Química, ligações metálicas

LIGAÇÕES METÁLICAS

As propriedades de uma ligação são diferentes das propriedades dos seus elementos constituintes. Os metais quando analisados separadamente possuem características únicas que os diferem das demais substâncias: eles são sólidos à temperatura ambiente (25°C) e apresentam cor prateada.
A estrutura atômica dos metais é a Cristalina, que se constitui por cátions do metal envolvidos por uma nuvem de elétrons. A capacidade que os metais têm de conduzir eletricidade se explica pela presença dessa nuvem de elétrons, que conduz corrente elétrica nos fios de eletricidade, não só neles, mas em qualquer objeto metálico.
As ligas metálicas possuem algumas particularidades que os metais puros não apresentam e justamente por isso, são produzidas e utilizadas em abundância. Vejamos as propriedades das ligações metálicas:

Aumento da dureza: Se pegarmos, por exemplo, o elemento Ouro (Au) da forma como é encontrado na natureza não conseguiríamos fabricar nenhum objeto consistente, pois ele é mais maleável que a grande maioria dos metais. Mas se adicionarmos a ele a prata (Ag) e o cobre (Cu) formaremos uma ligação metálica, aumentando a dureza e permitindo sua utilização para fabricar jóias, como anéis, pulseiras, relógios, etc.
Essa liga metálica é também conhecida por Ouro 18 quilates e apresenta 75% em massa de ouro e os outros 25% correspondem à prata e ao cobre.

Aumento da resistência mecânica: Para fabricar materiais que tenham maior resistência ao manuseio, é preciso recorrer à ligação entre os metais. O Aço, por exemplo, é formado por ferro (Fe) e carbono (C), essa liga fica tão resistente que é usada na fabricação de peças metálicas que sofrem tração elevada. Exemplos:
Aço cirúrgico: é usado para a obtenção de instrumentos cirúrgicos, por apresentar alta resistência à oxidação.
Aço inox: é uma liga dos metais ferro (Fe), carbono (C), cromo (Cr) e níquel (Ni), é usada para fabricar talheres para cozinha, peças de carro, etc.

LIGAS FERROSAS

As ligas metálicas podem ser classificadas em basicamente dois tipos de ligas; ligas ferrosas e ligas não ferrosas.

Ligas Ferrosas

São aquelas onde o ferro é constituinte principal. Essas ligas são importantes como materiais de construção em engenharia. As ligas ferrosas são extremamente versáteis, no sentido em que elas podem ser adaptadas para possuir uma ampla variedade de propriedades mecânicas e físicas. A desvantagem dessas ligas é que elas são muito suscetíveis à corrosão.

Aços: são ligas ferro-carbono que podem conter concentrações apreciáveis de outros elementos de liga. As propriedades mecânicas são sensíveis ao teor de carbono, que é normalmente inferior a 1%.

1. Aços com baixo teor de carbono, essas ligas contem geralmente menos que 0,25% de C. como conseqüência essas ligas são moles e fracas, porém possuem uma ductilidade e uma tenacidade excepcionais; além disso, são usináveis soldáveis e, dentre todos os tipos de aço, são os mais baratos de serem produzidos. Aplicações típicas para este tipo de liga incluem os componentes de carcaças de automóveis e chapas usadas em tubulações, edificações e latas estanhadas.

2. Aços com médio teor de carbono: esses aços possuem concentrações de carbono aproximadamente de 0,25 e 0,60%p de carbono. As maiores aplicações destas ligas se encontram em rodas de trens, engrenagens, virabrequins e outras peças de alta resistência que exigem uma combinação de elevada resistência, resistência à abrasão e tenacidade.

3. Aços com alto teor de carbono: esses aços apresentam em média uma concentração de carbono e 0,60 a 1,4%p. são mais duros, mais resistentes e, porem, os menos dúcteis dentre todos os aços de carbono. Esses aços são usados geralmente como ferramentas de corte, bem como para a fabricação de facas, laminas de serras parametais, molas e arames com alta resistência.

Liga não ferrosa

São ligas que não possuem como constituinte principal o elemento ferro.

Ligas de cobre: o cobre, quando não se encontra na forma de ligas, é tão mole e dúctil que é muito difícil de ser usinado. As ligas de cobre mais comuns são os latões, onde o zinco, na forma de uma impureza substitucional, é o elemento de liga predominante. Ligas de cobre-zinco com concentrações aproximadamente de 35%p de zinco são relativamente moles, dúcteis e facilmente submetidos à deformação plástica a frio. As ligas de latão que possuem um maior teor de zinco são mais duras e mais resistentes.

Os bronzes são ligas de cobre com vários outros elementos, incluindo o estanho, alumínio, o silício e o níquel. Essas ligas são relativamente mais resistentes do que os latões, porém ainda possui um elevado nível de resistência a corrosão.

Alguns outros exemplos de ligas não ferrosas são as ligas de alumínio, que são caracterizadas por uma densidade relativamente baixa, condutividade elétrica e térmica elevada, e uma resistência à corrosão em alguns ambientes comuns, com a atmosfera ambiente.

Liga de magnésio é caracterizada pela baixa densidade do magnésio que é a mais baixa dentre todos os metais estruturai; dessa forma suas ligas são usadas onde um peso leve é considerado importante, como por exemplo, em componentes de aeronave.

Quimica - Deslocamento de Equilíbrio - Parte 2 - 2

Quimica - Deslocamento de Equilíbrio - Parte 1 - 2

Equilíbrio Molecular - iPED

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO DE UMA REAÇÃO

Quando uma reação química atinge o equilíbrio ela tem a tendência de permanecer assim indefinidamente, desde que não haja perturbação externa.

Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de uma reação química são:

Concentração das substâncias participantes da reação, pressão e temperatura.

O Princípio de Le Chatelier regra essas situações: "quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este desloca-se no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio."

Alteração no equilíbrio	Resultado
Adição de reagente	No sentido dos produtos
Adição de produto	No sentido dos reagentes
Retirada de reagente	No sentido dos reagentes
Aumento da pressão	No sentido da contração do volume
Diminuição da pressão	No sentido da expansão do volume
Aumento da temperatura	No sentido da reação endotérmica
Diminuição da temperatura	No sentido da reação exotérmica

Deslocamento do equilíbrio devido a variação da concentração:

O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de consumo desta substância e a diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da sua formação.

Deslocamento do equilíbrio devido a variação de pressão:

O aumento da pressão de uma reação desloca o equilíbrio no sentido da contração do volume e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do volume

Deslocamento do equilíbrio devido a variação de temperatura:

O aumento da temperatura de uma reação desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

Exemplo:

Dada a reação genérica:

aA_(g) + bB_(g) cC_(g) + dD_(g)

CONCEITO DE ENTALPIA

O estudo do calor trocado nas reações químicas
Antes de iniciar o assunto Termoquímica é importante definir alguns termos que serão usados com freqüência:
Sistema: Denomina-se sistema uma parte do universo físico cujas propriedades estão sob investigação.
Fronteira: Limites que definem o espaço do sistema, separando-o do resto do universo.
Vizinhança ou meio ambiente: É a porção do universo próxima às fronteiras do sistema, que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema.
Quando uma reação química ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em reação e o meio ambiente.
A termoquímica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realização de trabalho.
Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente é medido a pressão constante, ele é denominado Entalpia ou conteúdo calorífico e simbolizado por H. Sendo que Entalpia (H) é o calor trocado a pressão constante.
Em relação às trocas de calor, as reações químicas se classificam em dois tipos: reações exotérmicas e reações endotérmicas, conforme liberem ou absorvam o calor respectivamente.

CINÉTICA

A cinética é a parte da química que estuda as velocidades das reações onde, com o aumento da temperatura se aumenta a velocidade.
Existem fatores que influenciam na velocidade como “temperatura”, “superfície” e “concentração de reagentes”.
Velocidade de uma reação:

A velocidade de uma reação é a variação da concentração dos reagentes pela variação de uma unidade de tempo. As velocidades das reações químicas geralmente são expressas em molaridade por segundo (M/s).
A velocidade média de formação de um produto de uma reação é dado por:
Vm = variação da concentração do produto / variação do tempo
A velocidade da reação decresce com o tempo. A velocidade de formação do produto é igual a velocidade de consumo do reagente.:

Velocidade da reação = variação da concentração dos reagentes / variação do tempo
A velocidade das reações química pode ocorrer em escalas de tempo muito amplas. Por exemplo, uma explosão pode ocorrer em menos de um segundo, a cocção de um alimento pode levar minutos ou horas, a corrosão pode levar anos, e a erosão de uma rocha pode ocorrer em milhares ou milhões de anos.

Fatores que influenciam na velocidade da reação:

Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade da reação.
Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação.
Concentração dos reagentes: Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da reação.
Numa reação química, a etapa mais lenta é a que determina sua velocidade. Observe o exemplo a seguir: O peróxido de hidrogênio reagindo com íons iodeto, formando água e oxigênio gasoso.
I - H2O2 + I- ⇒ H2O + IO- (Lenta)
II - H2O2 + IO- ⇒ H2O + O2 + I- (Rápida)
Equação simplificada: 2 H2O2 ⇒ 2 H2O + O2.

A equação simplificada corresponde a soma das equações I e II. Como a etapa I é a etapa lenta, para aumentar a velocidade da reação, deve-se atuar nela. Tanto para aumentar ou diminuir a velocidade da reação, a etapa II (rápida) não vai influir; sendo a etapa I a mais importante.

A lei de Guldberg-Waage:

Considere a seguinte reação: a A + b B ⇒ c C + d D
Segundo a lei de Guldberg-Waage; V = k [A]a [B]b.
Onde:
V = velocidade da reação;
[ ] = concentração da substância em mol / L;
k = constante da velocidade específica para cada temperatura.
A ordem de uma reação é a soma dos expoentes das concentrações da equação da velocidade. Utilizando a equação anterior, calculamos a ordem de tal reação pela soma de (a + b).

Teoria da colisão:

Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que:
as moléculas dos reagentes colidam entre si;
a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado;
a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação.
Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes.
Quanto menor for a energia de ativação de uma reação, maior será sua velocidade.
Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação.
Regra de van't Hoff - Uma elevação de 10°C duplica a velocidade de uma reação.
Esta é uma regra aproximada e muito limitada.
O aumento da concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação.

Conclusão:

Na cinética química estuda-se a velocidade das reações químicas.
As velocidades das reações químicas são expressas por M/s “molaridade por segundo”.
Quanto maior for a temperatura, maior será a velocidade, existindo fatores que influenciam nessa velocidade, como “superfície”, “temperatura” e “concentração dos reagentes”, onde, quanto maior for a superfície de contato maior será a velocidade de reação, quanto maior a temperatura maior será a velocidade de reação, quanto maior for a concentração dos reagentes maior será a velocidade de reação.
“lei de Guldberg-Waage” lei onde a ordem de uma reação é a soma dos expoentes das concentrações da equação da velocidade
Existe uma energia mínima para que os reagentes se transformem em produto, essa “energia mínima” da se o nome de “energia de ativação”, quanto maior for a energia de ativação, menor será a velocidade da reação.
Para diminuir essa “energia de ativação” pode-se usar um catalisador que facilita a transformação de reagentes em produtos.

TERMOQUÍMICA

Termoquímica é a parte da química que estuda as quantidades de calor liberados ou absorvidos, durante uma reação química.
* Reação Endotérmica
É aquela que absorve calor do meio externo. É necessário fornecer calor.Ex: fotossíntese (6CO2 + 6H2O + calor -> C6H12O6 + 6O2).
* Reação Exotérmica
É aquela que libera calor para o ambiente.Ex: Queima do gás de cozinha (C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O + calor).
Representação Gráfica

Entalpia (ΔH)
É o conteúdo global de calor de um sistema.Unidade: Kcal ou KJ (1Kcal ~ 4,18KJ)A variação da energia de um sistema (ΔH) pode ser calculado pela diferença entre as energias dos produtos e reagentes.
ΔH = Hprod – Hreag
*Reação endotérmica: Hprod > Hreag , ΔH > 0
*Reação exotérmica: Hprod < Hreag , ΔH < 0
Fatores que afetam a entalpia de uma reação

1 – Quantidade em mol de produtos e reagentes.2 – Estado físico de produtos ou reagentes.3 – Estado alotrópico de produtos ou reagentes. (alótropos = substância simples diferentes, formadas pelo mesmo elemento químico).4 – Temperatura. Altas temperaturas fornecem reações endotérmicas e vice-versa.
Tipos de Entalpia:

1 – Entalpia de formação (ΔH°f)É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância no estado-padrão, a partir de substância simples.
Ex: Formação da Amônia = N2(g) + 3/2H2(g) -> NH3(g)
ΔH°f = -286KJ
2 – Entalpia de combustão (ΔH°C)É o calor liberado na queima de 1 mol de uma substância no estado-padrão.Ex: Queima do enxofre= S(s) + O2(g) -> SO2(g)

Reações reversíveis e irreversíveis

A QUEIMA DO PAPEL É UMA REAÇÃO IRREVERSÍVEL

Reações irreversíveis são aquelas que ocorrem por completo, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja completamente consumido. Um exemplo claro é o da imagem acima, a combustão ocorre até que o fogo consuma toda a folha de papel, daí então só restam as cinzas. O papel não volta ao estado inicial.

Nas reações reversíveis acontece exatamente o contrário, as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. Os reagentes se convertem em produtos e estes podem retornar à forma inicial. A reação reversível pode ocorrer tanto em processos químicos como em físicos.

Mas o que reações reversíveis têm a ver com Equilíbrio químico? Só através delas é possível equilibrar um sistema.

Um exemplo prático vai nos ajudar a entender melhor esta relação. Imagine um recipiente de vidro fechado contendo em seu interior um líquido volátil. O líquido se volatiliza até certo ponto e depois começa a se converter ao seu estado inicial. Isto é possível se este líquido for água.

As moléculas de água líquida se evaporam dentro do recipiente e passam para o estado de vapor. Após algum tempo o vidro fica embaçado e cheio de gotículas de água na tampa. Neste instante ocorre a condensação: a água evaporada retorna para o estado inicial (líquido). Quando a velocidade de vaporização se iguala à de condensação, o sistema entra em equilíbrio.

A reação reversível ocorre através da equação:

H2O (l) H2O (v)

Não se esqueça! A presença da seta dupla caracteriza as reações reversíveis:

ISOMERIA (3 ANO)

ISOMERIA


1 - Definição

Isomeria é o fenômeno de dois ou mais compostos apresentarem a mesma fórmula molecular (F.M.) e fórmulas estruturais diferentes.
Os compostos com estas características são chamados de isômeros (iso = igual; meros = partes).
Vamos estudar dois casos de isomeria: a isomeria plana e a isomeria espacial.

2- Isomeria Plana

Isômeros planos são os que diferem pelas fórmulas estruturais planas.
Existem vários tipos de isômeros planos:
2.1- Isomeria de Cadeia
São isômeros pertencentes a uma mesma função química com cadeias carbônicas diferentes.
- Cadeia normal X cadeia ramificada

Exemplo: F.M. C4H10 – n-butano e metilpropano.

- Cadeia aberta insaturada X cadeia fechada saturada

Exemplo: F.M. C3H6 – propeno e ciclopropano.
- Cadeia aberta insaturada X cadeia fechada insaturada

Exemplo: F.M. C3H4 – propino e propadieno e ciclopropeno.

- Cadeia homogênea X cadeia heterogênea

Exemplo: F.M. C2H7N – etilamina e dimetilamina.
2.2- Isomeria de Posição
São isômeros de mesma função química, de mesma cadeia carbônica e que diferem pela posição de um grupo funcional, radical ou insaturação.
- Diferente posição de um radical


Exemplo: F.M. C6H14 – 2-metilpentano e 3-metilpentano.
- Diferente posição de um grupo funcional

Exemplo: F.M. C3H8O – 1-propanol e 2-propanol.
- Diferente posição de uma insaturação


Exemplo: F.M. C4H8 – 1-buteno e 2-buteno.
2.3- Isomeria de Função
Os isômeros de função pertencem a funções diferentes.

Os três casos de isomeria funcional são:
- Álcool e Éter → CnH2n+2O


- Aldeído e Cetona → CnH2nO

- Ácido e Éster → CnH2nO2

Exemplos:

- F.M. C2H6O – etanol e metoximetano;

- F.M. C3H6O – propanal e propanona;

- F.M. C3H6O2 ácido propanóico e etanoato de metila.

2.4- Isomeria de Compensação ou Metameria
São isômeros de mesma função química, com cadeias heterogêneas, que diferem pela localização do heteroátomo nas cadeias.
Exemplos:

- F.M. C4H10O – metoxipropano e etoxipropano;

- F.M. C4H11N – metil-propilamina e dietilamina.

2.5- Tautomeria ou Isomeria Dinâmica
É um caso particular de isomeria funcional, pois os isômeros pertencem a funções químicas diferentes, com a característica de um deles ser mais estável que o outro.
Os isômeros coexistem em solução aquosa, mediante equilíbrio dinâmico no qual um isômero se transforma em outro pela transposição intramolecular simultânea de um átomo de hidrogênio e uma dupla ligação.