APLICAÇÕES DOS METAIS

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1 APLICAÇÕES DOS METAIS Os metais aplicam-se nos três setores de atividades humanas. No setor primário têm diversas aplicações, tais como, embarcações, motores e alfaias agrícolas. No setor secundário podem-se aplicar em motores, equipamentos, infraestruturas, etc. No setor terciário também têm diversas aplicações, tais como, equipamentos e instrumentos. PRESPECTIVA HISTÓRICA DA UTILIZAÇÃO DOS METAIS A história dos metais pode resumir-se ao seguinte esquema: O primeiro metal a ser descoberto foi o cobre e o segundo foi o estanho. O cobre é um metal bastante dúctil (que se pode alongar sem se quebrar). Mais tarde, descobriu-se o bronze, liga metálica constituída por cobre estanho, que é mais resistente que o cobre e mais fácil de fundir. IDADE DA PEDRA Período histórico em que o homem não utilizava os metais. IDADE DO COBRE O cobre inicialmente usado só como metal decorativo, passou a ser também utilizado como material de construção de armas e escudos, entre outros utensílios.

2 IDADE DO BRONZE O bronze, sendo mais duro que o cobre, é mais frágil. A utilização do bronze na construção de material bélico permitiu a supremacia económica e militar das sociedades que dominavam esta técnica. IDADE DO FERRO A extração e utilização de ferro permitiram a construção de instrumentos mais resistentes. A grande procura de ferro fomentou guerras e provocou profundas alterações socioeconómicas, como a ascensão de classes sociais e o aumento de situações de escravatura. IDADE DOS NOVOS MATERIAIS Atualmente passou a ter grande importância o uso dos seguintes novos materiais: ligas metálicas, plásticos e compósitos. MINÉRIO E MINERAL Mineral é um material que pode ser encontrado na litosfera e que contém, em maior ou menor quantidade, um metal, normalmente associado a outros elementos. Se a extração do metal for economicamente viável, então o mineral designa-se por minério. Exemplos de minérios: bauxite, cuprite e pirite. POLUIÇÃO NA EXPLORAÇÃO MINEIRA As minas poluem, por lixiviação, outros recursos, nomeadamente as águas dos rios e as águas subterrâneas, causando doenças e prejuízos. Não é só a poluição proveniente do processo mineiro mas também todos os produtos químicos que são usados na extração dos metais. Os

3 principais tipos de poluição incluem a contaminação pelos metais tóxicos das águas e dos solos. MINIMIZAÇÃO DOS IMPACTES AMBIENTAIS Devem ser tomadas as seguintes medidas: Utilização de tecnologias menos poluentes. Recuperação das áreas afetadas. Valorização, reutilização e reciclagem dos equipamentos metálicos. OS ELEMENTOS METÁLICOS NA TABELA PERIÓDICA Na Tabela Periódica os elementos metálicos são predominantes em relação aos não metálicos. Os elementos metálicos formam predominantemente iões positivos e os não metálicos iões negativos. Todos os metais de origem natural são sólidos a PTN, exceto o mercúrio que é líquido. Com poucas exceções, os não metais são baços e maus condutores de corrente elétrica, ao passo que os metais têm brilho e boa condutividade elétrica. Há certos metais e ligas metálicas que perdem totalmente a sua resistência à passagem de corrente elétrica quando arrefecidos a uma temperatura próxima dos 0 K, tornando-se supercondutores. CONFIGURAÇÕES ELETRÓNICAS E PROPRIEDADES PERIÓDICAS Gases Nobres (Grupo 18) Hélio 2 He : 1s 2 Néon 10 Ne : 1s 2 2s 2 2p 6 Argon 18 Ne : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

4 Metais Alcalinos (Grupo 1) Lítio Li : 1s 2s ou [He] 2s CERNE 1 Sódio Na : 1s 2s 2p 3s ou [Ne] 3s CERNE Potássio K : 1s 2s 2p 3s 3p 4s ou [Ar] 4s CERNE CERNE = NÚCLEO + ELETRÕES INTERNOS Todos os metais alcalinos têm um único eletrão na camada de valência e um cerne com carga +1. Metais Alcalino - Terrosos (Grupo 2) Todos os metais alcalino-terrosos têm dois eletrões na camada de valência e um cerne com carga +2. NÚMERO DO PERÍODO DE UM ELEMENTO NA PERIÓDICA NÚMERO DO PERÍODO = NÚMERO DE NÍVEIS NÚMERO DO GRUPO DE UM ELEMENTO NA PERIÓDICA Para os elementos cujos eletrões mais energéticos estão numa orbital s (bloco s), tem-se: NÚMERO DO GRUPO = NÚMERO DE ELETRÕES DE VALÊNCIA Exceção: hélio que pertence ao grupo 18 Para os elementos do bloco p, tem-se: NÚMERO DO GRUPO = NÚMERO DE ELETRÕES DE VALÊNCIA + 10

5 Para os elementos do bloco d, tem-se: NÚMERO DO GRUPO = NÚMERO DE ELETRÕES NAS ORBITAIS d MAIS ENERGÉTICAS + NÚMERO DE ELETRÕES NA ORBITAL s MAIS ENERGÉTICA Exercício Indicar o grupo e o período dos seguintes elementos: a) 12 Mg b) 15 P c) 26 Fe VARIAÇÃO DO RAIO ATÓMICO AO LONGO DA TABELA PERIÓDICA Ao longo de um grupo existem dois fatores a ter em conta: 1º) A carga do núcleo aumenta. 2º) O número de níveis eletrónicos aumenta. O primeiro fator contribui para a diminuição do tamanho do átomo, porque a uma maior carga do núcleo corresponde a uma maior atração entre esse núcleo e os eletrões do átomo. O segundo fator contribui para o aumento do tamanho do átomo, porque mais níveis eletrónicos implica maior dificuldade em atrair todos eles pelo núcleo e, em especial, o nível de valência. O fator predominante é o segundo, pelo que, o tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo. Ao longo do período só existe o primeiro fator, pelo que, o tamanho dos átomos diminui ao longo do período.

6 VARIAÇÃO DA ENERGIA DE IONIZAÇÃO AO LONGO DA TABELA PERIÓDICA Quanto maior for a distância do núcleo ao nível de valência, menor é a energia de ionização. Assim, quanto maior for o raio atómico, menor será a energia de ionização. ENERGIA DE IONIZAÇÃO (I) A energia de ionização (I) ou energia de primeira ionização (I 1 ) corresponde à energia necessária para ejetar uma mole de eletrões de uma mole de átomos neutros, no estado gasoso e fundamental, de modo a formar iões positivos (definição segundo a IUPAC).

7 Para um átomo M, a energia de primeira ionização traduz-se por: M(g) M+(g) + e - I 1 > 0 A ionização de um átomo é sempre um processo endotérmico, pelo que, a energia de ionização (I) é sempre positiva. É evidente que um átomo tem tantas energias de ionização quantos os eletrões que esse átomo comporta. Para o mesmo átomo M, a segunda energia de ionização traduz-se por: M + (g) M 2+ (g) + e - I 2 > 0 Quanto maior for a carga de um ião mais difícil se torna retirar-lhe um eletrão, pelo que: I 1 < I 2 < I 3 < AFINIDADE ELETRÓNICA (A) A afinidade eletrónica (A) corresponde à energia libertada quando se adiciona uma mole de eletrões a uma mole de átomos neutros no estado gasoso e fundamental. Exemplo: C (g) A = - ΔH 1e A = 349 kj/mol - - C (g) H -349 kj/mol VARIAÇÃO DA AFINIDADE ELETRÓNICA AO LONGO DA TABELA PERIÓDICA Quanto maior for a distância do núcleo ao nível de valência, menor é a afinidade eletrónica. Assim, quanto maior for o raio atómico, menor será a afinidade eletrónica.

8 Os elementos metálicos apresentam baixas afinidades eletrónicas, pelo que, não têm tendência a captar eletrões. Os elementos não metálicos, pelo contrário, são mais estáveis na forma de anião. Orbitais s (l=0) ORBITAIS ATÓMICAS Para um dado número quântico principal só existe uma orbital s. Exemplo: 0 m 0 (uma orbital) Para o número quântico principal 2, só existe a orbital 2s. Orbital 2s (n=2, l=0, m=0) Orbitais p (l=1) Para um dado número quântico principal superior a um, só existem três orbitais p. 1 m -1; m 0 ; m 1 Orbital p x Orbital p y Orbital p z

9 Exemplo: Para o número quântico principal 2, existem as orbitais 2p x, 2p y e 2p z. Como cada orbital pode levar dois eletrões, então as três orbitais podem levar seis eletrões. Orbitais d (l=2) Para um dado número quântico principal superior a dois, só existem cinco orbitais d. 2 m -2; m -1; m 0; m 1; m 2 5 orbitais d Como cada orbital pode levar dois eletrões, então as cinco orbitais podem levar dez eletrões. Orbitais f (l=3) Para um dado número quântico principal superior a três, existem sete orbitais f. 3 m -3; m -2; m -1; m 0; m 1; m 2; m 3 7 orbitais d Como cada orbital pode levar dois eletrões, então as sete orbitais podem levar catorze eletrões. ELEMENTOS DO 4º PERÍODO Os dois primeiros elementos do 4º período têm as seguintes configurações eletrónicas: 19K [Ar] 4s 1 e não [Ar] 3d 1 20Ca [Ar] 4s 2 e não [Ar] 3d 2

10 A configuração eletrónica destes elementos é a da esquerda e não a da direita, porque: E 4s < E 3d Contudo, para os elementos de transição do 4º período, verifica-se: E 4s > E 3d Apesar deste facto, o preenchimento da orbital 4s efetua-se primeiro do que o das orbitais 3d, porque corresponde a uma situação mais estável, ou seja, de menor energia para os átomos. Os seguintes elementos do 4º período têm as seguintes configurações eletrónicas: 21Sc [Ar] 3d 1 4s 2 22Ti [Ar] 3d 2 4s 2 23V [Ar] 3d 3 4s 2 Em relação ao crómio verifica-se uma exceção a esta sequência, sendo a sua configuração eletrónica: 24Cr [Ar] 3d 5 4s 1 Esta situação deve-se ao facto das orbitais 3d e 4s ficarem todas semipreenchidas, o que confere uma estabilidade adicional. Em diagrama de caixas, esta configuração eletrónica é: Os elementos seguintes seguem a sequência anterior e têm as seguintes configurações eletrónicas: 25Mn [Ar] 3d 5 4s 2 26Fe [Ar] 3d 6 4s 2 27Co [Ar] 3d 7 4s 2 28Ni [Ar] 3d 8 4s 2

11 O cobre também quebra esta sequência, pelo facto do preenchimento total das orbitais d e uma s semipreenchida conferir maior estabilidade do que não ter todas as orbitais d preenchidas e uma s preenchida. Assim, o cobre tem a seguinte configuração eletrónica: 29Cu [Ar] 3d 10 4s 1 Finalmente, para o último metal de transição do quarto período tem-se a seguinte configuração eletrónica: 30Zn [Ar] 3d 10 4s 2 Conclusão: As exceções à sequência do preenchimento das orbitais atómicas dos metais de transição do 4º período verificam-se para o crómio (grupo 6) e cobre (grupo 11). ELEMENTOS DOS PERÍODOS 5 A 7 As sucessivas configurações eletrónicas, dos elementos dos períodos de 5 a 7, seguem uma sequência análoga à do 4º período, havendo, tal como no 4º período, exceções para os elementos dos grupos 6 e 11.