grande quantidade de energia.
-1
Acetileno é o nome usualmente empregado para designar o menor e mais
importante dos alquinos: o etino (HC≡HC). Esse gás é obtido a partir de substâncias abundantes na natureza: carbeto de cálcio (CaC2) e gás metano (CH4). O
acetileno é muito utilizado em soldas devido a sua grande capacidade de liberar
calor durante sua combustão. Quando nos maçaricos de oxiacetileno, por exemplo, o acetileno reage com oxigênio puro, produzindo CO2 e H2O, e a chama
obtida pode alcançar a temperatura de 2.800 ºC. É muito usado em processos
de solda de metais que exigem temperaturas elevadas.
H-C≡C-H + 5/2O2 → 2CO2 + H2OΔHo = -1.368 kJ mol-1
Aula 3
Química Tecnológica
83
Compostos
aromáticos
são aqueles que possuem
aromaticidade em sua
estrutura, ou seja, os
elétrons π da ligação
dupla estão deslocalizados
sobre todo o anel. Essa
deslocalização provoca
elevação da estabilidade desses compostos,
superior à esperada devido
apenas à conjugação. A
aromaticidade também
pode ser considerada
como uma manifestação
de deslocalização cíclica e
de ressonância.
No grupo dos hidrocarbonetos aromáticos, o principal representante é o benzeno, que
possui seis átomos de carbono ligados ciclicamente por ligações duplas e simples alternadas,
proposta estrutural do químico alemão Friedrich August Kekulé. Embora possa ser representado
dessa forma, na realidade todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento (140 pm), que
corresponde à distância intermediária entre uma ligação simples C-C (∼153 pm) e uma dupla
C=C (∼134pm). A ordem das ligações no benzeno é de 1,5, o que pode ser representado
pela fórmula denominada híbrido de ressonância, na qual seis elétrons estão deslocalizados,
em contraste com a situação dos alquenos, nos quais os elétrons estão localizados em ligação
dupla entre dois carbonos. As possíveis estruturas para o benzeno (C6H6), o mais simples
dos compostos aromáticos, estão representadas a seguir. As estruturas propostas para os
contribuintes não existem na realidade, o que existe é um “mistura” de ambas, que pode ser
representada pelo híbrido de ressonância. Outros compostos aromáticos, como tolueno, fenol
e naftaleno, todos derivados do benzeno, também estão representados.
Figura 4 – Representação das estruturas de ressonância do benzeno, do seu
híbrido de ressonância e alguns de seus derivados: tolueno, fenol e naftaleno
As principais fontes de hidrocarbonetos aromáticos são o carvão e o petróleo. O carvão é
formado por uma mistura complexa de moléculas orgânicas, constituídas predominantemente
de estruturas aromáticas policíclicas. O aquecimento do carvão a altas temperaturas, na ausência de ar, resulta na formação de grande quantidade de gases (CH4 e H2, principalmente),
em um resíduo oleoso denominado alcatrão da hulha e um sólido denominado coque, que é
constituído basicamente de carbono e utilizado na indústria siderúrgica. O petróleo se constitui em outra fonte importante de hidrocarbonetos aromáticos, embora o teor dessa classe
de compostos seja baixo no óleo bruto. Nesse caso, o petróleo é submetido a um processo
denominado reforma catalítica, que envolve isomerização e desidrogenação de algumas frações
contendo hidrocarbonetos de baixa massa molecular, resultando na formação de compostos
aromáticos. O tolueno, por exemplo, é obtido pela ciclização do heptano, seguida de desidrogenação. O tolueno é empregado como agente antidetonador para a gasolina, no intuito de
melhorar sua taxa de octanagem.
84
Aula 3
Química Tecnológica
Funções oxigenadas
As funções oxigenadas são aquelas que possuem átomos de oxigênio nos grupos funcionais. Compõem esse grupo os álcoois (R-OH), aldeídos (R-CHO), éteres (R-O-R), ácidos
carboxílicos (R-COOH), ésteres (R-COOR), anidridos (R-COOOC-R) e as cetonas (RCO-R). Vamos considerar nesta seção apenas as mais importantes para o nosso estudo, que
são os álcoois, ácidos carboxílicos e ésteres.
Os álcoois são compostos que possuem um ou mais grupos hidroxila (OH) ligados
a carbonos. Se a hidroxila estiver ligada a anel benzênico o composto é denominado genericamente de fenol. Os álcoois correspondem a uma classe de compostos muito importantes,
uma vez que apresentam diversas aplicações industriais e farmacológicas. As estruturas de
alguns álcoois bastante conhecidos estão representadas a seguir. Metanol e etanol são álcoois
simples, que possuem apenas uma hidroxila, enquanto o glicerol (1,2,3-propanotriol) é um
triol (três hidroxilas).
H
H
H
C
OH
H
H
H
H
C
C
H
H
OH
H
C
OH
H
C
OH
H
C
OH
H
Metanol (álcool metílico)
Etanol (álcool etílico)
Glicerol (glicerina)
Os álcoois são classificados como primários, secundários ou terciários, dependendo
do número de grupos alquil(a) ou aril(a) (aromático) ligados ao mesmo carbono em que se
encontra a hidroxila.
R
C
R
H
H
OH
H
Primário
R
C
OH
R
Secundário
R
C
OH
R
Terciário
Como em qualquer classe de compostos orgânicos, as temperaturas de fusão e ebulição
dos álcoois em uma série homóloga elevam-se com o aumento da massa molecular. Todavia,
quando comparados aos hidrocarbonetos de massa molecular semelhante, essas temperaturas
são sempre mais altas. Isso se deve ao fato de que os hidrocarbonetos são compostos pouco
polares e as forças de atração que mantêm essas moléculas juntas são bastante fracas. No caso
dos álcoois, a ligação entre o oxigênio e o hidrogênio do grupo OH é muito polar, havendo,
portanto, uma atração eletrostática intermolecular muito forte conhecida como ligação de
Aula 3
Química Tecnológica
85
hidrogênio. Esse tipo de interação intermolecular também está presente em outros compostos,
como nos ácidos carboxílicos e ésteres que serão estudados a seguir.
Saiba mais
Em muitas substâncias polares, tais como metanol, etanol e água, um hidrogênio está ligado ao oxigênio (eletronegativo), originando ligações H-O muito
polarizadas, nas quais o hidrogênio assume características de próton (H+). Esse
hidrogênio é capaz de interagir fortemente com os pares de elétrons desemparelhados dos átomos de oxigênio das outras moléculas presentes no meio em que
se encontram. Tal interação é denominada ligação de hidrogênio (antiga: ponte
de hidrogênio) e é de alta intensidade.
Metanol e etanol são os dois álcoois mais importantes do ponto de vista industrial, sendo
preparados em grande escala. O etanol, por exemplo, pode ser produzido por hidratação do
etileno, sendo a maior parte desse álcool obtida por meio da fermentação de carboidratos
(Equação 2), particularmente a sacarose da cana-de-açúcar.
Poder calorífico
é a quantidade de calor
liberada por unidade de
massa ou volume (combustíveis gasosos) de um
combustível quando este
sofre combustão completa
em determinada temperatura, sendo os produtos
da reação resfriados até
a temperatura inicial da
mistura combustível.
86
Aula 3
C12H24O12 → 4CH3CH2OH + 4CO2
Equação (2)
Por possuir carbono e hidrogênio em suas moléculas, o etanol pode ser utilizado como
combustível. A reação de combustão (Equação 3) indica que para cada mol de etanol são produzidos 1.368 kJ de energia. No entanto, a presença do oxigênio faz com que o poder calorífico
dos álcoois seja menor que o da gasolina de massa molecular aproximada, uma vez que o
oxigênio aumenta a massa (34,7% da massa do etanol é oxigênio), mas não produz energia
durante reações de combustão, pois se trata de um agente oxidante muito forte.
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) + 1.368 kJ
Química Tecnológica
Equação (3)
Os ácidos carboxílicos são caracterizados estruturalmente pela presença do grupo carboxila ou grupo carboxílico (COOH). Muitos ácidos carboxílicos são encontrados na natureza
e, assim como outros compostos orgânicos, receberam nomes não sistemáticos, geralmente
associados à fonte de obtenção. O ácido fórmico (HCO2H), por exemplo, foi isolado inicialmente de formigas. O ácido acético (CH3COOH) é o principal constituinte do vinagre e o ácido
caproico (CH3[CH2]4COOH) é um dos compostos responsáveis pelo cheiro característico
dos caprinos.
Essas substâncias (ácidos carboxílicos) podem ser interconvertidas em vários outros
compostos (chamados derivados de ácidos carboxílicos), dentre os quais estão os ésteres,
representados de forma geral por R-COO-R1. Os ésteres podem ser obtidos a partir dos
ácidos carboxílicos por um processo denominado esterificação, uma reação de condensação
com eliminação de água, na qual um ácido carboxílico reage com um álcool produzindo éster
e água, conforme reação a seguir (Equação 4).
O
R
C
OH
+
O
HO
R1
R
+
C
H 2O
Equação (4)
R1
Álcool
Ácido carboxílico
Água
Éster
A reação anterior é reversível, sendo o inverso correspondente à hidrólise do éster que
em presença de catálise ácida torna-se mais rápida. Os ácidos carboxílicos que contêm dois
grupos carboxila são chamados ácidos dicarboxílicos e podem formar, por meio da esterificação, ésteres com propriedades lubrificantes, conforme Equação 5.
HO
O
O
C
C
(CH 2)n OH
+
2R OH
RO
O
O
C
C
(CH 2)n OR
+
2H 2O
Equação (5)
Estruturalmente, os ésteres são diferenciados dos ácidos carboxílicos pela substituição
do hidrogênio da hidroxila por um radical R (aromático ou não aromático). A nomenclatura
dos ésteres também deriva daquela dos ácidos carboxílicos, adicionada da parte proveniente
do álcool usado na esterificação. Observe a reação (Equação 6) e o nome atribuído ao éster.
O
H 3C
C
OH
Ácido acético
O
+
HO
CH2 CH3
CH3
O
Etanol
+
C
Acetato de etila
H 2O
Equação(6)
CH2 CH3
Água
Aula 3
Química Tecnológica
87
Os ésteres também podem ser hidrolisados em meio básico e, nessa condição, haverá a
formação de um sal (proveniente da parte carboxílica do éster) e do álcool correspondente à
porção alcoólica da estrutura do éster reagente. Essa reação é praticamente irreversível e, em
casos específicos, em que os ésteres são derivados de ácidos carboxílicos de cadeia longa (ácidos graxos), é conhecida como saponificação, pois leva à formação de sabão (sais de ácidos
graxos). Os sais de ácidos graxos têm uma cadeia longa pouco polar ou lipofílica (ou hidrofóbica), enquanto o grupo carboxilato (COO-) é muito polar e, portanto, hidrofílico (ou lipofóbico),
conforme apresentado na Figura 5. Dessa forma, esses sais são capazes de interagir, ao mesmo
tempo, com meios aquosos (com a porção hidrofílica) e não aquosos (com a parte lipofílica).
O
CH2
CH2
CH2
H 3C
CH 2 CH2 C
CH2
Cadeia apolar
CH2
O -Na+
Extremidade polar
Figura 5 – Estrutura do nonanoato de sódio, com destaque para a
cadeia apolar (porção hidrofóbica) e a extremidade polar (porção hidrofílica)
Fonte: <http://www.recet.pt/pi/sabao.php?pag=3>. Acesso em: 23 maio 2011.
Aditivos
em lubrificantes são
substâncias químicas
que, adicionadas aos
óleos básicos, podem
reforçar algumas de
suas qualidades, ceder
novas propriedades e/ou
eliminar as características
indesejáveis.
Quando o sabão é posto em contato com a água, forma-se uma dispersão coloidal constituída por agregados denominados micelas, nas quais as porções hidrofóbicas (cadeia carbônica) do sabão permanecem na parte interna da micela, resultado da atração de London
e da menor exposição destas ao contato com a água do meio (Figura 6). Por outro lado, as
porções polares (carboxilatos) formam a parte externa da micela, aquela que fica em contato
direto com o meio aquoso. É nesse processo que se baseia a ação dos sabões e detergentes.
Os detergentes são utilizados como aditivos de lubrificantes, pois apresentam a capacidade
de interagir com o meio oleoso hidrofóbico, utilizando para isso sua cadeia carbônica (apolar),
conseguindo dessa forma se solubilizar e formar micelas que, por sua vez, capturam partículas
contaminantes eventualmente presentes no lubrificante.
O
H 3C
O -Na +
Cabeça hidrofóbica
Cauda hidrofóbica
Micelas
Figura 6 – Estrutura de uma micela formada por moléculas de sabão
Fonte: <http://biomaiskatiaqueiroz.blogspot.com/2010_02_16_archive.html>. Acesso em: 23 maio 2011.
88
Aula 3
Química Tecnológica
Os ésteres estão amplamente distribuídos pela natureza e têm muitas aplicações práticas,
sendo considerados os mais importantes derivados de ácidos carboxílicos. As gorduras e os
óleos são formados por três moléculas de ésteres de ácidos carboxílicos de cadeia carbônica
longa (ácidos graxos) ligados aos átomos de carbono de uma molécula de glicerol (glicerina),
sendo assim chamados de triacilglicerídeos. Os ácidos carboxílicos nessas estruturas normalmente não são ramificados, podem ser saturados e têm número par de átomos de carbono.
Esses compostos podem ser transformados por meio de um processo muito importante dos
ésteres, denominado transesterificação, que consiste na reação de um éster com um álcool,
produzindo outro éster e outro álcool, diferentes dos reagentes de origem. No exemplo a seguir (Equação 7) um triacilglicerídeo, principal componente dos óleos vegetais (para os quais
R1, R2 e R3 são cadeias carbônicas longas, com diferentes números de átomos de carbono,
saturadas ou insaturadas), reage com um álcool na presença de catalisador básico, formando
glicerol e uma mistura de ésteres.
O
H
O
R
2
C
H
O
H
C
C
C
O
H
O
C
R
O
C
R
3
H
R 1COOR4
1
+
3R
4
+
OH
R 2COOR4
+
R 3COOR4
+
H
C
OH
H
C
OH
H
C
OH
H
Equação (7)
H
Essa reação, em particular, corresponde ao processo de obtenção do biodiesel a partir
de óleos vegetais. Nesse caso, o álcool utilizado na síntese deve ser de cadeia curta, ou seja,
R4 deve conter poucos átomos de carbono (geralmente, até três carbonos). A mistura de
ésteres formada compõe o que chamamos de biodiesel, um biocombustível que vem sendo
amplamente utilizado em misturas com o diesel derivado de petróleo. O biodiesel contém
grande quantidade de carbono e hidrogênio e, por isso, é capaz de sofrer reação de combustão,
liberando energia.
3
Biocombustível
é definido como um
combustível derivado de
fontes renováveis de energia,
tais como o biodiesel, que é
derivado de óleos vegetais e
gorduras animais, e o etanol
que, por sua vez, é obtido da
fermentação de carboidratos,
como os de cana-de-açúcar,
por exemplo.
Para auxiliar a fixação dos conteúdos abordados nesta seção, preparamos alguns exercícios.
1
Escreva as fórmulas estruturais correspondentes aos seguintes compostos:
a)
3-etilpentano
c)
cicloexilcicloexano
b)
3-etil-3-isopropil-2,5-dimetilexano
d)
4-metilpenta-1,3-dieno
Aula 3
Química Tecnológica
89
2
3
e)
3-cloroex-1-eno
h)
but-1-em-3-ino
f)
but-2-ino
i)
isopropilbenzeno
g)
3-etilexa-1,5-diino
j)
2-fenilexano
Faça uma pesquisa, em livros de Química Orgânica, sobre as características do benzeno e seus derivados, principalmente sua aromaticidade, e então compare suas propriedades com as dos alquenos de massas moleculares semelhantes.
Forneça os nomes das seguintes substâncias:
a)
H 3C
CH
CH 3
CH 2
OH
d)
OH
HO
H 3C
b)
CH
CH
OH
OH
CH 3
O
e)
H 3C
f)
C O CH 3
Nesta seção, foram fornecidos alguns exemplos de ácidos carboxílicos, para os
quais só foram apresentadas suas fórmulas estruturais condensadas. Volte no texto, encontre essas substâncias e escreva a fórmula de traço correspondente a cada
uma delas.
5
Explique a diferença entre as reações de esterificação e transesterificação. Escreva
essas reações para compostos reais.
6
Em uma solução básica, os ésteres reagem com o íon hidróxido para formar sal do
ácido carboxílico e álcool a partir do qual o éster é constituído. Dê o nome para os
ésteres abaixo e indique os produtos de suas reações com base aquosa (reação de
hidrólise em meio básico).
7
O
a)
Aula 3
CH 3
O
Quais grupos funcionais podem ser identificados na estrutura do ácido acetilsalicílico? Para obter a fórmula estrutural desse composto, faça uma busca em livros
de Química Orgânica ou pela internet.
4
90
CH 2 C
O
OH
c)
OH
Química Tecnológica
C
O
O
CH2 CH3
b)
H3 C CH 2 CH 2 C
O
A química dos
combustíveis e lubrificantes
A partir de agora, trataremos da química envolvida na composição e nos processos mais
importantes dos compostos que possuem propriedades que os classificam como combustíveis
e lubrificantes.
Fonte de energia nos combustíveis
Atualmente, o termo energia tem estado presente no nosso cotidiano, em contextos que
abrangem desde seus custos até suas principais fontes e aplicações. Entretanto, os conceitos
químicos envolvidos nos processos de obtenção e uso de energia nem sempre são bem compreendidos pelos seus usuários. Portanto, vamos demonstrar mais claramente a natureza da
energia, como ela é medida e como está associada às reações químicas.
Energia não é matéria, mas algo que a matéria pode possuir. Quase todas as transformações químicas e físicas são acompanhadas de uma variação de energia. A combustão de
combustíveis, por exemplo, produz modificações de energia que servem para movimentar
carros e gerar eletricidade. Nosso corpo usa a energia liberada no metabolismo dos alimentos
para conduzir os processos bioquímicos. Quando uma reação química ocorre, há variação
energética das substâncias envolvidas, através da absorção ou liberação de energia na forma
de luz ou calor.
As situações apresentadas no parágrafo anterior nos remetem a um critério estabelecido
após muitas experiências e observações, conhecido hoje como lei da conservação da energia, segundo a qual “energia não pode ser criada nem destruída, mas apenas transformada
de uma forma em outra”. Assim, muitas reações químicas se processam convertendo uma
forma de energia em outra. O estudo da energia e suas transformações é conhecido como
termodinâmica e o aspecto das relações entre reações químicas e variações de energia é
chamado termoquímica.
Para ilustrarmos o princípio da conservação energética, devemos considerar que um objeto pode armazenar energia de duas maneiras diferentes: como
energia cinética e como energia potencial. A energia cinética é aquela que um
objeto tem quando está em movimento e que apresenta dependência diretamente
proporcional a sua massa e a sua velocidade. Energia potencial é a energia armazenada em um objeto em virtude de sua posição em relação a outros objetos,
e que pode ser transformada em energia cinética.
Aula 3
Química Tecnológica
91
Em um sistema, energia potencial pode ser convertida em energia cinética e vice-versa,
sempre respeitando o princípio da conservação energética, que na termodinâmica, corresponde
ao que conhecemos como Primeira Lei da Termodinâmica. Além disso, energia também pode
ser transferida do sistema para a vizinhança ou de forma inversa, nas formas de trabalho e calor.
A maioria das reações químicas utilizadas para a produção de calor são as de combustão
e a energia liberada nesses processos é normalmente chamada de calor de combustão. As
fontes comuns dessa energia são, por exemplo, os alimentos, que produzem a maior parte da
energia de que nosso corpo necessita a partir da oxidação de carboidratos e gorduras, e os
combustíveis. A energia combustível é obtida pela queima dessas substâncias, que consiste em
uma reação de oxidação em alta temperatura, na qual as ligações são rompidas nos reagentes
e formadas nos produtos, de forma espontânea, com liberação de energia na forma de calor
(processo exotérmico). Durante a combustão completa, o carbono é convertido em dióxido de
carbono (CO2) e o hidrogênio em água (H2O). Se enxofre estiver presente será transformado
em dióxido de enxofre (SO2).
Consideremos a queima do gás metano (CH4), principal constituinte do gás natural,
na presença de oxigênio (O2), com formação de CO2 e H2O, conforme demonstrado pela
Equação 8.
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) + calor
Equação (8)
Podemos observar que os constituintes elementares das espécies químicas que compõem
as substâncias passíveis de oxidação são convertidos em outros compostos, resultantes da
ligação desses elementos com o oxigênio. Por isso, quanto maior a porcentagem de carbono
e hidrogênio, ou outros átomos que possam se ligar favoravelmente ao oxigênio, em um
combustível, mais alto será o seu calor de combustão, conforme demonstrado na Tabela 3.
Tabela 3 – Calores de combustão e composições de alguns combustíveis comuns
Composição elementar aproximada (%)
Tipo de
combustível
C
H
O
Calor de combustão
(kJ g-1)
Madeira
50
6
44
18
Carvão antracito
82
1
2
31
Carvão betuminoso
77
5
7
32
Carvão vegetal
100
0
0
34
Petróleo não
refinado
85
12
0
45
Gasolina
85
15
0
48
Gás natural
70
23
0
49
Hidrogênio
0
100
0
142
Fonte: Brown (2005).
92
Aula 3
Química Tecnológica
A energia liberada por uma reação de combustão não pode ser medida diretamente por
qualquer instrumento. O que se faz é calcular a variação de energia a partir da variação de
temperatura medida pelo termômetro de um equipamento conhecido como calorímetro. Normalmente, as reações ocorrem à pressão constante, podendo transferir energia como calor
de reação à pressão constante e como trabalho de expansão. Nesse caso, a energia interna
do sistema pode ser definida como entalpia (H) e a variação de entalpia (ΔH) pode ser calculada como a diferença entre as entalpias de produtos e reagentes. Para uma transformação
exotérmica (espontânea), ΔH é negativo.
É possível admitir que a energia química encontra-se armazenada nos combustíveis. Porém, onde reside essa energia? Ela reside, principalmente, nas ligações químicas que mantêm
os átomos unidos, ou seja, nas forças atrativas que unem os átomos entre si nas moléculas
ou os íons entre si nos compostos iônicos. Quando partículas sofrem atrações ou repulsões,
ocorrem variações de energia potencial.
Energia interna
é a energia total das
moléculas de um objeto,
ou seja, é a soma de todas
as energias (cinética e
potencial) das partículas individuais em uma
amostra de matéria. As
transformações físicas
e químicas envolvem variações de energia interna.
Fatores que afetam a energia potencial
Para objetos que se atraem: a energia potencial aumenta quando eles se
afastam e diminui quando eles se aproximam.
Para objetos que se repelem: a energia potencial aumenta quando eles se
aproximam e diminui quando eles se afastam.
A ligação entre dois átomos ocorre somente se a interação entre eles for energeticamente
favorável, ou seja, se energia (calor) for liberada no processo. Por isso, a quebra de uma ligação requer a absorção da mesma quantidade de energia liberada na sua formação. As causas
principais da liberação de energia quando uma ligação se forma são puramente físicas. Quando
dois átomos se aproximam, o núcleo positivo de um deles atrai os elétrons do outro átomo e o
mesmo acontece com este outro átomo. Esse tipo de ligação é descrito pela Lei de Coulomb,
segundo a qual cargas opostas se atraem com força inversamente proporcional ao quadrado
da distância entre os centros das cargas. Essa função atrativa faz com que a energia, chamada
energia de ligação, seja liberada quando os átomos se aproximam. Quando os átomos chegam
a certa distância não há mais liberação de energia e, neste ponto, a distância internuclear é
chamada distância de ligação (Figura 7).
Aula 3
Química Tecnológica
93
Ep/kJ.mol −1
Distância
interatômica/pm
Figura 7 – Curva de variação da energia potencial em função da distância interatômica
Dessa forma, podemos entender a origem das variações de energia nas reações químicas.
Na queima do gás metano (Equação 8), por exemplo, os reagentes apresentam grandes quantidades de energia potencial, mas relativamente pouca energia cinética. Ao se converterem em
produtos, o aumento da energia cinética molecular provocou um aumento da temperatura na
mistura reacional e a liberação de calor para as vizinhanças. A diminuição da energia química
ocorreu em função das variações de energia potencial em virtude das alterações das forças
atrativas e repulsivas.
Entretanto, é preciso salientar que deve haver um balanço energético favorável, resultante
da quebra e da formação de ligações, uma vez que para a ocorrência do primeiro processo é
necessário o fornecimento de energia. Nesse contexto, devemos destacar o conceito de energia
ou força de ligação. A força de uma ligação é medida pela quantidade de energia necessária
para separar os átomos que as ligações mantêm unidos ou pela quantidade de energia liberada
quando a ligação se forma. Quanto maior essa quantidade, mais forte a ligação.
Consideremos o caso da combustão do hidrogênio (H2). A ligação H-H é forte, pois são
necessários 432 kJ de energia para dissociar um mol de H2 em átomos de H. Mas, a mistura
de H2 e O2 (Equação 9) provoca uma reação explosiva (muito espontânea). O produto é constituído por um par de ligação O-H e a energia liberada por meio da formação dessas ligações
mais do que compensa a energia requerida para as quebras das ligações H-H e O=O.
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) + 482 kJ
Equação (9)
Curiosidade
Hidrogênio (H2) e oxigênio (O2), ambos no estado líquido, são usados como
combustíveis no ônibus espacial, produzindo água como produto da reação.
94
Aula 3
Química Tecnológica
A Tabela 4 apresenta algumas energias médias de dissociação de ligações. Analisando os
dados da tabela, observamos que a liberação de energia para a combustão de metano, em que
quatro ligações C-H devem ser rompidas nos reagentes e duas ligações C=O são formadas
no produto, é muito maior do que para a combustão de hidrogênio, ou seja, um mol de metano
possui um conteúdo energético muito maior do que um mol de hidrogênio, visto que um mol
de oxigênio reage com dois moles de hidrogênio, mas com 0,5 mol de metano.
Tabela 4 – Energias médias de dissociação de ligações
Ligação
Entalpia (kJ.mol-1)
Ligação
Entalpia (kJ.mol-1)
H-H
432
C=O
1.071
O=O
494
C-C
347
O-H
460
C=C
611
C-H
410
N=O
623
C-O
360
N≡N
941
Fonte: Spiro (2009).
A Tabela 5 apresenta o conteúdo energético de outros combustíveis.
Tabela 5 – Energias de combustão estimadas a partir das energias de ligação
Conteúdo de energia (kJ)
Reação
Hidrogênio: 2H2 + O2
Entalpia
de reação
2H2O
Por mol de O2
Por mol de
combustível
482
482
241
Gás natural: CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
810
405
810
Etanol: C2H5OH + 3O2
2CO2 + 3H2O
1.257
419
1.257
1.220
407
610
2.046
409
512
447
447
Petróleo: 2(-CH2-) + 3O2
Carvão: 4(-CH-) + 5O2
Celulose: (-CHOH-) + O2
2CO2 + 2H2O
4CO2 + 2H2O
CO2 + H2O
447
Fonte: Spiro (2009).
Considerando o fato de que o teor de energia liberado durante as reações de combustão está relacionado com os processos de rompimento e formação de ligações químicas, e
sabendo que o primeiro consiste no inverso do segundo, então, é possível estimar a entalpia
dessas reações a partir das entalpias de formação das espécies que participam como produtos e reagentes. A variação de entalpia associada a esse processo é chamada de entalpia de
formação (ou calor de formação) indicada por Hf, sendo f um indicativo de que a substância
foi formada a partir de seus elementos. A ordem de grandeza de qualquer variação de entalpia
depende das condições de temperatura, pressão e estado físico dos reagentes e produtos. Por
isso, a comparação de diferentes entalpias de reações requer a definição de um conjunto de
condições, chamado estado padrão, no qual a maioria das entalpias é tabelada.
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95
A entalpia padrão de formação de um composto (ΔHfo) é a variação de entalpia para a
reação que forma 1 mol do composto a partir de seus elementos, com todas as substâncias
em seus estados padrão (forma pura da substância, a 1 atm de pressão e 298 K de temperatura). Por exemplo, a entalpia padrão de formação para o etanol é a variação de entalpia para
a seguinte reação (Equação 10):
2C (grafite) + 3H2(g) + ½O2(g) → C2H5OH(l )
Equação (10)
ΔHfo = -277,7 kJ
Por definição, as entalpias padrão de formação da forma mais estável de qualquer elemento é zero. Como exemplos, o carbono grafite, hidrogênio (H2) e oxigênio (O2). A Tabela 6
lista as entalpias padrão de formação de diversas substâncias.
Tabela 6 – Entalpias padrão de formação, ΔHfo (kJ.mol-1), a 298 K
Fórmula
ΔHfo (kJ.mol-1)
Metano
CH4(g)
-74,8
Etano
C2H6(g)
-84,68
Propano
C3H8(g)
-103,85
Benzeno
C6H6(l)
49,0
Acetileno
C2H2(g)
226,7
Metanol
CH3OH(l)
-238,6
Etanol
C2H5OH(l)
-277,7
Dióxido de carbono
CO2(g)
-393,5
Monóxido de carbono
CO(g)
-110,5
Água
H2O(l)
-285,8
Vapor de água
H2O(g)
-241,8
Substância
Fonte: Brown (2005).
A entalpia padrão de reação (ΔHro) será a soma dos calores padrão de formação dos
produtos menos a soma dos calores padrão de formação dos reagentes, conforme descrito
pela Equação 11:
ΔHro = ΣnΔHfo(produtos) - ΣmΔHfo(reagentes)Equação (11)
sendo n e m, os coeficientes estequiométricos da equação química da reação correspondente.
Para finalizarmos, devemos nos lembrar das unidades SI para energia. Trata-se de uma
unidade derivada denominada joule (J) e corresponde à quantidade de energia cinética que um
objeto de dois quilogramas (2 kg) movendo-se a uma velocidade de um metro por segundo
(1 m.s-1) possui. Sabendo que a equação da energia cinética é igual a ½ mv2, temos:
1J = 1 kg m2 s-2
Normalmente, utiliza-se uma quantidade maior, o quilojoule (kJ), que corresponde a 1000
J. Outra unidade comum para energia é a caloria (cal) e a quilocaloria (kcal), cujos fatores de
conversão são: 1 cal = 4,184 J e 1 kcal = 4,184 kJ. Ambas as unidades são aceitas mundialmente como unidades padrões de energia.
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4
Teste seus conhecimentos sobre o que abordamos nesta seção, resolvendo os exercícios
a seguir.
1
Quais são as duas formas de energia que um objeto pode possuir? Estabeleça as
diferenças entre essas energias.
2
Defina os processos endotérmico e exotérmico, utilizando reações para exemplificar.
3
4
A combustão completa do ácido acético, HC2H3O2(l), para formar H2O(l) e
CO2(g) à pressão constante libera 871,1 kJ de calor por mol de HC2H3O2. Escreva uma equação termoquímica balanceada para essa reação.
As entalpias padrão de formação do propino (C3H4), propileno (C3H6) e propano
(C3H8), todos gasosos, são +185,4, +20,4 e -103,8 kJ.mol-1, respectivamente.
a)
Calcule o calor liberado por mol na combustão completa de cada substância.
b)
Calcule o calor liberado na combustão de 1 kg de cada substância.
c)
Qual é o combustível mais eficiente em termos de calor liberado por unidade de
massa? Dados: ΔHfo (CO2) = -393,5 kJ; ΔHfo (H2O) = -241,82 kJ; ΔHfo
(O2) = 0.
5
Calcule a entalpia padrão da reação de combustão a partir das entalpias padrão de formação para os seguintes combustíveis: metano, hidrogênio e etanol. Compare seus
resultados com aqueles apresentados na Tabela 5 para os mesmos combustíveis.
6
Considerando a combustão incompleta do metano, com formação de CO(g) e
H2O(l), determine o calor de combustão, a partir dos dados de entalpias padrão
de formação.
Aula 3
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98
Aula 3
Química Tecnológica
Os hidrocarbonetos como combustíveis
Os alcanos sofrem reações de combustão com bom rendimento energético devido à
proporção de carbono existente nesses compostos. Por isso, são frequentemente usados
como combustíveis. As principais fontes de hidrocarbonetos combustíveis são os combustíveis fósseis – o petróleo e o carvão. O petróleo é uma mistura de hidrocarbonetos alifáticos e
aromáticos e de compostos orgânicos que contêm enxofre e nitrogênio. O carvão é fonte de
hidrocarbonetos aromáticos. Vamos agora falar um pouco mais sobre esses combustíveis.
Combustíveis gasosos
No Brasil, os gases mais utilizados como combustíveis são o gás natural e o gás liquefeito
de petróleo (GLP). O GLP é constituído por uma mistura de hidrocarbonetos, dos quais os
principais são propano (C3H8) e butano (C4H10), facilmente condensáveis e cujas frações na
mistura chegam a aproximadamente 50% cada um. Essa mistura gasosa pode ser obtida do
gás natural e do petróleo, por refino, sendo usada como combustível doméstico e industrial. As
reações de combustão desses componentes podem ser escritas de acordo com as Equações 12 e 13.
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
Equação(12)
C3H10(g) + 6,5O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)
Equação(13)
O gás natural é um combustível limpo que exige muito pouco processamento. Ocorre
nas formações geológicas petrolíferas, associado ou não ao petróleo, e é constituído majoritariamente de metano (CH4), misturado com pequenas quantidades de outros hidrocarbonetos
parafínicos (principalmente, etano e propano). Pode também apresentar até 10% de constituintes não combustíveis, como nitrogênio (N2), oxigênio (O2) e dióxido de carbono (CO2), além
de contaminantes como ácido sulfídrico (H2S). É de fácil transporte por dutos terrestre e sua
taxa de emissão de CO2 por unidade de energia é inferior a de outros combustíveis fósseis.
Além disso, esse gás contribui menos para a formação de poluentes porque as moléculas não
queimadas de CH4 são consideravelmente menos reativas (em relação à química de radicais
livres) do que as moléculas de hidrocarbonetos com mais de um átomo de carbono. A reação
de combustão do gás metano está representada pela Equação 8.
A gasolina
A gasolina pode ser obtida através de fontes naturais – por vapores de hidrocarbonetos
com 4 a 7 átomos de carbono (frações C4 a C7), que acompanham os gases naturais de poços
petrolíferos, e também do petróleo. Do petróleo, a gasolina (frações de C6 a C12) é separada
dos demais hidrocarbonetos através da destilação fracionada, um dos processos de refino do
óleo mineral. Até 1885, o principal objetivo da refinação do petróleo era o de produzir querosene e óleo combustível. No entanto, o desenvolvimento da indústria dos motores a explosão
determinou uma profunda modificação nos processos até então utilizados. Os hidrocarbonetos
Aula 3
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99
lineares (não ramificados) dão uma gasolina de baixa qualidade, devido às suas propriedades
decorrentes das interações intermoleculares (forças de atração de London). Portanto, é necessário refinar o petróleo para aumentar a quantidade e a qualidade da gasolina. O refino do
petróleo consiste, basicamente, nos seguintes processos: destilação (separação), conversão
(craqueamento e polimerização) e químico (remoção química de contaminantes).
Em 1914, a necessidade de produzir combustíveis para os novos motores a explosão levou a indústria de refinação a iniciar o período do chamado craqueamento térmico. A finalidade
dessa importante operação industrial é a de provocar o rompimento das grandes moléculas
de hidrocarbonetos com elevados pontos de ebulição, transformando-as em moléculas menores, com pontos de ebulição situados em limites convenientes para o bom funcionamento
dos motores a explosão.
A qualidade da gasolina como combustível, que determina a homogeneidade da queima, é
medida pela octanagem ou índice de octano. No interior dos cilindros dos motores espera-se
que os combustíveis em fase gasosa e misturados com quantidade suficiente de ar sofram uma
combustão que se propaga gradualmente na mistura gasosa. Porém, moléculas pequenas de
combustível não suportam as pressões requeridas pelos motores modernos e produzem uma
explosão instantânea (detonação antecipada), que ocasiona a conhecida “batida nos cilindros”,
fenômeno indesejável.
A octanagem, também conhecida como poder antidetonante, está relacionada, entre
outras coisas, com a composição ou a natureza do combustível da seguinte forma: os hidrocarbonetos parafínicos apresentam uma resistência à detonação prematura (poder antidetonante elevado) quanto menos longa for a sua cadeia carbônica, quanto maior o número
de ramificações e quanto mais afastadas estiverem estas ramificações das extremidades da
cadeia. Ou seja, a estrutura dessas substâncias, mais especificamente a conectividade entre
os átomos, interfere nas suas propriedades físicas e químicas (interações intermoleculares) e
são as responsáveis também pela eficiência de um processo de combustão.
As interações dominantes entre as moléculas de alcanos são as forças de
London, cuja energia aumenta com o número de elétrons da molécula. Os alcanos
que têm cadeias longas e não ramificadas tendem a ter pontos de fusão e ebulição
e entalpias de vaporização superiores aos de seus isômeros ramificados. A razão
está no fato de que os átomos de moléculas ramificadas vizinhas não podem
se aproximar tanto como aqueles de moléculas não ramificadas (lineares). O
resultado é que as moléculas que possuem cadeias ramificadas estão sujeitas a
forças intermoleculares mais fracas.
A partir disso, ficou estabelecido que em um motor de combustão interna padrão, o hidrocarboneto líquido que apresentava melhor comportamento era o 2,2,4-trimetilpentano ou
isooctano, que ficou responsável pela octanagem 100. Por outro lado, o heptano, que apresenta
aproximadamente o mesmo ponto de ebulição do isooctano, é pouco resistente à detonação
prematura e, portanto, convencionou-se sua octanagem como zero.
100
Aula 3
Química Tecnológica
Heptano: octanagem 0
Isooctano: octanagem 100
A gasolina é constituída por uma mistura de hidrocarbonetos, mas tipicamente pode ser
representada pelo octano (C8H18) e sua reação de combustão pode ser descrita conforme a
Equação 14.
C8H18(l) + 12,5O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l)
Equação (14)
Carvão
O carvão é um combustível sólido, encontrado na natureza, nos reinos vegetal e mineral, sendo a lenha e os carvões fósseis exemplos dessas fontes, respectivamente. A lenha é
constituída por material orgânico, do qual a maior parte é de celulose (C6H10O5), perfazendo
aproximadamente 50% de carbono, 40% de oxigênio, 6% de hidrogênio e 4% de nitrogênio.
Estão presentes também os compostos minerais (principalmente, os óxidos) e um elevado
teor de umidade (H2O). Apesar de possuir quantidade relativamente alta de carbono, a lenha
não é tão atrativa como combustível porque apresenta umidade elevada, que compromete seu
rendimento térmico (poder calorífico variando de 3.200 a 4.500 kcal kg-1). Esse fator, aliado
ao desenvolvimento dos derivados celulósicos (indústria de papel), contribuiu para tornar a
lenha mais importante como fonte de celulose do que como combustível.
OH
HO
O
OH
OH
O
O
OH
Monômero de celulose
O
n
Estrutura bola palito do polímero celulósico
Por outro lado, o carvão mineral, encontrado nas minas tradicionais de carvão espalhadas
em todo o mundo, é muito mais atrativo do ponto de vista energético quando comparado à
lenha. Compostos orgânicos e inorgânicos (minerais) encontram-se em sua composição, sendo
o carbono em quantidade majoritária. Além do carbono, também estão presentes hidrogênio,
oxigênio, nitrogênio e enxofre. Dentre os compostos minerais, a pirita (FeS2) é um exemplo,
acompanhada do enxofre nas complexas moléculas orgânicas de carvão. O carvão, ao ser
queimado, libera dióxido de enxofre (SO2), um sério poluente atmosférico.
Aula 3
Química Tecnológica
101
Os teores de carbono e umidade variam com a idade geológica, mais especificamente,
as transformações metamórficas sofridas ao longo do tempo (desidratação e decomposição).
As características geológicas dos carvões minerais deram origem a uma classificação, que se
estende desde os carvões mais macios (menor conteúdo de carbono e maior umidade) até os
mais duros (mais carbono e menos umidade), por ordem crescente de dureza: turfa, linhito,
hulha e antracito (Figura 8).
Figura 8 – Carvões minerais em diferentes classificações de acordo com a idade geológica
Fonte: <http://estudante-de-biogeo-11.blogspot.com/2009/03/
classificacao-das-rochas-sedimentares.html>. Acesso em: 12 abr. 2011.
A Tabela 7 apresenta a composição e o conteúdo térmico de carvões comuns encontrados
em algumas regiões dos Estados Unidos.
Tabela 7 – Composição e conteúdo térmico de carvões comuns
Análise Química
Tipo
Umidade (%)
Carbono fixo (%)
Cinza (%)
Poder calorífico
(kcal kg-1)
Antracito
2,0-3,5
92-96
2-3
7.200-8.000
Hulha
10-20
73-92
3,5-9,1
5.000-8.200
Linhito
20-40
65-73
6,0-7,5
3.800-4.600
Turfa
90
55-65
8-15
3.000-3.500
Fonte: Hilsdorf (2009).
O carvão mineral, em cada uma de suas fases, compõe-se de uma parte orgânica, formada
de macromoléculas de carbono e hidrogênio e pequenas proporções de oxigênio, enxofre e
nitrogênio. A parte orgânica é a mais útil, por ser fortemente combustível. As principais reações
de combustão do carvão estão representadas pelas Equações 15, 16 e 17.
C(s)
H2(g)
S(s)
102
Aula 3
Química Tecnológica
+
+
+
O2(g)
→
0,5O2(g)
O2(g)
→
CO2(g)
→
H2O(l)
SO2(g)
Equação(15)
Equação(16)
Equação(17)
5
1
2
Represente as estruturas dos compostos heptano e isooctano, utilizando
a fórmula estrutural plana.
Determine, a partir das entalpias padrão de formação, o calor de combustão
dos principais constituintes do gás liquefeito de petróleo. Dados: ΔHfo (C3H8)
= -103,85 kJ; ΔHfo (C4H10) = -124,7 kJ.
Aula 3
Química Tecnológica
103
Interações químicas
Quando moléculas, átomos ou íons aproximam-se uns dos outros, dois fenômenos podem ocorrer: eles podem reagir ou interagir. Uma reação química, por definição, requer que
ligações químicas sejam quebradas e/ou formadas. Usualmente, as energias envolvidas neste
processo variam entre 50 e 100 kcal.mol-1. Uma interação química significa que as moléculas
se atraem ou se repelem entre si, sem que ocorra a quebra ou formação de novas ligações
químicas. Estas interações são frequentemente chamadas de interações não covalentes ou interações intermoleculares. As energias envolvidas em tais tipos de interações são muito menores
que aquelas envolvidas em processos reativos, variando usualmente entre 0,5 a 10 kcal.mol-1.
Nesta seção, estudaremos as interações químicas (forças intermoleculares) presentes
em menor ou maior intensidade entre as moléculas de uma substância em fase gasosa, líquida ou sólida. Essas forças que ocorrem entre moléculas neutras dependem das polaridades,
do tamanho e da forma ou geometria espacial das estruturas. No decorrer desses estudos,
vamos nos deter em duas propriedades importantes que são diretamente influenciadas pelas
forças intermoleculares: a interação de um líquido com uma superfície e a viscosidade de um
fluido. Essas propriedades são comuns e de grande importância no estudo de combustíveis
e lubrificantes.
A ação de um lubrificante, por exemplo, dependerá fortemente dessas duas propriedades,
uma vez que ela se baseia na formação de um filme fluido entre superfícies metálicas, evitando
o contato direto entre as peças de um equipamento. A aderência desse filme com a superfície
depende das características das composições químicas do metal e do lubrificante, responsáveis
pela forma de interação entre eles. Além disso, a viscosidade do lubrificante também determinará a resistência do filme à pressão e temperatura. Os combustíveis, por sua vez, também
são bastante influenciados pelas interações intermoleculares, que interferem em várias de
suas propriedades, tais como ponto de fulgor, de ignição, de detonação entre outras, e pela
viscosidade, que dentre outras coisas, estabelece os motores mais adequados para sua queima.
As forças intermoleculares são responsáveis, entre outras coisas, pelos estados de
agregação das substâncias, estando presentes fortemente em substâncias líquidas e sólidas,
sendo desprezíveis nos gases em virtude de suas moléculas estarem muito afastadas umas
das outras. A intensidade dessas forças de atração em diferentes substâncias é bastante
variável, mas são sempre mais fracas do que as atrações entre os átomos nas ligações químicas. Dessa forma, é necessário muito menos energia para desfazer as interações do que
para romper ligações. Para comparação, são necessários apenas 16 kJ mol-1 para vencer as
atrações intermoleculares entre as moléculas de HCl líquido para vaporizá-lo, em contraste
com 431 kJ mol-1 de energia para dissociar HCl em átomos de H e Cl. Por isso, mudanças
de fase (sólido-líquido-gasoso) envolvem energia bem inferior àquela necessária para romper
ligações. Muitas propriedades físicas, incluindo as temperaturas de ebulição e fusão, bem
como os estados físicos da matéria (sólido, líquido e gasoso) refletem a intensidade das forças
intermoleculares (Figura 9).
104
Aula 3
Química Tecnológica
Resfriar ou
comprimir
Resfriar
Aquecer
Aquecer ou
reduzir a
pressão
Gás
Líquido
Sólido Cristalino
Figura 9 – As propriedades gerais dos gases, líquidos e sólidos podem ser compreendidas em termos
de quão constritas as moléculas estão agrupadas e das forças das atrações moleculares entre elas
Fonte: Brown (2005).
Existem diversos tipos de interações intermoleculares (Tabela 8), sendo todas elas originadas de atrações entre cargas elétricas opostas. Em conjunto, elas são chamadas forças
de van der Waals, em homenagem a J. D. van der Waals, que estudou o comportamento não
ideal dos gases reais.
Tabela 8 – Descrição resumida das interações intermoleculares
Tipo de interação
Substâncias comuns
Intensidade relativa
à ligação covalente
Atrações dipolo-dipolo
Ocorrem em substâncias que
possuem dipolos permanentes
(moléculas polares).
1 a 5%
Ligações de hidrogênio
Ocorrem quando as moléculas
contêm ligações N-H e O-H.
5 a 10%
Forças de dispersão
de London
Todos os átomos, moléculas e íons.
Depende do tamanho
e da forma das moléculas.
Atrações íon-dipolo
Ocorrem quando os íons interagem
com moléculas polares.
∼10%: depende da carga
do íon e da polaridade da molécula.
Atrações
íon-dipolo induzido
Ocorrem quando um íon cria um
Variável, depende da carga do íon e
dipolo na partícula vizinha, que pode
da polarizabilidade de seu vizinho.
ser uma molécula ou outro íon.
Fonte: Brady (2009).
A partir da Tabela 8 verificamos que a presença de polaridade nas ligações e nas moléculas
é relevante para a ocorrência dos diferentes tipos de interações intermoleculares. Por isso,
vamos falar um pouco sobre essa característica das substâncias. A polaridade, resultante da
separação de cargas ou densidades de carga, afeta diversas propriedades físicas e químicas
de uma substância. Essa separação de cargas em uma molécula pode ser quantificada pelo
momento de dipolo. Porém, o termo polaridade deve ser considerado de forma cuidadosa.
Na química, encontramos a polaridade em ligações e em moléculas. O primeiro caso está
Aula 3
Química Tecnológica
105
relacionado com a eletronegatividade dos elementos que participam da ligação, enquanto
o segundo depende da geometria molecular. Dessa forma, moléculas que possuem ligações
polares não são necessariamente polares.
O conceito de polaridade de ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons
entre os átomos. Uma ligação covalente apolar (como em N2) é aquela na qual os elétrons estão
igualmente compartilhados entre dois átomos de mesma eletronegatividade. Em uma ligação
covalente polar (HF, por exemplo) um dos átomos, o mais eletronegativo, exerce maior atração
pelos elétrons ligantes e desloca a densidade eletrônica (nuvem eletrônica) para próxima dele.
O resultado é uma carga parcial positiva (δ+) sobre o átomo menos eletronegativo e uma
carga parcial negativa (δ-) sobre o átomo mais eletronegativo.
A polaridade em moléculas é resultante da sua geometria, pois depende da orientação
de suas ligações polares que, por sua vez, são as responsáveis pelo momento de dipolo total
(soma dos seus dipolos de ligação) da molécula. Para facilitar, podemos imaginar os dipolos
de ligação como vetores. Dessa forma, a estrutura tridimensional da molécula é crucial para a
determinação da distribuição de cargas e, por conseguinte, do momento de dipolo resultante
no composto. A Figura 10 mostra o efeito da orientação das ligações sobre a polaridade das
moléculas de água e dióxido de carbono.
a
b
Dipolos de ligação
O
C
O
Momento de dipolo total = 0
Dipolos de ligação
O
H
H
Momento de dipolo total
Figura 10 – (a) O momento de dipolo total da molécula de CO2 é zero (molécula apolar), pois seus dipolos de
ligação possuem módulos iguais e sentidos contrários. (b) A molécula de H2O é polar, pois seus dipolos de
ligação são iguais em magnitude, mas não exatamente opostos entre si.
Fonte: Brown (2005).
Nos compostos orgânicos, as ligações entre carbono e hidrogênio são consideradas
aproximadamente apolares, devido à proximidade relativa entre suas eletronegatividades. Por
isso, os hidrocarbonetos são moléculas apolares. A presença de heteroátomos, como oxigênio,
nitrogênio, cloro e enxofre, por exemplo, origina moléculas orgânicas polares. Assim, substâncias como álcoois e ésteres, que possuem ligações C-O e O-H, normalmente são polares.
O fluxograma da Figura 11 fornece uma ideia geral das condições comuns que levam aos
principais tipos de interações intermoleculares.
106
Aula 3 Química Tecnológica
Íons ou moléculas
interagindo
Não
Não
Existem moléculas
polares envolvidas?
Existem íons
envolvidos?
Sim
Existem moléculas
polares e íons
presentes?
Não
Sim
Os átomos de hidrogénio
estão ligados a átomos
de N, O ou F?
Não
Apenas forças
de London
(dipolos induzidos)
Exemplos: Ar(l),
I 2(s)
Sim
Sim
Forças de
dipolo-dipolo
Ligação de
hidrogênio
Exemplos: H2S,
CH 3Cl
Exemplos: H 2O
líquido e sólido,
NH 3, HF
Forças íon-dipolo
Exemplos: KBr em
H2O
Ligações iônicas
(Seção 8.2)
Exemplos:
NaCl, NH 4NO3
Força de van der Waal
Figura 11 – Fluxograma das principais características responsáveis pelos diferentes tipos de interações intermoleculares
Fonte: Brown (2005).
As forças intermoleculares também são responsáveis por uma propriedade muito importante das substâncias, principalmente dos líquidos, denominada viscosidade. Uma substância gasosa, quando colocada dentro de um recipiente qualquer fechado, vai se expandir
naturalmente até ocupar todo o volume disponível. No caso dos líquidos, essa expansão não
é observada, mas sim uma espécie de acomodação do volume líquido dentro do recipiente,
de maneira que ele adquire a forma do objeto. Essa capacidade de mudar de forma é bastante
comum nas substâncias líquidas, inclusive durante seu escoamento. A resistência de um líquido
em trocar de forma durante o escoamento é a chamada viscosidade.
A viscosidade tem sido chamada “atrito interno” de um material e é influenciada tanto
pelas atrações intermoleculares quanto pela forma e pelo tamanho moleculares. Para moléculas
de tamanho semelhante, conforme aumentam as intensidades das forças intermoleculares
também aumenta a viscosidade. Consideremos duas substâncias de mesmo tamanho molecular
(mesma quantidade de átomos), como a acetona e o etilenoglicol, representadas a seguir. Qual
delas apresenta maior viscosidade?
C
H 3C C
Acetona
CH3
HO CH2 CH2 OH
Etilenoglicol
Aula 3
Química Tecnológica
107
O etilenoglicol é mais viscoso que a acetona e para entender isso é preciso observar
suas estruturas moleculares. A acetona contém um grupo polar carbonila (C=O), capaz de
experimentar tanto atrações dipolo-dipolo quanto forças de London. Por outro lado, o etilenoglicol contém dois grupos hidroxila (OH), que além das forças de London também participam
de ligações de hidrogênio (interações muito fortes), responsáveis por manter as moléculas
agrupadas e, consequentemente, aumentar sua viscosidade.
A capacidade das moléculas de se emaranharem umas com as outras é outro fator
importante na determinação da viscosidade. Longas moléculas flexíveis e emaranhadas resultarão em viscosidades mais elevadas, capazes de formar filmes fluidos que suportam cargas
ou pressões mais elevadas. Por exemplo, os óleos lubrificantes de máquinas pesadas, que
são constituídos por mistura de hidrocarbonetos de longas cadeias apolares, apresentam
viscosidade aproximadamente 600 vezes maior do que a da água a 15 oC. Isso é o que ocorre
também com os óleos vegetais e outros lubrificantes.
Saiba mais
A Society of Automotive Engineers (SAE) estabeleceu números para indicar a
viscosidade de óleos de motor. Quanto maior o número, maior a viscosidade a qualquer
temperatura. O óleo SAE 40, por exemplo, é mais viscoso do que o SAE 10.
Vale ressaltar ainda que a viscosidade apresenta dependência com a temperatura, da seguinte forma: quando a temperatura diminui, a viscosidade aumenta. Isso se deve ao fato de que com a
diminuição da temperatura as moléculas se movem mais lentamente e as forças intermoleculares
tornam-se mais efetivas na restrição ao escoamento. Por isso, a viscosidade dos combustíveis é
uma característica muito importante, que atesta sua aplicabilidade em determinadas regiões do
país e do mundo. No caso de lubrificantes, a variação da viscosidade com a temperatura pode
causar perda da capacidade de lubrificação, com consequente desgaste de peças.
Ainda considerando os processos de interações químicas, vamos mencionar a adsorção,
que consiste na acumulação de uma substância em uma interface. Ocorre com todos os tipos
de interface, tais como gás-sólido, líquido-sólido, líquido-gás. Trata-se de um fenômeno de
superfície e está relacionado à tensão superficial. Os sólidos, por exemplo, apresentam a propriedade de reter moléculas em sua superfície e esta propriedade pode ser bastante acentuada
no caso de materiais porosos ou finamente divididos. As forças envolvidas podem variar desde
as de natureza puramente física (adsorção física ou fisissorção) até as de natureza química
(adsorção química ou quimissorção). Os principais parâmetros envolvidos são área específica
da superfície, porosidade, distribuição de tamanho de poro e temperatura. O material adsorvido
é denominado adsorbato e a fase que adsorve é o adsorvente.
A adsorção física ou fisissorção é causada principalmente por interações do tipo forças
de van der Waals (interação dipolo-dipolo e forças de polarização envolvendo dipolo induzido),
sendo um fenômeno reversível no qual se observa normalmente a deposição de mais de uma
camada de adsorbato sobre a superfície adsorvente. Na adsorção química ou quimissorção
os átomos ou moléculas se ligam à superfície do adsorvente por meio de ligações covalentes.
Por se tratar de uma ligação química, a distância entre a superfície e o átomo mais próximo
108
Aula 3
Química Tecnológica
do adsorbato é menor do que na fisissorção, permitindo uma troca efetiva de elétrons entre o
sólido e a molécula adsorvida e ocasionando as seguintes características: formação de uma
única camada sobre a superfície sólida, irreversibilidade e liberação de uma quantidade de
energia considerável (da ordem de uma reação química).
Como dito anteriormente para os sólidos, a presença de poros na superfície é um fator
relevante nos processos de adsorção. O tamanho dos poros determina a acessibilidade das
moléculas de adsorbato para a superfície interna de adsorção e sua distribuição é uma propriedade importante para caracterizar o poder de adsorção do adsorvente. Outra propriedade dos
adsorventes é a polaridade que, por sua vez, está relacionada com a composição da superfície.
Adsorventes polares, chamados de hidrofílicos possuem afinidade com substâncias polares,
como água e álcoois, por exemplo. Por outro lado, adsorventes não polares, denominados
hidrofóbicos, apresentam maior afinidade com óleos e hidrocarbonetos do que com a água.
Uma propriedade associada aos líquidos, especialmente a água, é a capacidade de molhar
outras coisas. A molhabilidade é o espalhamento de um líquido ao longo de uma superfície
para formar uma película fina. A água é capaz de molhar a superfície de um vidro limpo, mas
não irá molhar a mesma superfície se ela estiver engordurada. Neste último caso, haverá a
formação de uma pequena gota sobre o vidro. Para que a molhabilidade ocorra, as atrações
intermoleculares entre o líquido e a superfície precisam ser aproximadamente da mesma
intensidade que as atrações no interior do próprio líquido. No exemplo citado anteriormente
isso é possível, pois a superfície do vidro contém inúmeros átomos de oxigênio com os quais
as moléculas de água podem formar ligações de hidrogênio, compensando parte da energia
necessária para expandir a área superficial da água durante a molhabilidade (Figura 12a).
a
b
Figura 12 – (a) Interações responsáveis pela ocorrência da molhabilidade do vidro limpo. (b) Interações que impedem a ocorrência da
molhabilidade, resultando na formação de gotas na superfície de vidro engordurada
Fonte: Brady (2009).
Aula 3
Química Tecnológica
109
Quando o vidro está coberto por uma película de óleo ou gordura, a superfície exposta
à gota de água é composta de moléculas aproximadamente apolares, capazes apenas de interações através de forças de London com as moléculas de água (Figura 12b). Portanto, neste
caso, as atrações internas na água (ligações de hidrogênio) são muito mais fortes, causando a
formação das gotas. Os conceitos de molhabilidade podem ser estendidos ao que chamamos
oleosidade, envolvidos nos processos de lubrificação que consistem na interação do óleo
lubrificante com a superfície metálica, formando os chamados filmes lubrificantes.
Tensão superficial é a tendência das moléculas da superfície de um líquido
de serem puxadas para o corpo do líquido. Essa propriedade é especialmente
evidente para os líquidos e está relacionada com a tendência do líquido de buscar
a forma que tenha a área superficial mínima. Para um dado volume, a forma que
possui a menor área superficial é a esfera, razão pela qual as gotas de chuva
tendem a assumir a forma de pequenas esferas.
O fenômeno de adsorção é responsável por muitos processos importantes, como aqueles que envolvem a estabilização de espécies hidrofóbicas em meios aquosos (Figura 13a)
ou hidrofílicas em meios apolares. Pequenas gotas de óleo são hidrofóbicas e não podem
permanecer suspensas em água. Em vez disso, elas se separam formando uma parte oleosa
na superfície. Porém, o estearato de sódio ou qualquer outra substância análoga contendo em
sua estrutura uma porção hidrofílica (polar ou carregada) e outra parte hidrofóbica (apolar),
estabilizará uma suspensão de óleo em água. A estabilização resulta da interação dos lados
hidrofóbicos dos íons estearato com a gota de óleo e do lado hidrofílico com a água, como
mostrado na (Figura 13b). Como visto anteriormente, essas interações, que neste caso específico ocorre entre o íon estearato e o óleo, resultam na formação das micelas. A formação
de micelas ocorre com frequência nos processos de detergência, comumente empregados
no tratamento do petróleo, bem como na remoção de resíduos indesejáveis em substâncias
lubrificantes ou combustíveis, por exemplo.
a
-
+
Ânions adsorvidos
podem interagir
com a água
+
-
+
Cátions
em solução
-
+
-
+
-
-
-
Repulsão
-
Partícula
hidrofóbica
+
+
Água
-
+
-
+
+
Partícula
hidrofóbica
+
-
-
+
-
Figura 13a – Ilustrações de fenômenos de adsorção. (a) Estabilização de uma
substância hidrofóbica em água por íons adsorvidos
110
Aula 3
Química Tecnológica
b
Íon
+
Na +
+ estearato
+
O
+
CH 3(CH2)16CO
Ponta
+
Ponta
+ hidrofóbica hidrofílica
Gota
de óleo
+
+
Água
Figura 13b – Ilustrações de fenômenos de adsorção. (b) Estabilização de uma emulsão
de óleo em água por íons estearato
Fonte: Brown (2005).
O conceito de adsorção também está presente em outros processos, como na catálise.
Um catalisador é uma substância que faz variar a velocidade de uma reação química, sem
que ele próprio sofra variação química permanente no processo. Um catalisador heterogêneo
existe em fase diferente das moléculas do reagente, geralmente como um sólido em contato
com os reagentes na fase gasosa ou em solução. Isso é o que acontece, por exemplo, no processo de craqueamento catalítico das moléculas de hidrocarbonetos para formar a gasolina.
Os catalisadores heterogêneos geralmente são compostos de metais ou óxidos metálicos e a
reação ocorre na sua superfície, sendo a etapa inicial a de adsorção dos reagentes. A adsorção ocorre porque os átomos ou íons na superfície de um sólido são extremamente reativos.
Diferentemente de suas contrapartidas no interior da substância, eles têm necessidades de
valência não preenchidas.
Ainda nesse contexto, podemos citar a adsorção de substâncias lubrificantes a superfícies metálicas durante a formação do filme fluido no processo de lubrificação. A adsorção,
nesse caso, pode ser do tipo fisissorção, quimissorção ou por reação química. A habilidade de
adsorver fisicamente essas substâncias à superfície pode variar de acordo com a constituição
molecular, podendo ser polar ou apolar. As moléculas polares orientam-se sobre a superfície
pela força de adesão, tais como a do hexadecanol mostrado na Figura 14a, resultando em um
filme de resistência moderada.
Aula 3
Química Tecnológica
111
H C H
H C H
H C H
H C H
+ -
H C H
O H+
-+
HCH HCH
H C H
HCH
HCH
H C H
HCH
HCH
HCH HCH
C
HCH
H C H
C
H C H
H C H
Adesão
O
O
O
HCH
HCH HCH
HCH HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH HCH
HCH HCH
HCH
HCH
HCH HCH
C 16H33CH
H C H
HCH
HCH
HCH
Hexadecanol
H C H
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
H C H
H C H
H C H
HCH
HCH
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
O H+
+ -
H C H
HCH
HCH
HCH HCH
HCH HCH
H C H
H C H
H C H
HCH
HCH
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H C H
H
H CH
H
HCH
HCH
HCH HCH
HCH HCH
HCH HCH
HCH HCH
HCH
H C H
H C H
H C H
H C H
H
H
H C H
H C H
H C H
H C H
H
H
H C H
H C H
H C H
Coesão
Coesão
H
H C H
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
HCH
C
HCH
O
O
O
O
Fe
OFe
Fe
O
Fe OFe OFe
e
Fe
O F
Fe O OFe OFO
e
O
F
e O OFe Fe
Fe
O
O
Fe
OF
Fe
e
Fe
O F
O Fe e
O
O Fe
H C H
+
H O -
Ferro
Metal não reativo
Estearato
de ferro
30º A
C
Adesão
O
O
O Fe
O Fe e O Fe O
Fe
e
F
Fe O O Fe O O Fe O F
e
O F Fe O Fe
O
Óxido de Ferro
Figura 14 – Ilustração dos fenômenos de adsorções física do hexadecanol (a) e química do estearato (b) sobre uma superfície metálica
Fonte: Carreteiro (2006).
Moléculas não polares, como hexadecano e benzeno, possuem baixa resistência de filme,
resultando em um alto coeficiente de atrito na superfície metálica. Na Figura 14b, observamos
a quimissorção do ácido hexadecanoico por meio da sua reação com o óxido de ferro da superfície, na presença de água, formando o filme lubrificante. No caso das interações por reação
química, o filme é resultado de produtos de elevada reatividade química do metal.
6
112
Aula 3
1
Identifique as forças intermoleculares presentes nas seguintes substâncias:
etano, metanol e etanol. Selecione dessas substâncias aquela com a temperatura de ebulição mais alta.
2
Explique como as forças intermoleculares e a temperatura influenciam a
viscosidade de um líquido.
Química Tecnológica
Leitura complementar
Consultando o material a seguir, você encontrará informações sobre a química geral,
orgânica e a físico-química, que ajudarão a complementar seus estudos.
WIKILIVROS. Introdução à Química. Disponível em: <http://pt.wikibooks.org/wiki/
Introdu%C3%A7%C3%A3o_%C3%A0_Qu%C3%ADmica>. Acesso em: 12 mar. 2011.
No texto disponibilizado no link seguinte, você encontrará mais informações sobre o
fenômeno de molhabilidade, discutido anteriormente.
IGLESIAS, Roberto. Interação de superfície: molhabilidade. Disponível em: <www.pucrs.br/
cepac/download/Wettability.pps>. Acesso em: 13 abr. 2011.
O texto disponível no link traz informações complementares sobre o fenômeno de adsorção em sólidos e líquidos.
ADSORÇÃO de solução. Disponível em: <www2.iq.usp.br/docente/hvlinner/adsorcao.pdf>.
Acesso em: 13 abr. 2011.
Com o material disponibilizado no link a seguir, você terá a oportunidade de ampliar seus
conhecimentos sobre o tema tensão superficial.
Tensão superficial. Disponível em: <http://pt.wikibooks.org/wiki/Mec%C3%A2nica_dos_fluidos/Tens%C3%A3o_superficial>. Acesso em: 4 abr. 2011.
No link abaixo, você encontrará uma descrição ilustrada sobre a viscosidade e as maneiras
de determinar tal propriedade.
DETERMINAÇÃO da viscosidade: método de Stokes e viscosímetro de Hopler. Disponível em:
<http://www.escoladavida.eng.br/mecfluquimica/aulasfei/aula_10_complemento.pdf>. Acesso
em: 13 abr. 2011.
A seguir, disponibilizamos um material para ampliar seus conhecimentos sobre interações
intermoleculares, um fenômeno muito importante na Química.
ROCHA, Willian R. Interações intermoleculares. Química Nova na Escola, 4, mai. 2001.
Disponível em: <http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarConceito.php?idConceito=8>. Acesso
em: 15 abr. 2011.
Nos três links a seguir, são disponibilizados materiais para estudos complementares
sobre a energia, suas formas e aplicações.
OLIVEIRA, R. J.; SANTOS, J. M. A energia e a química. Química Nova na Escola, n. 8, 1998.
OKI, M. C. M. A eletricidade e a química. Química Nova na Escola, n. 12, 2000.
ENERGIA dos combustíveis: Entalpia. Disponível em: <http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fisico_quimica_trabalhos/energiacombustiveis.htm>.
Acesso em 20 de março de 2011.
Aula 3
Química Tecnológica
113
Resumo
Nesta aula, você aprendeu que a ciência Química Orgânica está presente
em nosso cotidiano, nas mais variadas formas, a começar pelo nosso próprio
organismo. Entendemos que os combustíveis, uma das principais fontes de
energia, atualmente, são constituídos por compostos orgânicos, que ao sofrerem combustão liberam energia de forma espontânea. Vimos também que os
lubrificantes, substâncias essenciais para o bom funcionamento de diversos
equipamentos, inclusive os motores automotivos, também são compostos por
substâncias orgânicas. Durante nossos estudos, percebemos que as propriedades
e características das substâncias são diretamente influenciadas pelas interações
químicas presentes entre as moléculas e também dessas com as interfaces (superfícies, por exemplo). A partir dos conceitos abordados nesta aula, será possível
compreender, do ponto de vista químico, o comportamento dos combustíveis e
lubrificantes durante suas atividades.
Autoavaliação
1
114
Aula 3
Determine quantos moles de dióxido de carbono gasoso são produzidos por uma termoelétrica para cada 1,0 MJ (megajoule) de energia produzida, sabendo que a planta
queima metano gasoso, para o qual a entalpia de combustão vale -890 kJ mol-1.
2
Qual é a definição de energia interna? Faça uma pesquisa bibliográfica e enuncie a
primeira lei da termodinâmica, estabelecendo uma relação com a energia interna.
3
Qual é a diferença entre energia interna e entalpia?
4
Defina o termo viscosidade.
5
Explique o conceito de adsorção.
6
Fale sobre a influência das forças intermoleculares em algumas propriedades das
substâncias que compõem os combustíveis e lubrificantes.
7
Verifique os valores energéticos da combustão do metano, usando as energias de
ligação mostradas na Tabela 1.
Química Tecnológica
8
A equação seguinte representa a reação exotérmica entre o hidrogênio e o oxigênio
para produzir água. Qual é a equação para esta reação quando é feita de modo a
produzir 1,0 mol de água?
9
2H2(g) + O2(g)
2H2O(l)ΔHo = -571,8 kJ
No exercício anterior, qual seria o valor da variação de entalpia padrão quando há
produção de 1,0 mol de H2O?
10
Escreva as fórmulas condensada e de traço para os compostos heptano e 2,2,4-trimetilpentano, responsáveis pela classificação da gasolina quanto a sua octanagem.
Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p.
BRADY, J. E.; SENESE, F. Química: a matéria e suas transformações. 5. ed. Rio de Janeiro:
Editora LTC, 2009. 569 p.
BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo:
Pearson Prentice Hall, 2005. 972 p.
CARRETEIRO, P. R.; BELMIRO, P. N. A. Lubrificantes e lubrificação industrial. Rio de Janeiro:
Editora Interciência, 2006. 503 p.
HILSDORF, J. W. et al. Química tecnológica. São Paulo: Cengage Learning, 2009. 337 p.
SPIRO, T. G.; STIGLIANI, W. M. Química ambiental. 2. ed. São Paulo: Editora Pearson Prentice
Hall, 2009. 334 p.
VOLLHARDT, K. P. C.; SCHORE, N. E. Química Orgânica: estrutura e função. 4. ed. Porto Alegre:
Editora Bookman, 2004. 1112 p.
Aula 3
Química Tecnológica
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Anotações
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