CLASSIFICAÇÃO DOS SÓLIDOS
Uma das principais formas de classificar os sólidos é em função da organização tridimensional da sua estrutura microscópica. Desta perspetiva, é possível classificá-los como cristalinos ou amorfos.
SÓLIDOS CRISTALINOS
Estes sólidos são formados por átomos, moléculas ou iões que ocupam posições específicas, apresentando assim uma ordem rígida na organização das partículas constituintes.
Os sólidos cristalinos podem ser classificados de acordo com o tipo de unidades estruturais que os formam e a natureza das forças que as mantêm unidas. Assim, podem ser: iónicos, covalentes, moleculares ou metálicos.
SÓLIDOS AMORFOS
Nestes sólidos falta-lhes um arranjo tridimensional ordenado dos átomos.
O vidro é um exemplo destes sólidos.
LIGAÇÃO METÁLICA
A ligação metálica é o resultado da interação eletrostática entre iões
“metálicos” (positivos) da rede cristalina tridimensional e os eletrões nela dispersos.
A ligação metálica ocorre entre átomos que apresentam, simultaneamente, baixa energia de ionização, várias orbitais de valência vazias e um número de eletrões de valência menor do que o número de orbitais de valência, o que torna possível a deslocação dos eletrões ao longo da estrutura.
INTERPRETAÇÃO DAS CARACTERÍSTICAS DOS METAIS
Os metais têm uma boa condutividade elétrica, porque os eletrões deslocalizados têm uma grande mobilidade dentro da rede.
Os metais são maleáveis e dúcteis, porque a distorção não rompe a sua ligação metálica, já que, dada a sua natureza não direcional, o deslocamento de átomos não altera significativamente as forças de ligação.
SÓLIDOS IÓNICOS (CRISTAIS IÓNICOS)
São formados por iões de cargas elétricas contrárias, que se mantêm unidos por forças de natureza eletrostática. Este tipo de ligação designa- se por ligação iónica. As interações que conservam os iões na sua posição no cristal de um sólido iónico são muito fortes, pelo que, os movimentos dos iões são praticamente impossíveis na rede cristalina. Por este motivo, os sólidos iónicos são duros, quebradiços e têm um ponto de fusão elevado. As partículas destes sólidos têm carga elétrica (são iões), mas não estão livres para se movimentarem, logo os compostos iónicos não conduzem corrente elétrica no estado sólido.
ENERGIA DA REDE CRISTALINA OU ENERGIA RETICULAR
Esta energia corresponde ao somatório das energias das interações entre as partículas de um cristal iónico.
Por definição, é a energia necessária para dissociar uma de um composto iónico sólido nos seus constituintes, no estado gasoso.
Exemplo:
SÓLIDOS COVALENTES (CRISTAIS COVALENTES)
Estes sólidos são formados por átomos que se encontram ligados por ligações covalentes (resultantes da partilha de eletrões de valência), formando arranjos tridimensionais extensos. O cristal covalente inteiro pode ser descrito como uma única molécula macroscópica. Regra geral, devido ao facto de todas as ligações serem covalentes, a dureza e o ponto de fusão muito elevados são propriedades dos cristais covalentes.
Exemplos: Diamante e grafite.
SÓLIDOS MOLECULARES (CRISTAIS MOLECULARES)
Nos sólidos moleculares as unidades estruturais, que se repetem, são moléculas que se mantêm ligadas por forças intermoleculares. Estas forças são mais fracas que as existentes nos cristais iónicos e cristais covalentes, o que explica o facto dos sólidos moleculares serem geralmente substâncias macias e terem pontos de fusão baixos.
Geralmente não conduzem corrente elétrica.
LIGAS METÁLICAS
Uma liga é uma solução sólida composta por dois ou mais metais, ou por um metal e um ou mais não metais.
Para se obter uma liga é necessário fundir os componentes, misturá-los e, posteriormente, arrefecê-los.
FABRICO E APLICAÇÃO DAS LIGAS
Por vezes, não existe um metal, que na forma pura, apresente as características exatas pretendidas para uma determinada aplicação. Para se resolver este problema recorre-se à formação de ligas.
Os metais do bloco d são os metais predominantes nas ligas metálicas.
AÇOS
O ferro puro praticamente não é usado, sendo de grande importância as suas ligas.
O aço é uma liga de ferro que contém entre 0,003% e 1,4% de carbono, constituindo o seu fabrico uma das mais importantes indústrias de metais.
Existem vários tipos de aços que variam na composição, sendo os principais:
Aço normal (1,35% C; 1,65% Mn e outros com menor percentagem)
Aço de alta resistência (0,25% C; 1,65% Mn; 0,4 – 1,0% Ni e outros)
Aço inoxidável (0,03 – 1,2% C; 1 – 10% Mn; 1 – 3% Si; 1 – 22% Ni; 4 – 2,7% Cr e outros)
PRATA DE LEI
A chamada “Prata de Lei” contém cerca de 92,5% de prata pura. Pratas menos valiosas contêm um teor maior de outro metal ou ligas diversas.
OURO DE LEI
Designa-se por “Ouro de Lei” ou “Ouro Lei” o ouro de 19,25 K (quilates).
QUILATE (K)
O quilate é um sistema usado para estabelecer o grau de pureza em ouro de uma determinada peça e considera-se o ouro puro de 24 K (24 partes de ouro e zero partes de outro metal).
Existem diversos tipos de ouro, tais como:
Ouro rosa, que contém cobre.
Ouro branco, que contém níquel.
Ouro azul, que contém ferro.
Ouro verde, que contém cobre, prata e zinco.
LIGAS COM MEMÓRIA DE FORMA
Estas ligas metálicas ao serem submetidas a uma deformação, são capazes de espontaneamente recuperarem a sua forma original através de aquecimento moderado.
Aplicações: Construção de satélites, painéis solares, robôs, válvulas, molas, sensores, armações de óculos, aplicações médicas…
Exemplo: Nitinol – liga de Ni – Ti
OXIDAÇÃO
A oxidação ocorre quando o estado de oxidação de um átomo ou ião aumenta. Uma espécie oxida-se quando cede eletrões.
REDUÇÃO
A redução ocorre quando o estado de oxidação de um átomo ou ião diminui. Uma espécie reduz-se quando ganha eletrões.
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO
1. O número de um átomo no estado elementar é zero.
2. O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à sua própria carga.
3. Nos compostos, os metais do grupo 1 têm número de oxidação +1; os do grupo 2 têm +2; e os metais do grupo 3 têm número de oxidação +3, com exceção do tálio que pode ter número de oxidação +3 ou +1.
Exemplo: O sódio, o potássio… têm número de oxidação +1; o magnésio, o cálcio… têm número de oxidação +2.
4. Os halogéneos (elementos do grupo 17), quando formam iões negativos têm número de oxidação -1.
5. O número de oxidação do hidrogénio num composto é +1, exceto nos hidretos (compostos que o hidrogénio forma com os metais dos elementos representativos), que é -1.
6. O número de oxidação do oxigénio num composto é -2, exceto nos peróxidos, que é -1, e em OF2 que é +2.
Exemplo: Em H2O o oxigénio tem número de oxidação -2 e em H2O2 tem número de oxidação -1.
7. A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos na fórmula de um composto é zero.
8. A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos na fórmula de um ião poliatómico é igual à carga do ião.
Exemplo: No ião sulfato, SO24-, a soma dos números de oxidação do enxofre e dos quatro átomos de oxigénio é igual a -2. Como o número de oxidação do oxigénio é -2, o do enxofre será +6.
ACERTO DE EQUAÇÕES REDOX
Existem vários métodos para acertar equações redox, dos quais salienta- se o método das semiequações, que se apresenta nas páginas seguintes.
CORROSÃO
A corrosão refere-se, especificamente, a qualquer processo que envolva a deterioração e degradação de componentes metálicos.
A ferrugem resulta da oxidação do ferro que origina um óxido.
Além dos óxidos, os processos de corrosão podem originar hidróxidos (verdetes) e sulfuretos (“patine”).
O MEIO COMO FACILITADOR DOS PROCESSOS DE CORROSÃO A corrosão dos metais aumenta através da presença de humidade, de ácidos ou bases e de poluentes como, por exemplo, SO2 e C-.
FORMAÇÃO DE FERRUGEM
Quando uma gota de água contacta com um objeto de ferro observa-se uma sequência de fenómenos físico-químicos que dão origem à ferrugem, como se apresenta na seguinte figura:
O oxigénio oxida o ferro, e este reduz o oxigénio.
O ião Fe2+ combina-se com o ião OH- originando hidróxido de ferro.
O hidróxido de ferro oxida-se, originando ferrugem.
Conclusão: a humidade (água) facilita a corrosão do ferro pelo oxigénio.
CORROSÃO EM MEIO ÁCIDO
Com exceção do ouro, da prata e do cobre, os metais são por norma facilmente oxidados em soluções ácidas.
Neste processo, à semirreação de oxidação:
Corresponde, na presença de oxigénio, a semirreação de redução:
Deste modo, para a maioria dos metais, um aumento da acidez do meio implica condições mais favoráveis para a ocorrência de corrosão. Assim, quanto menor for o pH mais rapidamente ocorrerá a oxidação do metal.
CORROSÃO EM MEIO BÁSICO Um meio fortemente básico é promotor da corrosão.
Neste meio, o ião OH- encontra-se imediatamente disponível para ser capturado pelos iões metálicos formados, e a sua regeneração é também autocatalítica no decurso da corrosão do metal, na presença do oxigénio e água, através da reação:
FERRUGEM
EFEITOS DOS POLUENTES NA CORROSÃO
Quando o ferro ou o aço são expostos a um sal que contenha cloretos, o metal que vai sendo oxidado vai captar rapidamente iões cloreto para manter a eletroneutralidade.
O cloreto metálico permuta com alguma facilidade com o ião hidróxido da água através da reação:
O processo de permuta, com a libertação do ião cloreto e a diminuição do pH, é autocatalítica, pois o ião cloreto disponível para atuar noutro ião metálico e a acidez do meio contribui para a formação dos mesmos.
Efeito semelhante, ao ião cloreto, têm outros iões negativos resultantes dos poluentes atmosféricos, NO2, SO2 e SO3, por reação com a água, com formação de chuvas ácidas.
