Eletronegatividade

                                               Eletronegatividade

Eletronegatividade de um elemento químico é a capacidade que o átomo possui de receber ou “puxar” elétron (s) de outro (s) átomo (s). Os átomos participantes com maior eletronegatividade são ametais.

O flúor é o mais eletronegativo dos átomos, na escala da eletronegatividade de Linus Pauling está classificado com o número 4,0. O césio, o rubídio e o frâncio são os menos eletronegativos de todos os átomos com 0,8 na escala de eletronegatividade, são portanto; considerados átomos eletropositivos.

Existe uma variedade de escalas de eletronegatividade, a mais utilizada é a de Linus Pauling, a que adotamos.

Fila de Pauling de Eletronegatividades Decrescentes

A tabela a seguir foi compilada pela consulta a várias outras, de diferentes publicações sendo aproveitado os valores observados em cada uma delas, alguns desses valores de eletronegatividade foram arredondados para cima e outros para baixo conforme cada uma delas apresentava. Por esse motivo ao consultarem outras tabelas de escritores diferentes, verão que os números podem diferenciar um pouco, mas todos eles obedecem os parâmetros de Linus Pauling.

A fila de Pauling de Eletronegatividades Decrescentes

Colocando os mesmos valores eletronegativos de cada átomo, na ordem da tabela periódica, ficam assim distribuídos:

A Eletronegatividade de Cada Elemento Químico da Tabela Periódica

Com exceção dos gases nobres e dos elementos químicos que não são naturais (sintéticos), a eletronegatividade de cada um, pode ser representada com os valores aproximados como no esquema abaixo. 

A Diferença de Polaridade - Eletronegatividade

Podemos observar a diferença de polaridade entre átomos, comparando a eletronegatividade do hidrogênio com a sua polaridade em relação a outros átomos de maior eletronegatividade.

Observa-se que quanto mais aumenta a eletronegatividade do átomo, ele “puxa” o par eletrônico para perto de si. 
O gás hidrogênio formado por átomos de polaridade igual mantém os elétrons no centro da linha intermediária, na sequência o iodo é mais eletronegativo que o hidrogênio, atrai o par eletrônico mais próximo a si, finalmente o flúor o átomo mais eletronegativo aproxima muito mais o par eletrônico.

A tabela mostra os elementos químicos mais eletronegativos puxando o par de elétrons para si.

A Molécula e Seu Polo Elétrico e Dipolos Instantâneos

A molécula do ácido clorídrico nos dá uma ideia bem clara da polaridade em sua estrutura. Considerando que a ligação entre os dois átomos dessa molécula se faz pela interpenetração dos dois orbitais que possui apenas um elétron cada, um para cada átomo, formando a ligação sigma s, s. Além disso como se sabe nesse caso, o cloro sendo mais eletronegativo atrai o par de elétrons para a sua proximidade favorecendo o desequilíbrio das cargas, deixando o lado da molécula em que está o hidrogênio positivo e o seu oposto negativo.

Dipolos Instantâneos

De outra forma, sabemos que o elétron está sempre em constante movimento, próximo a velocidade da luz em seus orbitais e pode ser encontrado ao mesmo tempo em todas as posições desse orbital, no entanto; em dado instante o lado da molécula em que está o cátion hidrogênio se torna momentaneamente positivo e o lado em que está o ânion cloro se torna da mesma forma momentaneamente negativo, criando assim os polos positivo e negativo molecular.

                            δ - letra sigma minúscula

A molécula do ácido clorídrico representada acima, pode ser utilizada como exemplo, sendo altamente ionizável na água, possui em um lado de sua estrutura molecular o átomo de hidrogênio, de caráter eletropositivo e do outro lado o átomo de cloro caracteristicamente  negativo. 

Os Tipos Diferentes de Ligações e Suas Polaridades

Abaixo destaca-se no primeiro plano, a ligação entre o sódio e o hidrogênio,  formando o hidreto de sódio (NaH) composto iônico com característica altamente polar.
Em seguida observamos a ligação covalente polar entre o hidrogênio e o flúor formando o fluoreto de hidrogênio (HF) ligação covalente que dá a característica à molécula ser altamente polarizada.
Por último observamos a molécula do gás flúor (F2) formado por ligação covalente apolar. As cargas das partículas são idênticas, portanto não ocorre polaridade na molécula formada.

     Ligação iônica                           Ligação covalente                   Ligação covalente                     Polar                                           polar                                         apolar

O Delta (Δ) Representando a Diferença do Potencial Elétrico

A representação da polaridade de uma molécula, é proporcional à diferença entre o delta maiúsculo, (Δ) ou seja; a diferença entre os potenciais eletronegativos dos elementos químicos unidos numa molécula. Δ é zero quando  essa diferença for nula ou zero não há polaridade na molécula. Quando Δ for menor que 1,7 a molécula possui pouca polaridade. Quando Δ for maior que 1,7 a molécula é altamente polar e o tipo de ligação que liga os átomos é do tipo iônica.

             Ligação Apolar - Moléculas Apolares

A molécula do gás hidrogênio (H2) (a seguir) é apolar pois a carga de suas partículas são iguais. O delta, resultado da diferença da subtração entre os dois valores é zero.

A molécula do gás flúor (F2) (a seguir) é apolar pois a carga de suas partículas são iguais. O delta, resultado da diferença da subtração entre os dois valores é zero.

Ligação Com Pouca Polaridade - Moléculas Com Pouca Polaridade Δ < 1,7

Ligação Com Maior Polaridade – Moléculas Com Maior Polaridade Δ < 1,7

Ligação Altamente Polar – Ligação Iônica, Δ = ou > 1,7

Observe a diferença de eletronegatividade entre o sódio (Na) e o cloro (Cl) do sal cloreto de sódio que leva à alta polarização desse composto iônico.

Igualmente acontece o mesmo fenômeno com o fluoreto de alumínio. O flúor é muito eletronegativo, e o alumínio apesar de não ser tão eletropositivo, a interação entre os dois elementos químicos produz uma diferença grande entre suas cargas, levando a ser um composto altamente polarizado.

Observe a sua estrutura e a diferença de suas cargas esquematizadas abaixo.

Ligação Muito Iônica - Alta Temperatura de Fusão - Δ Bem Acima de 1,7

                                  Vetor Polaridade

                   Ligações Polares Nas Moléculas Apolares

Nem sempre as moléculas com ligações polares são polares. Há moléculas com ligações polares que são apolares. Vejamos o exemplo abaixo do hidreto de berílio que mesmo tendo diferença de potencial elétrico é molécula apolar.

Podemos ver que aqui ocorre a diferença de potencial elétrico com a anulação da polaridade.

                                       Molécula apolar

Podemos visualizar esse fenômeno na estrutura da molécula do hidreto de berílio (BeH2), que forma a substância usada como combustível para foguetes, apresenta a sua estrutura de forma linear. O hidrogênio com a eletronegatividade 2,2 numa extremidade se liga a um átomo de berílio com eletronegatividade 1,5 que fica no centro da molécula, que se liga a outro hidrogênio na outra extremidade da molécula. Essa linearidade molecular, neutraliza a diferença da eletronegatividade. É como um cabo de guerra, com um ponto central que não pode se deslocar. Quando se aplica uma força em uma extremidade esta, tende a puxar para seu lado o ponto central, no entanto há uma força de igual proporção do outro lado que equilibra as forças mantendo fixo o ponto central que não se desloca.

Vetor Polaridade e Sua Anulação
         
Molécula Apolar

Dependendo da configuração geométrica da molécula ela pode ser apolar. No caso do tricloreto de boro BCl3 a estrutura geométrica forma três ângulos de 120º o que cria um ponto de equilíbrio no centro e dá a molécula a característica apolar.

                                                                                                                             Os vetores se anulam

                                                                                                                                  molécula apolar

                          Momento Dipolar - Apolaridade

O momento dipolar que é uma grandeza vetorial, ou é ainda; a direção do vetor que parte dos centros das cargas positiva para o das cargas negativa.

É representado pela letra μ (mi) que é o resultado da carga eletronegativa Q ou a diferença entre as distâncias dos centros das cargas opostas representadas pela letra d.

Esquematicamente a representação fica:

Outro caso bem típico para ser mostrado é o da molécula de gás carbônico que é formada por duas ligações polares. No entanto, pelo fato da molécula possuir a estrutura linear com os vetores de sentidos contrários estes se anulam.

Observe que para simplificar o enunciado foi utilizado a diferença da eletronegatividade de cada elemento químico participante na molécula do gás carbônico, para elucidar a anulação da polaridade da molécula.

                  Vetores Polaridade que Não se Anulam

A Molécula da Água

A molécula da água representada na forma "bidimensional" tem a característica polar. 
Os dois valores de eletronegatividade não se anulam devido a disposição  geométrica espacial de seus átomos. O lado do átomo do oxigênio tem maior eletronegatividade e o lado dos dois átomos de hidrogênio de menor eletronegatividade é positivo. Portanto a molécula é polar.

A Molécula da Amônia

A amônia é outro exemplo de molécula polar. A sua configuração estrutural faz com que um dos lados da molécula seja um pouco "mais" positivo e o outro "mais" negativo.

Como o assunto a respeito da geometria molecular no momento não terá um porte mais aprofundado, pois ultrapassa os limites para ensino médio, fica aqui algumas indicações de autores de livros à pesquisar.


Molecular Geometry, Van Nostrand Reinhold, London, 1972, 226 pages.

Chemistry, with D.A. Humphreys, N.C. Baird and E.A. Robinson.

The VSEPR Model of Molecular Geometry with I. Hargittai.

Atoms, Molecules and Reactions: An Introduction to Chemistry with D.A. Humphreys, E.A. Robinson and D.R. Eaton, Prentice Hall, 1994, 750 pages.

Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities (Topics in Inorganic Chemistry) by Ronald J. Gillespie and Paul L. A. Popelier.

Questões

1) Eletronegatividade de um elemento químico é a capacidade que o átomo possui de :.......................................Os átomos participantes com maior.....................................são ametais.

a) doar elétron (s) para outro (s) átomo (s),  eletropositividade.
b) perder cargas (s) de outro (s) átomo (s),  eletronegatividade.
c) receber prótons de outro (s) átomo (s),  número de prótons.
d) receber nêutrons de outra molécula, apolaridade.
e) receber elétron (s) de outro (s) átomo (s),  eletronegatividade. 

2) de acordo com a fila de Pauling de eletronegatividades decrescentes, os elementos químicos com maiores e menores polaridades são:

a) Fr; O; Ni; Cl, Br    e   F; Cs; Rb; K, Al.
b) Rb; K; N; Cl, Br    e   Fr; Cs; F; Cl, Na.
c) Fr; O; Na; Cl, Br   e   F; Cs; Rb; K, N.
d) F; O; N; Cl, Br      e   Fr; Cs; Rb; K, Na.
e) Na; K; Rb; Cs, Fr e   F; O; N; Cl, Br.

3) Observe a tabela abaixo. 

Nessa tabela observa-se que quanto mais eletronegativo é o átomo, que se liga ao hidrogênio, ele ......................................................................

a) puxa o iodo para perto de si. 

b) puxa o par eletrônico para perto de si.
c) empurra o bromo para longe de si. 
d) deixa o par eletrônico afastado de si. 
e) afasta os átomos de si. 

3) Das substâncias apresentadas logo abaixo, se enquadram como, apolar, com pouca polaridade e altamente polar respectivamente apenas a alternativa:

a) NaCl, AlF3, FrF.
b) H2, F2, O2.
c) HI, HBr, H2S.
d) H2, HBr, NaCl.
e) NaCl, H2S, N2.

4) Dada as moléculas abaixo, descreva a alternativa que indica se são; polar, pouco polar ou apolar, respectivamente.

a) O ═ O         H ─ H                Cl ─ Cl

b) N ≡ N          H ─ S ─ H         F ─ F

c) H ─ H         H ─ Br               Na+ - Cl                        

d) Na+ - Cl      H ─ I                  Cl ─ Cl  

e)  Fr+ - F       K+- F                 Al3+- F3

5) Observando a estrutura molecular plana do hidreto de berílio (BeH2), podemos ver que aqui devido a sua disposição linear plana que:

a) ocorre a diferença de potencial elétrico, mas não anula a polaridade.
b) ocorre a diferença de potencial elétrico com a anulação da polaridade.
c) ocorre a anulação do potencial elétrico com a diferença da polaridade.
d) ocorre a diferença de potencial elétrico com a diferença da polaridade.
e) ocorre a anulação do potencial elétrico com a anulação da polaridade.

6) A configuração estrutural geométrica da amônia faz com que um dos lados da molécula seja um pouco "mais" positivo e o outro "mais" negativo. 

Observe a sua estrutura .

Isto configura que a amônia é uma molécula:

a) linear plana.

b) apolar.

c) polar.

d) bipolarizada.

e) em que os vetores se anulam.

Ligações Metálicas

Primeiramente poderíamos perguntar o que é ligação metálica? 
Definindo de um modo simplificado poderíamos dizer que a ligação metálica acontece entre átomos de um mesmo elemento químico com característica específicas idênticas, que se aproximam um do outro através da atração das cargas positivas dos seus cátions e negativa de seus elétrons.

As substâncias formadas possuem ponto de fusão, ebulição e densidade sempre altos,  com exceção do mercúrio que sofre fusão aos 39 graus Celsius negativos, do gálio que tem o ponto de fusão a 30 graus Celsius e do potássio que funde aos 63 graus Celsius, todos os metais tem a característica de conduzir corrente elétrica tanto no estado líquido como no sólido. O fluxo dos  dos elétrons estão com as suas cargas orientadas, deslocam-se ordenadamente. 

                      Baixa Energia de ionização

Energia de ionização ou potencial de ionização é a energia necessária para arrancar o elétron do átomo. No caso dos metais a energia de ionização sendo baixa, há a saída de elétrons dos átomos metálicos e consequentemente, perda de elétrons com facilidade e formação de cátions. Além disso outra característica dos metais é que os seus elétrons estão continuamente se mudando de átomo para átomo, “saltando” de um orbital para o outro em constante movimentação.

Observe o arranjo dos átomos dos metais puros no esquema abaixo.

Os átomos dos metais se alinham simetricamente gerando estruturas geométricas.


Esses espaços livres entre um e outro átomo que estão representados no esquema, são os "caminho dos elétrons" pelos quais eles circulam livremente.

Os núcleos dos metais de carga positiva, estão mergulhados numa nuvem de elétrons.

                                                                                                                                                                                       
Os átomos dos metais também podem ser representados esquematicamente conforme a figura geométrica ao lado 

Também podemos representar a s ligações metálicas com os seus átomos se organizando e formando um retículo tridimensional cristalino. Esta forma é muito comum entre os metais. 

Os metais se apresentam estruturalmente na forma de cristais que podem sofrer compressão até se transformarem em lâminas. No metal laminado os átomos se deslocam num rearranjo para outra posição no cristal. Podem ser transformados em lâminas, por exemplo; com o metal alumínio pode-se obter lâminas bem finas de espessura de 0,1 mm. Choques e pancadas que amassem os metais, desarranjam os retículos cristalinos que os formam e faz os seus átomos rolarem uns sobre os outros, mas mesmo assim esse átomos continuam unidos.

Os elétrons que se deslocam livres, permitem a certos metais que, quando aquecidos em uma de suas extremidades,  pelo aumento da excitação e movimentação de seus elétrons, possam difundir o calor por todo o corpo do metal, essa mobilidade dos seus elétrons que se "infiltram" por entre os núcleos dos átomos, somada a outra característica que é aquela que quando aquecidos os núcleos dos átomos do metal também começam a vibrar no corpo metálico, a somatória do movimento eletrônico mais a vibração dos núcleos atômicos é que promovem a expansão do calor. Por esse motivo os metais são bons condutores térmicos.

Os Metais puros possuem condutibilidade elétrica maior que as ligas metálicas. Os átomos de tamanhos diferentes das ligas metálicas, possuem um arranjo na forma do cristal que dificultam o deslocamento ou a passagem dos elétrons da nuvem eletrônica por entre os núcleos desses átomos.

                       A Teoria Das Bandas Eletrônicas

A condutibilidade dos elétrons também pode ser explicada através das bandas eletrônicas.  

Para exemplificar as bandas eletrônicas nos metais, podemos usar átomos de lítio que enfileirados com o seu orbital exterior 2s1 é um fornecedor dos elétrons para a formação da nuvem eletrônica. 

Os átomos como o do lítio e do potássio respectivamente, no metal estão muito próximos um do outro formando esses materiais, contudo possuem seus orbitais externos semi-preenchidos . No caso dos metais em geral, o núcleo dos átomos não exercem muita atração sobre os seus elétrons, principalmente os do último orbital, o externo e esses elétrons ficam livres e formam nuvens que se espalham por todo o cristal em constante movimento. Por sua vez os mesmos orbitais exteriores se fundem nesses átomos e a própria nuvem eletrônica é que semi-preenche esses orbitais. 

As linhas paralelas abaixo representam os níveis energéticos de átomos.

Essas linhas representativas sugerem os níveis energéticos de uma sequencia de átomos enfileirados. Mudando para um elemento químico com número de elétrons maior, em que cada átomo teria 6 camadas eletrônicas e a última seria a “6s1”. Nesse caso os elétrons das camadas  ou linhas coloridas em vermelho são estáveis mantidos pelos núcleos positivos. A linha em azul tracejada representa o sexto nível de elétrons de cada átomo na fileira, os traços da linha pontilhada representam o orbital individual e consequentemente o primeiro potencial de ionização de cada um deles, estes seriam os orbitais mais externos, os quais os elétrons fazem parte da nuvem eletrônica. 

                                             Metais Tem Natureza Ductil

A ductilidade indica que o metal é maleável pode ser estirado, comprimido, podem ser dobrados, transformados em fios e cabos de vários diâmetros.

               Metais Puros e Condutibilidade Elétrica                                                    
Os metais são ótimos condutores de eletricidade. Os metais puros possuem Condutibilidade Elétrica maior que as ligas metálicas. Os átomos de tamanhos diferentes nas ligas dificultam a passagem dos elétrons da nuvem eletrônica por entre esses átomos.                                                                                                                                                          Metal Laminado

Os metais se apresentam estruturalmente na forma de cristais que podem sofrer compressão até se transformarem em lâminas. No metal laminado os átomos se deslocam de uma para outra posição no cristal. Podem ser transformados em lâminas por exemplo do alumínio pode-se obter lâminas bem finas de espessura de até 0,001 mm.

                                          A Densidade dos Metais

A densidade dos metais pode não ser dada somente pelo compactação de sua formação cristalina e sim também pelo peso do átomo. Uns metais são mais densos que outros portanto, mesmo dependendo da resistência do material o seu uso pode ser restrito devido ao seu peso.  

                                         Resistência à Tração

Os metais geralmente são muito resistentes á tração. O aço por exemplo é muito resistente a tração pode ser transformado em fios finos e trançados na formação dos cabos de aço que suportam grandes trações, são usados em elevadores e vigas de grande extensões  no suporte de pontes, barras de ferros de diversos diâmetros que servem na construção civil para estruturas de concreto armado, como cabos de aço também são usados nas redes de transmissão de corrente elétrica de grande voltagem.

                                                   
Pontes, como a observada na foto, feitas de aço, podem ter uma grande extensão entre os vãos das pilastras de sustentação devido a grande resistência à tração .


   



Ligas Metálicas

Dois ou mais metais podem se ligar e coexistirem, contanto que o segundo metal adicionado não ultrapasse em quantidade o principal.

                     O Tamanho dos Átomos na Liga 
   

As ligas metálicas acontecem com átomos com os mesmos e de diferentes tamanhos e densidades,  também ocorrem normalmente as ligações formando o material. Nesse caso  quando são do mesmo tamanho simplesmente o átomo da liga substitui o outro átomo do metal puro no lócus do cristal, como acontece na mistura do cobre com níquel. Quando os átomos que formarão a liga são de tamanhos muito diferentes os átomos de núcleos menores se ajeitam nos espaços vazios entre os núcleos dos átomos maiores.

              Exemplos de Algumas Ligas Metálicas

Bronze 90 % de Cobre 10% de estanho. 

Os componentes principais da liga do latão é 67% de cobre e 33% de zinco.

Ouro 18 quilates contém na liga 75% de ouro 12,5% de prata, 12,5% cobre o qual é muito utilizado na confecção de alianças de casamento.

Chumbo para solda a liga possui 67% de chumbo e 33% estanho. 

Moeda 75% cobre 25% de níquel. No Brasil as ligas usadas na confecção das moedas metálicas não obedecem somente a regra de utilizar sempre uma única liga (veja site abaixo).

Há uma variedade de aços, cada um com sua composição própria dos componentes químicos da liga. O aço comum é uma liga de ferro contendo  de 0,01; 0,8; a 2,1% de carbono, entre os diversos usos também é utilizado na construção civil na forma de vergalhões de reforço do concreto armado (figura ao lado).

Aço inoxidável é uma liga de ferro contendo  de 0,1 de carbono, 18 % de cromo, 8% de níquel. (Não enferruja). 

Uma liga metálica muito comum é a usada na confecção de moedas, o cobre participa com 75% e o níquel com 25% do volume. Observe para não confundir, que aqui as moedas de um real foram cunhadas separadamente em duas partes, o contorno externo é feito de cobre e níquel e o centro da moeda uma liga de aço inoxidável. Há moedas feitas inteiramente de aço inoxidável, outras são de aço revestidas de bronze. Portanto há uma variedade de material utilizado.

A folha de alumínio de utilização doméstica, também é uma liga que pode mudar a composição de acordo com o fabricante ou país (Vide embalagem). Alumínio 98,02%, Zn 0,10% Si 0,70%, Mg 0,05%, Fe 0,80%, Cr 0,05%, Mn 0,10%, Ti 0,08% e Cu 0,10%.

A liga de latão, é uma mistura de cobre e de zinco também é muito utilizada na indústria alimentícia. As latas de conservas e de óleos comestíveis estão continuamente presentes no nosso dia-a-dia.

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