Os átomos e a matéria

Termodinâmica
Os átomos e a matéria
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Constituição atômica da matéria
Os átomos são os constituintes básicos das substâncias. Eles são formados por um núcleo massivo
e compacto (dimensões da ordem de 10−15 m), contendo prótons e nêutrons, envolto por uma
nuvem de elétrons (dimensões da ordem de 10−10 m). A maior parte da massa é concentrada no
núcleo atômico, porque a massa de um elétron é cerca de 2.000 vezes menor que a massa de um
próton ou de um nêutron. Os nêutrons têm carga elétrica nula. Os prótons têm carga elétrica positiva,
+e, e os elétrons têm carga negativa, −e (e≈1,60 × 10−19 C é a carga elementar1).
Os prótons e nêutrons que formam o núcleo atômico são mantidos ligados 1 Valores precisos das constantes físicas citadas
pela chamada força nuclear. Essa força é de curtíssimo alcance, só é signi- ao longo do texto são listados no Apêndice ??
ficativa a distâncias intranucleares, mas é muito intensa e compensa a força
elétrica de repulsão entre os prótons. Num átomo o núcleo pode ser tratado como uma única
partícula praticamente puntiforme.
Um átomo, neutro tem o mesmo número de prótons e de elétrons. Um átomo em que o número
de elétrons é diferente do número de prótons tem uma carga elétrica total não nula, um múltiplo
inteiro da carga elementar, e é denominado íon. Um íon tem carga positiva quando tem mais
prótons que elétrons e carga negativa quando é o contrário.
Os átomos são caracterizados pelo número de prótons, denominado número atômico, normalmente denotado pelo símbolo Z, e pelo número de nêutrons. A soma dos números de prótons e de
nêutrons é denominada número de massa, simbolizado por A.
• Elementos químicos. A interação entre os átomos, de origem puramente eletromagnética,
ocorre através dos seus elétrons. A estrutura da nuvem eletrônica é determinada pela carga
positiva do núcleo e pelo número de elétrons, de forma que as características químicas de
um átomo são determinadas pelo seu número atômico. Elemento químico ou substância
simples é uma substância formada por átomos com o mesmo número atômico.
A figura 1 mostra a Tabela Periódica, que lista os elementos conhecidos com seus nomes,
símbolos químicos e outras informações.
• Isótopos. O número de massa define o isótopo do elemento. 2
O hidrogênio tem um terceiro isótopo, 3H
Por exemplo, há dois isótopos naturais do hidrogênio, elemento de denominado trítio, que por ser radiativo não é
número atômico Z = 1 e símbolo H. O mais abundante, com número de encontrado no hidrogênio natural.
massa A = 1, tem o núcleo formado por apenas um próton. O isótopo com
A = 2, denominado deutério, tem um nêutron no núcleo, além do próton2. Para denotar um
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isótopo, indica-se o seu número de massa sobrescrito à esquerda do símbolo do elemento.
Para os dois isótopos do hidrogênio, os símbolos são 1H e 2H.
Figura 1: Tabela periódica dos elementos. Uma fonte muito rica e de fácil acesso sobre as propriedades
dos elementos e seus compostos é o site “WebElements” no endereço http://www.webelements.com/.
• Substâncias compostas. Substâncias compostas são constituídas por átomos de diferentes
elementos agregados por ligações químicas, em geral em proporções simples. A constituição
química de uma substância é expressa por sua fórmula química. Por exemplo, a fórmula da
água H2O indica que, nesta substância, os átomos de hidrogênio e oxigênio estão presentes
na proporção de 2 para 1. O sal de cozinha, cloreto de sódio, é representado como NaCl,
indicando que os átomos de sódio e cloro estão presentes na proporção de 1 para 1.
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Quantificando a matéria
A maneira mais usual para quantificar uma porção de matéria é pela sua massa. Em química e
também em termodinâmica, como veremos, é importante expressar a quantidade de matéria em
termos do número de átomos ou moléculas que a constituem, donde a necessidade de se conhecerem as massas atômicas.
Massas de átomos ou moléculas são convenientemente expressas em termos da unidade de
massa atômica ou constante de massa atômica (símbolo u). Ela é definida como 1/12 da massa
de um átomo do isótopo 12 do carbono, e equivale aproximadamente a 1,66 × 10−27 kg.
Qualquer amostra de um elemento contém, em geral, mais de um isótopo, e os átomos de cada
isótopo têm massas diferentes. A massa atômica (ou peso atômico) de um elemento é determinada como a média das massas dos átomos de seus isótopos naturais, ponderada pela distribuição
isotópica, ou seja, pela sua abundância relativa na natureza. Para computar a massa de uma unidade
elementar de uma substância composta, somam-se as massas atômicas dos elementos que a
compõem, a partir de sua fórmula química. Dessa forma, a distribuição isotópica dos componentes
é automaticamente levada em conta. Usam-se os termos massa molecular ou fórmula massa para
essas quantidades. A segunda forma é genérica e pode ser aplicada mesmo para as substâncias
que não são formadas por moléculas.
O número de átomos em uma amostra de uma substância elementar é obtido dividindo-se a
massa da amostra pela massa atômica. O número de moléculas ou fórmulas é obtido analogamente
utilizando a massa molecular ou a fórmula massa.
O mol é a unidade do SI (Sistema Internacional de Unidades) para a expressão de quantidade de
matéria em amostras macroscópicas:
“O mol é a quantidade de matéria de um sistema contendo
tantas entidades elementares quantos átomos existem
em 0,012 quilograma de carbono 12.”
O número de entidades elementares de um mol é denominado constante de Avogadro, cujo
valor aproximado é NA ≈ 6,022 × 1023 mol−1.
Usa-se o adjetivo molar para especificar uma grandeza expressa em valor por mol. Assim, a
massa molar de uma substância é a massa de 1 mol de entidades elementares, ou seja, átomos,
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moléculas ou fórmulas. O valor numérico de uma massa molar quando expressa em gramas por
mol é numericamente idêntico à massa da entidade elementar correspondente, massa atômica,
massa molecular ou fórmula massa, expressa em unidades de massa atômica.
Quando houver a possibilidade de confusão, é importante especificar a entidade
elementar considerada. Por exemplo, hidrogênio pode significar o elemento hidrogênio H, ou
a substância diatômica H2. A massa molar de átomos de hidrogênio (massa atômica 1,00794 u)
é 1,00794 g mol−1, enquanto a massa molar da substância hidrogênio (massa molecular
2 × 1,00794 u) é 2,01588 g/mol.
No contexto químico e termodinâmico, as energias também são expressas na forma molar.
A unidade SI apropriada é, então, joule por mol ( J/mol ou J mol−1). A energia molar equivalente a
“um elétron-volt por unidade” (átomo, molécula, ligação etc.) é NA × 1 eV ≈ 96,5 kJ/mol.
Átomos: interpretação quântica
A estabilidade do átomo só é explicada pela mecânica quântica, na qual os elétrons são tratados
como ondas que se estendem continuamente no espaço. No átomo, tais ondas se encontram
confinadas numa pequena região em torno do núcleo, o que as caracteriza como ondas estacionárias.
Uma onda estacionária é uma oscilação harmônica cuja amplitude varia com a posição. Ondas
estacionárias só podem existir numa série de configurações espaciais bem definidas, determinadas
pelas condições do confinamento. Por exemplo: uma corda tensionada e presa em duas extremidades, como uma corda de violão, só pode vibrar em determinadas frequências (no caso, múltiplos
de uma frequência fundamental). O movimento de vibração da corda em cada uma das frequências
representa uma onda estacionária em uma dimensão. Nos átomos, cada uma das configurações
estacionárias que as ondas associadas aos elétrons podem assumir é denominada orbital.
A amplitude da onda numa certa posição no espaço está associada à probabilidade de se encontrar
o elétron nesta posição. Como esta probabilidade se distribui continuamente no espaço, usa-se o
conceito de densidade de probabilidade, ou seja, probabilidade por unidade de volume. Para muitos
propósitos, o elétron pode ser tratado como se fosse um fluido distribuído continuamente no
espaço com uma densidade dada pela densidade de probabilidade. Usa-se o termo densidade
eletrônica para significar esta distribuição. A densidade eletrônica multiplicada pela carga do
elétron representa a densidade de carga. Num sistema com mais de um elétron, a densidade
eletrônica é a soma das densidades associadas a cada elétron.
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A interpretação exposta acima permite-nos visualizar a distribuição de carga nos átomos e
entender suas interações. É comum o uso do termo nuvem eletrônica para descrever os elétrons
num átomo. Na linguagem usual, a palavra nuvem significa um aglomerado de muitas partículas
(de vapor d’água, por exemplo). No contexto da descrição dos átomos, entretanto, ela é utilizada
com um significado muito diferente. Falamos de nuvem eletrônica do átomo de hidrogênio, mesmo
que nos estejamos referindo ao seu único elétron.
Estabilidade dos átomos
Em geral, a energia de um sistema ligado é definida em referência à energia do sistema quando
seus constituintes se encontram infinitamente afastados uns dos outros, que é tomada como nula.
Nesta convenção, a energia de um sistema ligado é sempre negativa. A energia necessária para
separar o sistema em seus componentes (positiva) é denominada energia de ligação. O fato de os
átomos serem estáveis significa que a sua energia é menor do que quando o núcleo e os elétrons
se encontram infinitamente separados.
As forças que atuam num átomo são puramente elétricas: os elétrons são atraídos pelo núcleo e
se repelem mutuamente. A energia potencial elétrica de um átomo tem uma parte negativa, que vem
da atração entre elétrons e núcleos, e uma parte positiva em consequência da repulsão mútua entre
elétrons. Além da energia potencial, há a energia cinética, sempre positiva, dos elétrons e núcleo
em relação ao centro de massa atômico. Como vimos anteriormente, cada orbital significa uma
configuração da distribuição eletrônica em torno do núcleo e corresponde a um valor bem definido
para a energia do átomo (soma das energias potencial e cinética). A série de orbitais possíveis,
portanto, define uma série discreta de diferentes valores para a energia do átomo. Esse fenômeno
é denominado quantização da energia.
A título de ilustração, a figura 2 mostra representações da distribuição espacial do elétron em
dois orbitais do átomo de hidrogênio. A imagem da esquerda corresponde ao orbital para o qual a
energia é a mínima possível, ou seja, o estado fundamental. Em física atômica usa-se a notação 1s
para este orbital. A imagem da direita representa um dos orbitais 2p, digamos 2pz (os outros dois
poderiam ser 2px e 2py , só diferindo deste pela orientação dos eixos de simetria). Note a diferença
nas escalas de comprimento nas duas figuras. A região onde a densidade eletrônica é significativa
tem dimensões lineares cerca de 4 vezes maior no orbital 2p do que no orbital 1s, ou seja, o elétron
se encontra em média cerca de 4 vezes mais afastado do núcleo.
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A energia do estado fundamental (1s) do átomo de hidrogênio é de −13,6 eV. Estados em que a
energia é maior do que no estado fundamental são denominados estados excitados. O próximo
valor possível para a energia (para qualquer dos orbitais 2p e também para o orbital 2s) é de −3,4 eV.
Isso significa que a quantidade mínima de energia necessária para mudar a configuração de um
átomo de hidrogênio no estado fundamental é 10,2 eV.
Assim, é a quantização da energia, proveniente do caráter ondulatório dos elétrons, que
confere estabilidade ao átomo. Para ter uma ideia quantitativa desta estabilidade, vamos fazer uma
comparação com a energia cinética das moléculas no ar ambiente. As velocidades de translação
das moléculas no ar são da ordem da velocidade do som, aproximadamente 340 m/s. Tomando
uma molécula de oxigênio ou nitrogênio (constituintes majoritários do ar), cuja massa é de aproximadamente 5 × 10−26 kg, obtemos 0,02 eV para o valor médio de sua energia cinética de translação.
Isto é 500 vezes menor que a mínima energia necessária para alterar o estado fundamental do
átomo de hidrogênio.
Outro aspecto fundamental da natureza dos elétrons para as propriedades do átomo é que eles
estarem sujeitos ao princípio de exclusão de Pauli, que proíbe que mais de dois elétrons compartilhem
o mesmo orbital. Assim, elétrons de átomos com mais de um elétron ocupam orbitais com energias
sucessivamente maiores, correspondentes a orbitais em que a densidade eletrônica está cada vez
mais afastada do núcleo.
É útil interpretar a distribuição eletrônica nos átomos como consistindo de camadas sucessivas.
A energia de ligação dos elétrons na camada mais interna (1s) cresce com o quadrado do número
atômico, Z, como efeito da carga nuclear. Ela pode chegar a dezenas de milhares de elétron-volts
nos átomos com altos Z. Nas camadas sucessivas, por causa do maior afastamento do núcleo e
da blindagem da carga nuclear pelas camadas eletrônicas internas, a energia de ligação abaixa
rapidamente. O resultado é a energia de ligação de um elétron na camada mais externa de
qualquer átomo ser da mesma ordem de grandeza da energia de ligação do átomo de hidrogênio,
ou seja, de alguns elétron-volts.
São os poucos elétrons que ocupam os orbitais de mais alta energia num átomo, chamados de
elétrons de valência, que participam das ligações químicas. Os elétrons das camadas mais internas,
mais fortemente ligados, são muito mais estáveis e não desempenham papel significativo.
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Figura 2: Representação das densidades de
carga eletrônicas em dois orbitais do hidrogênio.
Acima, o orbital correspondente ao estado
fundamental (orbital 1s) e abaixo, a um dos três
orbitais 2p. Elas representam o módulo da
densidade volumétrica de carga (que é negativa)
em pontos de um plano que passa pelo núcleo
do átomo, usando uma escala relativa definida
pela barra de cores. A distribuição de carga
é simétrica por rotação em torno do eixo
horizontal indicado (no caso do estado 1s,
pode ser qualquer eixo passando pelo núcleo).
Note as diferentes escalas de distância nas duas
imagens (a0 = 0,529 × 10−10 m é denominado
raio de Bohr). As curvas representam a
interseção de superfícies de densidade
constante com o plano da figura. Cada superfície,
ou par de superfícies no caso do orbital 2p,
envolve, sucessivamente, 20% da carga total.
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Interação entre átomos: ligação química
Como vimos, átomos isolados são estáveis, sendo necessárias energias no mínimo da ordem
de vários eV para alterar seus estados. Por serem eletricamente neutros, a interação entre átomos
distantes é muito fraca. Quando, entretanto, dois ou mais átomos se aproximam a distâncias
comparáveis às suas próprias dimensões, seus elétrons passam a ser atraídos com intensidade
comparável pelos diferentes núcleos atômicos. Esta atração dos elétrons por núcleos de átomos
diferentes resulta, na maioria das vezes, num rearranjo da configuração espacial das nuvens eletrônicas. O rearranjo que se processa afeta principalmente os orbitais dos elétrons de valência de cada
átomo. Tais orbitais atômicos dão lugar aos chamados orbitais moleculares, cuja distribuição eletrônica se estende em torno dos núcleos de dois átomos vizinhos.
À diminuição de energia por esta atração adicional se contrapõe a repulsão entre os elétrons e
entre os núcleos. Se existe uma configuração em que o primeiro efeito seja maior que o segundo,
se estabelece uma ligação química. Formam-se agregados atômicos, com os núcleos localizados
em posições bem definidas uns em relação aos outros, em que os elétrons de valência são compartilhados por átomos vizinhos.
A energia de uma ligação é definida em termos da energia necessária para quebrá-la, ou seja,
para separar os dois átomos envolvidos. O ganho líquido de energia por ligação química estabelecida é também da ordem de elétron-volts, ou seja, comparáveis às energias de ligação dos elétrons
de valência nos átomos isolados. Isso ocorre porque as distâncias e cargas envolvidas nos dois
casos são da mesma ordem de magnitude.
A quase totalidade dos elementos da tabela periódica pode estabelecer ligações químicas
(as exceções são os gases nobres - elementos da coluna 8A da tabela periódica). É através das ligações
químicas que os poucos elementos que se encontram na natureza dão origem a um número
imenso de substâncias.
Dependendo dos átomos envolvidos, as ligações químicas podem dar origem a agregados estáveis
formados por poucos átomos ou formados por um número macroscópico de átomos. As menores
estruturas formadas por ligações químicas são as moléculas, agregados de poucos átomos que se
comportam como uma unidade, ou seja, que têm propriedades observáveis distintas. Por exemplo,
o hidrogênio, o oxigênio e o nitrogênio formam moléculas diatômicas, compostas por dois átomos
do elemento. As fórmulas químicas para essas substâncias, H2, O2, N2, identificam a composição
molecular. A água também é uma substância molecular e a sua fórmula química, H2O, reflete a
composição de suas moléculas.
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Ligações covalentes e iônicas
A molécula mais simples que existe é a do hidrogênio. Vamos usá-la para ilustrar alguns aspectos
importantes das ligações químicas.
A parte superior da figura 3 mostra uma representação de dois átomos de hidrogênio distantes
um do outro, de forma que a interação entre eles é insignificante. A parte inferior da figura 3
ilustra a distribuição de carga dos elétrons da molécula de hidrogênio, H2. A figura foi gerada com
uma aproximação muito simples, mas serve para ilustrar os pontos importantes. Note como surge
uma densidade de carga significativa na região entre os núcleos devido ao rearranjo dos orbitais
eletrônicos. Na molécula cada elétron é atraído por dois núcleos, o que faz com que a nuvem
eletrônica seja mais concentrada que nos átomos isolados.
A distância indicada pela seta abaixo da representação da molécula é a distância de equilíbrio
entre os núcleos, 7,4 × 10−11 m. Esta distância é determina pela competição entre os termos negativos (interações elétron–núcleo) e positivos (interações elétron–elétron e núcleo–núcleo e energia
cinética dos elétrons) da energia do sistema. A energia de ligação na molécula de H2, 4,5 eV, é a
energia necessária para separar os dois átomos que a compõem.
A ligação na molécula de hidrogênio é um exemplo da chamada ligação covalente. Nesse tipo
de ligação, um ou mais pares de elétrons são compartilhados pelos dois átomos. No caso do H2,
como os dois átomos são idênticos, o par de elétrons se distribui igualmente pelos dois centros
atrativos. O mesmo ocorre em moléculas como O2, N2, Cl2 etc..
O mesmo tipo de mecanismo pode estar presente em moléculas formadas por átomos de dois
ou mais elementos diferentes. Em geral, átomos diferentes apresentam diferentes graus de atração
sobre seus elétrons, de forma que os elétrons compartilhados não se distribuem igualmente entre
eles, mas se deslocam na direção de um dos átomos (o mais “eletronegativo”).
Um exemplo disso é a molécula de água, cuja distribuição eletrônica é representada na figura 4.
A imagem, gerada a partir de cálculos computacionais [1] , mostra que a densidade de carga negativa
é maior em torno do oxigênio do que dos hidrogênios. A região em torno de cada núcleo de hidrogênio apresenta uma carga líquida positiva, e a região em torno do átomo de oxigênio apresenta
uma carga líquida negativa. Por isso, dizemos que a ligação covalente O−H, ou entre qualquer par
de átomos diferentes, tem caráter iônico.
A geometria particular da molécula de água ilustra uma outra característica importante das
ligações covalentes. A geometria da nuvem eletrônica num orbital molecular tem forte relação com
Figura 3: Representação aproximada das
densidades de carga eletrônicas em dois
átomos de hidrogênio separados (em cima) e
na molécula de hidrogênio, H2 (em baixo).
As figuras representam o módulo da densidade
volumétrica de carga (que é negativa), num
plano que passa pelos núcleos dos dois
átomos, numa escala relativa definida pela
barra de cores. A distribuição de carga é
simétrica por rotação em torno do eixo.
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a geometria dos orbitais atômicos que se combinaram. No caso da água, cada ligação envolve um
orbital 1s do átomo de hidrogênio e um orbital dos orbitais 2p do átomo de oxigênio. Como os
orbitais 2p são orientados espacialmente (ver figura 2), ligações químicas que os envolvem
tendem a preservar essa orientação. No caso da molécula de água, as duas ligações não formam
um ângulo de 90°, como os dois orbitais atômicos 2p, por causa da repulsão entre os átomos de
hidrogênio parcialmente carregados. A figura 5 mostra uma representação esquemática da estrutura espacial da molécula de ácido ascórbico, mais complexa, que também exibe a orientação das
ligações covalentes.
Um íon é um átomo com excesso ou falta de elétrons (mais comumente um ou dois). Uma
ligação iônica seria uma ligação entre dois íons de cargas opostas, ou seja, quando houvesse uma
transferência completa de elétrons entre dois átomos diferentes. Essa transferência completa nunca
ocorre entre átomos ligados, de forma que, estritamente falando, não existe ligação puramente iônica.
Entretanto, em casos como o NaCl (que envolve elementos com grande diferença de eletronegatividade), a transferência é tão acentuada que o sistema pode ser tratado como partículas de carga +e
e −e ligadas pela força elétrica entre elas. A ligação é dita iônica. Uma completa dissociação dos íons
positivos e negativos pode ocorrer, por exemplo, quando a substância é dissolvida em água.
A energia de ligação de uma molécula é a energia necessária para separar completamente
todos os átomos que a constituem. É normal nos referirmos à energia de uma determinada ligação.
Nesse caso, a energia de ligação é a energia necessária para separar as partes por ela ligadas. Tais
partes podem ser dois átomos, ou um átomo e a parte restante da molécula, ou duas partes de
uma molécula.
A intensidade de uma ligação individual depende dos átomos envolvidos, mas também, em certo
grau, da sua vizinhança da molécula. As energias de ligações covalentes ou iônicas são da ordem de
elétron-volts, como a do H2 mencionada anteriormente. Essas ligações são muito intensas, conferindo
grande rigidez e estabilidade às moléculas.
Sólidos covalentes e iônicos
Certas moléculas são tão estáveis que mantêm a sua identidade mesmo na fase sólida da substância que constituem. Este é o caso de quase todas as moléculas que mencionamos anteriormente,
e de muitas outras. Para um grande número de substâncias, entretanto, moléculas só existem na
fase gasosa. Nas fases líquida ou sólida, cada átomo forma ligações químicas (covalentes ou iônicas)
com múltiplos vizinhos, cada um dos quais se liga a seus outros vizinhos, formando uma cadeia de
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Figura 4: Representação de uma molécula de
água, H2O, obtida a partir de cálculos computacionais da distribuição espacial dos elétrons em
torno dos três núcleos. A densidade eletrônica
é indicada pela escala de cores: a densidade
(negativa) decresce no sentido de − para +.
Figura 5: Representação esquemática de uma
molécula de ácido ascórbico (vitamina C),
C6H8O6. Os átomos de hidrogênio são representados pelas esferas brancas menores.
As esferas maiores pretas e vermelhas
representam, respectivamente, o carbono e
o oxigênio. As ligações são representadas por
bastões unindo as esferas.
Termodinâmica » Os átomos e a matéria
ligações que se estende por distâncias macroscópicas. Por causa da intensidade dessas ligações,
tais substâncias se apresentam normalmente como sólidos.
O NaCl é um exemplo de um sólido cristalino formado por ligações iônicas. Um cristal é um
sólido em que os constituintes (átomos ou moléculas) se apresentam em estruturas espacialmente
periódicas. A figura 6 representa a estrutura cristalina do NaCl. O arranjo nessa estrutura é tal que
cada íon Na+ tem seis íons Cl− como vizinhos imediatos e vice-versa. Esse mesmo arranjo de íons
positivos e negativos é encontrado em inúmeros outros compostos iônicos.
Sólidos também se formam por ligações covalentes. Nesse caso, o arranjo atômico é determinado pela geometria dessas ligações. Um exemplo importante é o diamante, uma das formas
alotrópicas do carbono. A sua estrutura, de simetria cúbica, é mostrada na figura 7: cada átomo se
encontra no centro de um tetraedro regular, formando quatro ligações covalentes com os átomos
situados nos vértices. Os elementos abaixo do carbono na tabela periódica, Si, Ge e Sn, se cristalizam
nessa mesma estrutura.
Além de substâncias simples, inúmeros compostos formam cristais covalentes. Um exemplo
importante é a esfarelita ou blenda de zinco, ZnS. A distribuição espacial dos átomos é idêntica à da
estrutura do diamante, mas os átomos de um tipo ocupam os centros dos tetraedros e os do outro
tipo ocupam os vértices. Assim, cada átomo de Zn está ligado a quatro átomos de S, e vice-versa.
Nem todos os sólidos são cristais. Na verdade, cristais propriamente ditos, em que a regularidade
da estrutura cristalina se estende por todo o material, são raros. A maioria dos sólidos se apresenta
na forma de policristais. Um policristal é constituído de pequenos cristais (de dimensões micrométricas) ligados entre si, mas cada um com uma orientação espacial diferente. Outra forma são os
sólidos amorfos. Nesse tipo de material, ligações covalentes mantêm os átomos em posições relativas bem definidas, mas o arranjo não apresenta a periodicidade espacial dos cristais. Um exemplo
de sólido amorfo é o vidro, uma das formas em que se apresenta o óxido de silício, SiO2.
Ligação metálica
A maioria dos elementos químicos são da classe dos metais, como se pode observar na tabela
periódica da figura 1. Os átomos desses elementos formam ligações covalentes ou iônicas com
átomos dos elementos não metálicos (com a exceção dos gases nobres), como já vimos. Além disso,
entre eles ocorre um tipo de ligação especial, denominado ligação metálica, que é responsável por
eles serem muito bons condutores de eletricidade e de calor.
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Figura 6: Representação da estrutura cristalina
do NaCl. As esferas maiores representam o
Cl− e as menores, o Na+. As linhas que ligam
esferas vizinhas de cores diferentes servem
para enfatizar a geometria cúbica da estrutura.
O arranjo pode continuar indefinidamente nas
três direções das arestas do cubo.
Figura 7: Representação da estrutura cristalina
do diamante. Cada átomo se encontra no
centro de um tetraedro regular, formando
quatro ligações covalentes com os átomos
situados nos vértices. A simetria da estrutura é
cúbica, como indicado.
Termodinâmica » Os átomos e a matéria
Nesse tipo de ligação, os orbitais atômicos dos elétrons de valência transformam-se em orbitais
que se estendem por todo o volume do material, constituindo a banda de condução do metal.
Assim, os elétrons de valência, literalmente, abandonam os átomos de origem e podem se mover
por todo o volume do sólido (ou líquido). Eles são, então, denominados elétrons de condução ou
elétrons livres. Os íons positivos assim formados distribuem-se em estruturas de grupamento
compacto ligadas entre si pela nuvem estendida dos elétrons de condução. As energias de ligação
(por átomo) são da mesma ordem de grandeza das ligações covalentes ou iônicas, ou seja, da
ordem de elétron-volt.
A ligação metálica ocorre em metais elementares e também nas ligas, que são formadas por
mais de um elemento metálico. A ligação metálica não tem o caráter localizado das ligações iônicas
ou covalentes, que ligam átomos aos pares, sendo um tipo de ligação coletiva. Por isso, a composição de uma liga metálica não precisa ter uma proporção simples entre os seus componentes e
pode variar continuamente. As composições de ligas são especificadas em termos de porcentagem
de cada componente.
Os três estados da matéria e outros tipos de ligação
As substâncias em geral podem ser encontradas em três fases ou estados físicos, ou seja, nas
formas de gás, líquido e sólido, dependendo das condições de temperatura e pressão.
• Na fase gasosa, os constituintes básicos da substância (átomos isolados ou moléculas)
encontram-se livres uns dos outros, ou seja, não ligados entre si. Eles podem se afastar
indefinidamente uns dos outros. Por isso, o volume de um gás é definido pelo recipiente que
o contém, ou por forças externas que o confinam numa certa região.
• Na fase líquida, os constituintes básicos da substância encontram-se ligados entre si, num
estado de agregação tal que a separação entre eles é muito pequena, mas podem se mover
uns em relação aos outros. Por isso, os líquidos não têm forma definida. Entretanto, o seu
volume é bem definido, diferentemente do que acontece com os gases.
• Na fase sólida, os constituintes básicos da substância encontram-se localizados numa estrutura rígida. Eles podem vibrar em torno de suas posições, mas não podem se mover ao longo
da estrutura. Por isso, os sólidos têm forma e volume bem definidos.
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Termodinâmica » Os átomos e a matéria
Os chamados gases nobres (elementos da coluna 8A da tabela periódica - Figura 1) não participam de ligações químicas dos tipos anteriormente mencionados, nem entre si nem em combinação
com outros elementos.
No caso de substâncias moleculares ou dos gases nobres, a formação das fases condensadas
(líquida e sólida) é uma manifestação de uma atração residual entre moléculas ou átomos. Essa
atração é também de origem elétrica, mas ocorre entre entidades eletricamente neutras e, por isso,
são muito mais fracas que as ligações discutidas anteriormente. Tais interações não são capazes de
alterar significativamente a estrutura eletrônica das partes envolvidas como acontece nas ligações
químicas propriamente ditas. Quando dão origem a agregados ligados, os átomos ou moléculas
envolvidos mantêm a sua identidade.
Na sua forma mais intensa, tais interações são chamadas dipolares, ou seja, envolvem a interação
entre dois dipolos elétricos. Um dipolo elétrico é uma distribuição de cargas, globalmente neutra, em
que há um deslocamento entre os centros das cargas positivas e negativas. A interação entre dipolos
depende de sua orientação relativa, é menos intensa e diminui mais rapidamente com a distância
do que a interação entre cargas isoladas.
Em moléculas polares, como a da água, nos estados condensados as moléculas tendem a se
orientar relativamente umas às outras, de forma a aproximar seus extremos de cargas opostas.
As moléculas assim orientadas ficam ligadas, mas a intensidade dessa ligação é bem menor do que
as das ligações entre os átomos da molécula. Na água, por exemplo, um dos átomos de hidrogênio de
uma molécula se liga ao átomo de oxigênio de outra molécula, constituindo o que se chama ligação
ou ponte de hidrogênio. A energia de ligação dessa ponte de hidrogênio (aproximadamente 0,2 eV)
é cerca de 20 vezes mais fraca que a ligação covalente H−O da molécula.
Os átomos dos gases nobres ou moléculas apolares, como H2, não apresentam dipolo elétrico
permanente, porque os centros das cargas positivas e negativas
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A força de van der Walls é devida a flutuações,
coincidem. Mesmo assim há uma interação atrativa entre estas
de origem quântica, na distribuição eletrônica
unidades, conhecida como força de van der Walls, bem mais dos átomos ou moléculas. A flutuação origina
fraca que a interação dipolar3. Esta interação é responsável pela um pequeno dipolo elétrico numa molécula, o
existência das fases condensadas das substâncias apolares. que induz a formação de dipolo elétrico numa
molécula vizinha.
Por ser esta interação muito fraca, as fases condensadas só
ocorrem em temperaturas bem abaixo da ambiente.
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Termodinâmica » Os átomos e a matéria
Referências
[1] Chaplin, M. Water structure and science. Em: <http://www1.lsbu.ac.uk/water/molecule.
html>. Acesso em: 23 mar. 2011.
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Termodinâmica » Os átomos e a matéria
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Termodinâmica » Os átomos e a matéria
Créditos
Este ebook foi produzido pelo Centro de Ensino e Pesquisa Aplicada (CEPA), Instituto de Física da Universidade de São Paulo (USP).
Autoria: Gil da Costa Marques e Valdir Bindilatti.
Revisão Técnica e Exercícios Resolvidos: Paulo Yamamura.
Coordenação de Produção: Beatriz Borges Casaro.
Revisão de Texto: Marina Keiko Tokumaru.
Design Instrucional: Juliana Moraes Marques Giordano e Vani Kenski.
Projeto Gráfico e Editoração Eletrônica: Daniella de Romero Pecora, Leandro de Oliveira e Priscila Pesce Lopes de Oliveira.
Ilustração: Alexandre Rocha, Aline Antunes, Benson Chin, Camila Torrano, Celso Roberto Lourenço, João Costa, Lidia Yoshino,
Maurício Rheinlander Klein e Thiago A. M. S.
Animações: Celso Roberto Lourenço e Maurício Rheinlander Klein.
Fotografia: Jairo Gonçalves.
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