Apostila 1

APOSTILA – QUÍMICA TECNOLÓGICA PROF. RODRIGO AMORIM

ATOMÍSTICA Um átomo é constituído por uma parte central chamada de núcleo, onde se encontram os prótons (partículas positivas) nêutrons (partículas neutras) e uma outra parte que circunda esta parte central, chamada de eletrosfera, onde estão os elétrons (partículas negativas).

Estas partículas que compõe os átomos são chamadas de fundamentais. Partícula Carga Massa Próton (p) + 1 Neutron (n) Neutro 1 Elétron (e)

-

A massa do elétron é 1840 vezes menor que do próton ou do nêutron, por isso é desprezível. A massa do átomo está concentrada no seu núcleo.

Exemplos:

Representação: A

X

símbolo 14N

56

Fe

Um átomo é neutro, ou seja, o número de cargas positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas (elétrons). nº p = nº e O átomo de oxigênio tem 8 prótons, portanto 8 elétrons.

1

O átomo de hidrogênio tem 1 próton, portanto 1 elétron.

NÚMERO ATÔMICO (Z) É o número de prótons (carga nuclear), o número atômico identifica o átomo que estamos trabalhando. Z = n° p Se um átomo tem número de atômico 6, é o carbono, apresenta 6 prótons. Se um átomo tem número atômico 13, é o alumínio, apresenta 13 prótons.

Portanto temos: Z = nº p = nº e Representação:

Com estas informações, conseguimos determinar a quantidade de cada partícula fundamental. Veja alguns exemplos:

2

Observe que no exemplo acima o número atômico igual a 1, determina o hidrogênio, mas a massa de cada hidrogênio e diferente. O símbolo representa o elemento químico, conjunto de átomos de mesmo número atômico.

O número atômico define o elemento químico. Quando falamos no urânio, o número atômico é 92, sempre. Mas temos na natureza átomos de urânio com diferentes massas, por exemplo:

Estes átomos com mesmo número atômico e diferente número de nêutrons, chamamos de isótopos. ISÓTOPO DO URÂNIO - 235 ISÓTOPO DO URÂNIO - 238 Se é urânio, o número atômico é 92, o número que acompanha o nome do elemento é a sua massa. O acidente nuclear que aconteceu em Goiânia, em setembro de 1987, foi causado pelo césio - 137, ou seja, isótopo do césio de massa 137. No exemplo que colocamos anteriormente do hidrogênio, temos:

Na natureza, a maior parte (quase a totalidade) dos átomos de hidrogênio, apresentam massa igual a 1, uma pequena parte apresentam massa a 2 e uma outra parte, apenas residual, portanto, desprezível, apresenta massa 3. A molécula de água é formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Quando falamos em água pesada, estamos nos referindo a moléculas de água formadas por átomos de hidrogênio mais pesados, essencialmente de deutério (hidrogênio de massa = 2). 1

H2O maior parte das moléculas de água.

2

H2O água pesada. A água pesada pode ser representada por D2O (D = Deutério)

ISÓBAROS São átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém não faz parte do mesmo elemento químico, ou seja, apresenta número atômico diferente.

3

Mesma massa nº atômico e número de nêutrons diferentes são isóbaros. ISÓTONOS São átomos que apresentam a semelhança no número de nêutrons, ou seja, a massa e o número atômico são diferentes.

Resumindo: PRÓTONS MASSA NEUTRONS ISÓTOPOS ISÓBAROS ISÓTONOS Representando os elementos hipoteticamente por:

ISÓBAROS = A e B (mesma massa) ISÓTOPOS = B e D, C e E (mesmo n° de prótons) ISÓTONOS = A, C e D, B e E (mesmo n° de nêutrons) Quais átomos devem ser representados pelo mesmo símbolo? Aqueles que fazem parte do mesmo elemento químico, ou seja, que apresentam o mesmo número atômico (isótopos), portanto, B e D, C e E.

ÍONS Como já vimos, os átomos são formados por um núcleo (parte central) e a eletrosfera (parte periférica). O núcleo, apesar de concentrar praticamente toda a massa do átomo, apresenta um diâmetro cerca de 10.000 vezes menor do que o átomo.

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Se o átomo fosse o Maracanã, o núcleo seria a bola, no centro do campo. Se o átomo tivesse um diâmetro de 100m seu núcleo teria diâmetro de 1cm.

Desenhamos o núcleo de forma exagerada, pois se fossemos representá-lo de forma correta, seria tão pequeno que seria difícil enxergá-lo. Os átomos sofrem reações para alcançar uma estabilidade. Estas reações ocorrem através de choques, e como o núcleo está protegido, não participa delas. As alterações sofridas por um átomo, ocorrem na eletrosfera, ou seja, nos elétrons. Os átomos, para alcançarem a estabilidade, podem perder ou ganhar elétrons, com isso adquirem cargas. Estas espécies, carregadas positivamente ou negativamente, chamamos de íons. Vamos ver alguns casos: ÁTOMO ELETRIZADO POSITIVAMENTE (cátion)

O átomo eletrizado positivamente é aquele que apresenta mais cargas positivas (prótons), do que cargas negativas (elétrons). Para tanto, ele perdeu elétrons. O total de elétrons perdidos é o total de cargas positivas adquiridas. Exemplos:

ÁTOMO ELETRIZADO NEGATIVAMENTE ( ânion )

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O átomo eletrizado negativamente apresenta mais elétrons do que prótons. Para tanto ele ganhou elétrons. O total de elétrons ganhos é o total de cargas negativas adquiridas. Exemplos :

Resumindo:

É importante frisar, toda e qualquer alteração no átomo ocorre nos elétrons, os prótons e nêutrons permanecem inalterados.

A única diferença entre estas espécies químicas está no número de elétrons.

VALÊNCIA É o número de ligações que um átomo faz. Como em cada ligação está envolvido 1 elétron deste átomo, o total de cargas adquiridas, positiva ou negativa, determina sua valência. Al3+

Valência 3 O2- Valência 2 Na+ Valência 1 trivalente

bivalente

monovalente

Já sabemos: CÁTION ÂNION

CARGA POSITIVA CARGA NEGATIVA

VALÊNCIA

TOTAL EM CARGAS ENTÃO, QUANDO DIZEMOS: REPRESENTAMOS - O potássio forma cátion monovalente K+

6

Al3+ ClO2-

- O alumínio forma cátion trivalente - O cloro forma ânion monovalente - O oxigênio forma ânion bivalente Outro termo comum: Espécies isoeletrônicas

apresentam o mesmo número de elétrons.

Exemplos:

DistribuiÁão Eletrônica de Linus Pauling O Diagrama de Linus Pauling (Diagrama de Pauling), foi um diagrama feito pelo químico norteamericano Linus Carl Pauling para auxiliar na distribuição dos elétrons pelos sub-níveis da eletrosfera. Os sub-níveis, são chamados por letras: s (sharp = nítido), p (principal), d (diffuse = difuso), f (fundamental), g, h e i, sendo esses 3 últimos ausentes do diagrama convencional, pois, apesar de existirem na teoria, não há átomo que possua tantos elétrons e que seja necessário utilizar esses subníveis. A camada K é composta pelo sub-nível s. A camada L é composta pelos sub-níveis s e p. A camada M é composta pelos sub-níveis s, p e d. A camada N é composta pelos sub-níveis s, p, d e f. E assim sucessivamente até a camada Q.

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA Camadas eletrônicas Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia: camada núcleo

K

L

M

N

O

P

Q

1

2

3

4

5

6

7

nível Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia: K

L

M

N

O

P

Q

2

8

18

32

32

18

2

Sub-níveis de energia

7

As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou sub-níveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f. Sub-nível

s

p

d

f

Número máximo de elétrons

2

6

10

14

8

DIAGRAMA DE ENERGIAS

Diagrama de energias dá a ocorrência de cada sub-nível nos níveis, bem como a ordem de energias crescentes. • •

Sub-nível mais energético é o último da distribuição de acordo com o diagrama de energia. Camada de valência é a camada (nível) mais externa.

Exemplos: Distribuição eletrônica

(Sub-níveis) (Níveis ou Camadas)

(Sub-níveis)

Sc

21

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

(Níveis) Distribuição eletrônica de cátions. Na distribuição eletrônica de cátions, o(s) elétron(s) perdido(s) sai(em) da camada de valência. Fe2+

26

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

Distribuição eletrônica de ânions. Nos átomos, o(s) elétron(s) ganho(s) entra(m) no sub-nível mais energético (que é a camada de valência)

N3-

7

1s2 2s2 2p6

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Períodos: Você sabe que atualmente são conhecidas sete camadas num átomo. Agora, se você pegar uma tabela e contar os períodos, encontrará também sete. É claro que não se trata de coincidência, pois cada período indica o número de camadas que os elementos desse período possuem. Teoria do octeto Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados. Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis. Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K). Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo. A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa. Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.

LigaÁões químicas

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LigaÁão iônica ou eletrovalente- é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons. Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles. Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H. Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions. Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável. Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência, nem sempre fica com configuração estável. Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável. Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B). Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B). Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B). Aplicação: A configuração eletrônica do Sódio e do Cloro segundo o diagrama de Linus Pauling fica do seguinte modo: 11

Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

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O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª camada. O cloro possui 7 elétrons na última camada. É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece. O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles se aproximam e o sódio doa seu elétron que está em excesso e o cloro o recebe. Veja o esquema abaixo:

LigaÁões Covalentes ou Molecular: Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras.

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Há o compartilhamento de elétrons entre os átomos de hidrogênio e os de oxigênio. Os elétrons da nuvem eletrônica não pertencem exclusivamente ao hidrogênio nem ao oxigênio; pertencem aos dois átomos simultaneamente. LigaÁões Covalentes Dativa ou Coordenada: Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência.

As setas vermelhas indicam as ligações dativas, onde o átomo de enxofre "doa" um par de elétrons para cada átomo de oxigênio; e os traços indicam o compartilhamento de elétrons que ocorre normalmente entre o enxofre e o oxigênio. Orbitais: Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2. A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de -3 a +3, passando por zero. subnível s

um só orbital s

(0)

subnível p

três orbitais p

(-1) (0) (+1)

subnível d

cinco orbitais d

(-2) (-1) (0) (+1) (+2)

subnível f

sete orbitais f

(-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)

O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.

PERÍODOS X COLUNAS (grupos ou famílias) Períodos são as linhas horizontais da tabela periódica. São nessas linhas (períodos) que observamos a classificação periódica crescente (da esquerda para a direita e de cima para baixo) dos elementos químicos em função dos seus números atômicos. Colunas ou grupos ou famílias é a classificação nas linhas verticais dos elementos químicos. As colunas são nomeadas representam elementos químicos de propriedades semelhantes.

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Nomes das colunas: • • • • • • • • •

1A = Metais alcalinos (do árabe alcali, cinza de plantas); 2A = Metais alcalino-terrosos (o termo "terroso" refere-se a "existir na terra"); 3B(3), 4B(4), 5B(5), 6B(6) 7B(7), 8B(8, 9 e 10), 1B(11), 2B(12) = Elementos de transição; 3A(13) = São chamados elementos do grupo III; 4A(14) = São chamados elementos do grupo IV (fazem parte dos metais, semimetais e não metais; 5A(15) = São chamados elementos do grupo V (fazem parte dos metais, semimetais e não metais; 6A(16) = São chamados elementos do grupo VI ou calcogênios ("formadores de cobre", pois minérios de cobre contêm oxigênio e enxofre) - (fazem parte dos semimetais e não metais); 7A(17) = São chamados elementos do grupo VII ou halogênios ("formadores de sais") - (fazem parte dos não metais); 8A(18 ou zero) = São chamados elementos do grupo VIII ou gases nobres (ou raros, ou inertes).

Metais O progresso tecnológico esteve sempre associado, desde as primeiras forjas da idade do bronze, ao conhecimento dos metais e a sua utilização em ferramentas, construções, veículos e outros artefatos. Metal é, genericamente toda substância mineral que se apresenta em estado sólido à temperatura ambiente — com a única exceção do mercúrio — e que se caracteriza por brilho característico, opacidade, dureza, ductibilidade (que permite que o material seja esticado em arames finos) e maleabilidade (que possibilita sua redução a lâminas delgadas). Incluem-se nessa definição tanto os metais propriamente ditos (ouro, prata, ferro, etc.), como algumas ligas (bronze e latão por exemplo). Outras propriedades físicas que caracterizam o metal são sua elevada densidade, boa fusibilidade e, principalmente, os altos coeficientes de condutividade térmica e elétrica. Do ponto de vista químico, metal é todo elemento eletropositivo, ou seja, aquele cujos átomos formam íons positivos em solução. Os metais constituem cerca de 75% do sistema periódico dos elementos. Possuem, em seu nível mais externo, denominado nível de valência, no máximo três elétrons, excetuados o estanho e o chumbo (que possuem quatro elétrons) e o bismuto e o antimônio (cinco elétrons). O metal é profundamente afetado pela presença de quantidades relativamente pequenas de outros elementos. Exemplo disso é a liga denominada aço, cujas importantes características se devem à pequena quantidade de carbono (aproximadamente 0,5% desse elemento) adicionada ao ferro. Apenas alguns metais, como o ouro, a prata, o cobre, a platina e o bismuto ocorrem na natureza em sua forma elementar. Quase sempre os metais são encontrados em forma de óxidos ou sulfetos, nos minerais que contêm quantidades variáveis de impureza (ganga), como argila, granito e sílica, de que os compostos metálicos devem ser separados. Aparecem ainda como cloretos, carbonatos, sulfatos, silicatos, etc. O principal problema é reduzi-los de seus compostos à forma elementar. Dificilmente os mesmos processos podem ser aplicados a todos os metais, em virtude das grandes diferenças físicas e químicas entre eles. A escolha do procedimento adequado baseia-se nas propriedades químicas e termodinâmicas dos sistemas. Os métodos mais comuns de redução são: (1) O pirometalúrgico, que se subdivide em: (a) aquecimento de sulfetos ao ar (ustulação), (b) aquecimento de misturas de óxidos e sulfetos, (c) redução com carbono e (d) redução com hidrogênio; (2) o eletrolítico; (3) o deslocamento metálico e (4) a decomposição dos haletos. Os metais mais abundantes na crosta terrestre, todos em combinação com outras substâncias, são o alumínio, o ferro, o cálcio, o sódio, o potássio e o magnésio. Estrutura e ligaÁões metálicas: As propriedades físicas e químicas desse grupo de elementos devem-se à configuração eletrônica de seus átomos e ao tipo de ligação química que os une. O termo molécula não é adequado aos metais: é mais exato referir-se a redes cristalinas — disposição geométrica dos átomos que se repete regularmente no espaço e dá origem aos grãos que compõem a massa metálica. Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham

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(os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica. Cristalografia e granulometria: Os metais apresentam grande diversidade de propriedades físicas e químicas, conforme a pressão, temperatura e outras variáveis. Além disso, um mesmo elemento pode apresentar diferentes tipos de mecanismos e estruturas de cristalização, o que também lhe altera as características. Geralmente, os metais apresentam ordenação cristalina simples, com alto nível de aglutinação atômica (o que implica alta densidade) e numerosos elementos de simetria. No que se refere às combinações, apresentam forte tendência a não formar compostos entre si, mas têm afinidade por elementos não metálicos como o oxigênio e o enxofre, com os quais formam respectivamente, óxidos e sulfetos. O tamanho, forma e disposição das partículas metálicas, especificados pela granulometria, são fundamentais para o reconhecimento das propriedades físicas que determinam a plasticidade do material. Esses fatores podem ser alterados por tratamentos térmicos (aquecimento e resfriamento rápido) ou mecânicos, quando são estriados e forjados. OxidaÁão: A maioria dos metais tende a se oxidar quanto expostos ao ar, especialmente em ambientes úmidos. Entre os vários procedimentos empregados para evitar ou retardar a corrosão, os mais comuns são a aplicação de pinturas protetoras, a formação de ligas com outros elementos que reduzam ou eliminem tal propensão e a conexão a pólos elétricos que impeçam a ocorrência do fenômeno. É interessante o caso do alumínio, que, em presença do oxigênio, forma uma delgada película de óxido que detém a oxidação. AplicaÁões: Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir os custos de produção. As indústrias automobilística, aeronáutica, naval, bélica e de construção civil são as principais responsáveis pelo consumo de metal em grande escala. São também representativos os setores de eletrônica e comunicações, cujo consumo de metal, apesar de quantitativamente inferior, tem importância capital para a economia contemporânea. Metais alcalinos Este grupo representa o Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr). Estes metais são muito semelhantes, porém não são encontrados juntos, por causa dos seus diversos compostos e do tamanho dos íons. O nome alcalino vem de “álcali” (cinza das plantas), nas quais podemos encontrar em destaque o sódio e o potássio, elementos utilizados em pequenas quantidades para fabricar sabão e alguns produtos de limpeza. Este grupo, assim como o grupo dos metais alcalinos terrosos forma óxidos de caráter mais básicos, nos quais o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (nox < +3). ConfiguraÁão eletrônica: Os metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns1. O único elétron existente na camada de valência está relativamente afastado do núcleo, e protegido pela camada interna preenchida. Por isso esse elétron pode ser removido com facilidade. Em contraste, os elétrons internos estão próximos ao núcleo, mais firmemente ligados, sendo muito difícil removê-los. Tamanho dos átomos e íons: Os elementos do grupo IA são os maiores nos seus períodos na tabela periódica. Quando o elétron externo é removido para formar o respectivo cátion, o tamanho diminui consideravelmente, pois além da camada externa ter sido completamente eliminada, a remoção de um elétron permite que a carga positiva nuclear exerça maior força de atração sobre os elétrons restantes, reduzindo mais ainda o raio do cátion. O tamanho dos íons aumenta do Li+ para o Fr+, pois o número de camadas eletrônicas aumenta neste sentido. Porém, a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os elementos do grupo.

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Energias de ionizaÁão: A primeira energia de ionização dos metais alcalinos é muito baixa (são os valores mais baixos da tabela), ou seja, é fácil retirar o elétron de valência de um átomo alcalino neutro — os átomos são muito grandes e o elétron externo é fracamente atraído pelo núcleo. Do Li para o Fr o tamanho dos átomos aumenta, o elétron externo fica mais afastado ainda do núcleo e a energia de ionização diminui. Por outro lado, a segunda energia de ionização é muito alta, porque envolve a remoção de um elétron de um íon positivo menor, cujos elétrons estão mais fortemente atraídos pelo núcleo. Além disso, a diferença entre a primeira e a segunda energia de ionização de um metal alcalino é mais acentuada porque além dos fatores citados ela implica na remoção de um elétron de um nível eletrônico completo. Por exemplo, para o sódio, a primeira energia de ionização é de 5,14 eV e a segunda é de 47,3 eV. Em condições normais não é possível remover um segundo elétron, porque a energia necessária é maior do que aquela necessária par ionizar os gases nobres. Os elementos do grupo IA, portanto, formam geralmente íons +1. Os metais alcalinos, quando em estado de vapor, existem sob a forma de moléculas diatômicas. Isso é possível porque os elementos do grupo IA possuem o último orbital s com um elétron desemparelhado, permitindo a ligação covalente sigma s-s. Estrutura cristalina: À temperaturas normais, os metais do grupo IA adotam um tipo de retículo cristalino cúbico de corpo centrado, com número de coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma uma estrutura hexagonal de empacotamento denso com número de coordenação 12. Os metais são muito moles e podem ser cortados com uma faca. O lítio é o de maior dureza entre eles. Os metais alcalinos possuem somente um elétron de valência que pode participar das ligações, e esse fato, associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do elétron externo, tem como conseqüência o caráter mole dos metais alcalinos, sua baixa energia de coesão (força que mantém os átomos unidos no sólido) e a fraqueza das ligações. A ligação efetuada entre os átomos de um metal alcalino, portanto, é do tipo sigma s-s, onde há pequena interpenetração de orbitais, sendo pouco eficiente. Os átomos se tornam maiores do Li para o Cs, as ligações se tornam mais fracas, as energias de coesão diminuem e os metais se tornam mais moles. Densidade, ponto de fusão e ponto de ebuliÁão: Os metais alcalinos são extremamente leves. Como seus átomos são grandes, apresentam densidades muito baixas, sendo inferiores ou pouco maiores que a densidade da água. Os valores geralmente baixos de energia de coesão se refletem nos valores muito baixos para os pontos de fusão e ebulição dos elementos do grupo. Do Li para o Cs as energias de coesão decrescem; logo, os valores de ponto de fusão e ponto de ebulição acompanham esse decréscimo. Eletronegatividade e tipos de ligaÁão: Os valores das eletronegatividades dos metais alcalinos são muito pequenos. De fato são os menores valores encontrados na tabela. Assim, quando esses elementos se combinam com outros elementos para formarem compostos, é provável uma grande diferença de eletronegatividades dos átomos envolvidos, com a formação de ligações iônicas. Entalpias de formaÁão dos compostos iônicos: Com os halogênios menores, o lítio é o mais reativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior. Cores das chamas e espectros: Como resultado da baixa energia de ionização, quando os elementos do grupo são irradiados com luz, a energia luminosa absorvida pode ser suficiente para fazer o átomo perder o elétron externo. Os elétrons emitidos dessa maneira são chamados de fotoelétrons. Os elétrons também podem ser excitados facilmente a um nível energético mais elevado, por exemplo, no teste da chama: uma amostra de um sal do metal mergulhado em HCl concentrado, é aquecido sobre um fio de platina ou de níquel-cromo na chama de um bico de Bunsen. O calor da chama excita um elétron externo a um nível energético mais alto. Quando o elétron retorna ao seu nível

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energético original, a energia absorvida é liberada em determinado comprimento de onda. Para os metais alcalinos essa energia aparece como luz visível, provocando a cor característica da chama. Cor dos compostos: A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde aos comprimentos de onda da região da luz visível. Todos os íons dos metais do grupo IA apresentam configuração eletrônica de gás nobre, no qual todos os elétrons estão emparelhados. Assim, a promoção de um elétron requer uma certa energia para desemparelhar os elétrons, uma certa quantidade de para romper um nível preenchido de elétrons e outra quantidade de energia para levar o elétron a um nível mais alto de energia. A quantidade total de energia é grande. Assim, não há transições eletrônicas adequadas: os compostos são tipicamente brancos. Qualquer transição que porventura ocorra será de elevada energia e aparecerá na região do ultravioleta e não da luz visível, e será, portanto, invisível ao olho humano. Compostos de metais do grupo IA são brancos, exceto aqueles em que o ânion é colorido. por exemplo, o cromato de sódio (amarelo), o dicromato de potássio (alaranjado) e o permanganato de potássio (violeta). Nesses casos a cor é devida aos ânions e não aos metais alcalinos. Solubilidade e hidrataÁão: Todos os sais simples dos metais alcalinos se dissolvem em água, liberando íons e formando soluções que são fortes eletrólitos. Como os íons Li + são muito pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de condutividade em soluções aquosas mostram uma seqüência oposta: Cs+ > Rb+ > K+ > Na+ > Li+. A causa dessa aparente anomalia um campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água. O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar. Já o Cs hidratado, e o raio do césio hidratado é menor do que o do lítio hidratado. Logo, o Cs + hidratado movese mais rapidamente e conduz melhor a eletricidade. O tamanho dos íons hidratados é importante fator que afeta a passagem desses íons através das membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses íons em colunas de troca iônica, em que o Li+ se liga menos fortemente, sendo diluído primeiro. O decréscimo da hidratação do Li+ ao Cs+ também se verifica nos sais cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados, geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não formam sais hidratados. Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis em água. Quando um sal é insolúvel, significa que sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo IA diminui do Li para o Cs. Para que uma substância dissolva-se, a energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino (energia reticular). A energia reticular dos metais alcalinos diminui ligeiramente de cima para baixo no grupo, ao passo que a energia de hidratação varia mais acentuadamente — por causa disso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do Li para o Cs. Os fluoretos e carbonatos do grupo IA são exceções, pois suas solubilidades aumentam rapidamente de cima para baixo no grupo. Isso porque a energia reticular apresenta maior variação quando comparada à energia de hidratação. Não metais Os não metais, também conhecidos como ametais, tem propriedades diametralmente opostas dos metais. Em geral, são maus condutores de calor e de eletricidade, não apresentam brilho metálico, não são maleáveis, ou seja, não podem ser reduzidos a lâminas delgadas e apresentam, via regra, muitos elétrons (mais de 4) na última camada. São eles: carbono, nitrogênio, oxigênio, fósforo, enxofre e selênio. Semi-metais (Semicondutores) São diversas as aplicações industriais dos semi-metais, sobretudo na fabricação de chips, transistores, baterias solares e certos polímeros.

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Semi-metais são elementos com propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais, estes também chamados de ametais ou metalóides. Em geral, o metalóide, o semi-metal, é sólido, quebradiço e brilhante. Funciona como isolante elétrico à temperatura ambiente, mas torna-se igual aos metais como condutor elétrico, se aquecido, ou quando se inserem certos elementos nos interstícios de sua estrutura cristalina. Nos semi-metais os elétrons de valência — elétrons das camadas eletrônicas mais externas — não estão livres como nos metais e suas ligações apresentam um razoável caráter covalente, ou seja, os elétrons não estão localizados num átomo específico. À medida que se aumenta a temperatura, os elétrons fracamente ligados tornam-se livres e se movem através da rede cristalina do metalóide, ou seja, conduzem corrente elétrica. Devido a essa característica, são chamados semicondutores. Suas propriedades são intermediárias entre os átomos eletropositivos e as dos átomos eletronegativos. São considerados semi-metais os elementos químicos boro, silício, germânio, arsênio, antimônio, telúrio e polônio. Às vezes um elemento raro como o astato, também é classificado como semi-metal. Modernamente existe uma tendência a considerar como não metais o boro, silício, arsênio e telúrio; e como metais o germânio, antimônio, polônio e astato.

HalogÍnios O sal tem sido utilizado desde a antiguidade para conservar alimentos. A substância representa o derivado mais importante do grupo dos halogênios. Os halogênios (do grego hal, “sal”, e gen, “produzir”), família dos elementos químicos não metálicos flúor, cloro, bromo, iodo e astato, compõem o grupo VIIa da tabela periódica. Esses elementos apresentam comportamento químico muito parecido e formam compostos com propriedades semelhantes. Todos produzem sais de sódio, entre os quais o cloreto de sódio, ou sal de cozinha, é o mais conhecido. A capacidade de reação ou de combinação com outros elementos é tão grande nos halogênios que raramente são encontrados em estado livre na natureza. Aparecem, sobretudo na forma de sais dissolvidos na água do mar, ou em extensos depósitos salinos originados em eras geológicas remotas pela evaporação de mares interiores. A única exceção é o astato, que se apresentam na forma de isótopos radioativos de vida efêmera, razão pela qual ocorre naturalmente. Em condições ambientais normais, o flúor e o cloro ocorrem em estado gasoso; o iodo e o astato, em estado sólido; e o bromo, em estado líquido. Outras propriedades físicas, como ponto de fusão e ebulição, densidade e peso atômico, variam em ordem crescente do flúor para o iodo. O calor específico — quantidade de calor necessária para aquecer em 1º C um grama de substância — varia de forma inversa. A característica química fundamental dos halogênios é seu poder como agente oxidante. Essa característica permite que o átomo do halogênio aceite mais um elétron em sua configuração, para atingir um arranjo eletrônico mais estável. No processo, o átomo adquire carga elétrica negativa e tornase um íon. Os íons haleto, relativamente grandes e incolores, possuem alta estabilidade, especialmente no caso dos fluoretos e cloretos. A energia de ionização dos halogênios, energia necessária para remover um elétron do elemento, é máxima no flúor e mínima no iodo. O astato, devido à natureza radioativa, forma poucos compostos, que são instáveis.

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