Metais de Transição 1 Shriver Cap. 7 p. 240-274 Lee Cap. 18 p. 328-340 Russel v2 Cap. 22 p. 1099-1167 Brown Cap. 24 p. 856-916 Kotz Cap. 22 p. 297-325 Atkins & Jones Cap. 16 p. 773-810 2 1 3 Séries de transição: • Cada sub-nível d consiste em cinco orbitais e pode acomodar 10 elétrons, assim cada série de transição consiste em 10 elementos. • 1ª série de transição: Sc Zn • 2ª série de transição: Y Cd • 3ª série de transição: La Hg • 4ª série de transição: Ac ? 112X 5 2 Biomoléculas: Hemoglobina Hg Cr Desenvolvimento de civilizações antigas Sn Fe Cu Metais de transição Mn Vitaminas Co Ti Biocidas V Cd Ligas tecnológicas Fe Mn Au Ni Enzimas Zn Cu Rh Pd Pt Cr Mo Materiais Fe Fe Ir Catálise homo e heterogênea 6 Química dos metais de transição 7 3 Gemas, Minerais e Sais Citrino e ametista são feitos de quartzo (SiO2) com traços de íons de ferro, este responsável pelas diferentes colorações nas gemas. Rodocrosita, MnCO3 8 9 4 Metalurgia • Metalurgia é a ciência e a tecnologia de extração de metais dos minerais. • Existem cinco etapas importantes: – Mineração (remoção do minério do solo); – Concentração (preparação para tratamento futuro); – Redução (obtenção do metal livre no estado de oxidação zero); – Refino (obtenção do metal puro) e – Mistura com outros metais (para formar uma liga). 10 Pirometalurgia • Pirometalurgia: altas temperaturas obtenção do metal livre. • Diversas etapas são empregadas: – Calcinação - aquecimento de minério–decomposição/eliminação de volátil: PbCO3(s) PbO(s) + CO2(g) – Ustulação – aquecimento - reações químicas – minério/atmosfera : 2ZnS(s) + 3O2(g) 2ZnO(s) + 2SO2(g) 2MoS2(s) + 7O2(g) 2MoO3(s) + 4SO2(g) 11 5 Envolve altas temperaturas, caso do Fe. C e CO são usados como redutores em fornos de aquecimentos. Fe2O3 + 3 C 2 Fe + 3 CO Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 CaO é adicionado para remover impurezas, como SiO2. SiO2 + CaO CaSiO3 12 Pirometalurgia do ferro • O coque reage com o oxigênio para formar CO (o agente redutor): 2C(s) + O2(g) 2CO(g), H = -221 kJ • O CO é também produzido pela reação do vapor d’água no ar com C: C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g), H = +131 kJ Uma vez que essa reação é endotérmica, se o alto-forno fica quente demais, adiciona-se vapor d’água para resfriá-la sem interromper a química. 13 6 Eletrorrefinamento do cobre • Placas de Cu impuro são usadas como anodos, chapas finas de Cu puro são os catodos. • O sulfato de cobre ácido é usado como o eletrólito. • A voltagem através dos eletrodos é planejada para produzir cobre no catodo. • As impurezas metálicas não se depositam no catodo. • Os íons metálicos são coletados no sedimento no fundo da célula. Azurita, 2CuCO3•Cu(OH)2 Cobre native 14 15 7 Ligação metálica Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica • Utilizamos um modelo deslocalizado para os elétrons em um metal. – Os núcleos do metal existem em um selo de elétrons. – Nenhum elétron é localizado entre dois átomos de metal. – Assim, os elétrons podem fluir livremente através do metal. – Sem quaisquer ligações definidas, os metais são fáceis de deformar (e são maleáveis e dúcteis). • Problemas com o modelo do mar de elétrons: – À medida que o número de elétrons aumenta, a força da ligação deveria aumentar e o ponto de fusão deveria aumentar. 16 Ligação metálica - Fe+2 - - Fe+2- Fe+2- +2 Fe - - Fe+2 - Fe+2 Fe+2 Fe+2 - +2Fe - Fe+2 Fe+2 - Fe+2 Fe+2 - Fe+2 Fe+2 - Fe+2 17 8 Modelo do orbital molecular para os metais • A ligação deslocalizada requer que os orbitais atômicos em um átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. Ex: os elétrons da grafita estão deslocalizados sobre um plano inteiro, as moléculas de benzeno têm elétrons deslocalizados sobre um anel. • O n° de orbitais moleculares = nº de orbitais atômicos, como nos metais há muitos orbitais, assim seu espaçamento de energia diminui e eles se ligam. • O número de elétrons não preenche completamente a banda de orbitais, assim os elétrons podem ser promovidos para bandas de energia desocupadas. Uma vez que as diferenças de energia entre os orbitais são pequenas, a promoção de elétrons ocorre com um pequeno gasto de energia. 18 Modelo do orbital molecular para os metais 19 9 Modelo do orbital molecular para os metais • Ao movermos ao longo da série de metais de transição, a banda antiligante começa a ficar preenchida. • Desta forma, a primeira metade da série de metais de transição tem apenas interações ligante-ligante, a segunda metade tem interações ligante-antiligante. • Espera-se que o meio da série de metais de transição tenha os pontos de fusão mais altos. • O intervalo de energia entre as bandas é chamado de intervalo de bandas. 20 Condução Elétrica V = IR • Lei de OHM: Unidades: V = volts (J/C) I = ampère (C/s) R = ohm (V/A) = RA l V= Voltagem aplicada I = Corrente R= Resistência = Resistividade (ohm-metro, m) A = Área de secção de reta l = distância entre dois pontos A condutividade elétrica, , é o inverso da resistividade, sendo o indicativo da facilidade em conduzir corrente elétrica. A unidade é (.m)-1 ou (mho/m). Condutores: 107 (.m)-1 Isolantes: 10-10 a 10-20 (.m)-1 Semicondutores: 10-6 a 104 (.m)-1 = 1 21 10 Bandas de Energia nos sólidos. e- e- e- e- ee- ee- ee- ee- e- e- eElétrons acelerados pelo campo elétrizado e- ee- e- Elétrons disponivéis Elétrons totais Campo elétrico 22 Bandas de Energia nos sólidos. 23 11 Bandas de Energia nos sólidos. Representação convencional da estrutura da banda de energia eletrônica de um material. 24 Bandas de Energia nos sólidos. Banda eletrônica encontrada em metais como o cobre. Banda eletrônica encontrada em metais como o magnésio. Banda eletrônica característica dos materiais isolantes (≠>2eV). Banda eletrônica característica dos materiais semicondutores (≠<2eV). 25 12 Condução em termos de bandas Para um metal, a ocupação dos estados eletrônicos antes e depois de uma excitação dos elétrons. 26 Condução em termos de bandas Para um isolante ou semicondutor, a ocupação dos estados eletrônicos antes e depois de uma excitação dos elétrons da banda de valência para banda de condução, onde são gerados buracos e elétrons livres. 27 13 Condução em termos de bandas A Energia de espaçamento entre bandas, Ee, se for baixa o material tende a ser condutor, porém se for alta o material poderá ser isolante ou semicondutor. Geralmente a energia de excitação para os materiais semicondutores provém de uma fonte não elétrica, como o calor ou a luz. O número de elétrons termicamente excitados para banda de condução depende da largura do espaçamento entre as bandas de energia, bem como a temperatura. Ee = menor probalidade de um elétron de valência ser promovido. T = maior probalidade de um elétron de valência ser promovido, melhor condutividade (semicondutor/isolante). Vale lembrar que as características de ligação química entre os isolantes é fortemente iônica ou covalente, enquanto nos materiais semicondutores é fracamente covalente. 28 Resistividade elétrica nos metais A resistividade total de um metal é a soma das contribuições das vibrações térmicas (t), das impurezas (i) e da deformação plástica (d); isto é, os mecanismos do espalhamento atuam independentemente uns dos outros. A regra de Matthiessen: total = t + i + d ≠ 34 Logo a prata é melhor condutora de corrente elétrica, pois apresenta menor resistividade a condução elétrica em relação ao aço inoxidável. 29 14 Resistividade elétrica nos metais Influência da temperatura: t = 0 + aT Influência da impurezas: i = Aci (1 - ci) A= constante de composição i = V + V V = frações volumétricas Influência da deformação plástica: Aumento da discordâncias que causam o espalhamento de elétrons. 30 Semicondutividade • A condutividade elétrica dos materiais semicondutores não é tão alta quanto aquela apresentada pelos metais. • As propriedades elétricas dos semicondutores são sensíveis à presença de minúsculas concentrações de impurezas. • Os semicondutores intrínsecos são aqueles em que o comportamento elétrico está baseado na estrutura eletrônica inerente ao metal puro. • Os semicondutores extrínsecos são aqueles que as características elétricas são ditadas pelos átomos das impurezas. 31 15 Semicondução intríseca Os dois semicondutores elementares são o Sílicio (Si) e o Germânio (Ge), que possuem energias de espaçamento entre as bandas de aproximadamente 1,1 e 0,7 eV. Há semicondutores compostos como exemplo o arsenato de gálio (GaAs), antimoneto de índio (InSb), sulfeto de cádmio (CdS) e o telureto de zinco (ZnTe). 32 Semicondução intríseca 33 16 Semicondução Extríseca Condutores do tipo n 34 Semicondução Extríseca Condutores do tipo n 35 17 Semicondução Extríseca Condutores do tipo p 36 Semicondução Extrínseca Condutores do tipo p 37 18 Variação da condutividade e da temperatura 38 Circuitos microeletrônicos: Os circuitos microeletrônicos conhecidos por “chips” são preparados por pastilhas de cristais ultra puros de silício. 39 19 Ligas • As ligas têm mais de um elemento com características de metais. • Os metais puros e as ligas têm propriedades físicas diferentes. • Na joalheria, usa-se uma liga de ouro e cobre (a liga é mais resistente do que o ouro macio). • As soluções de ligas são misturas homogêneas. • Ligas heterogêneas: os componentes não estão dispersos uniformemente (por exemplo, aço de perlita tem duas fases: Fe quase puro e cementita, Fe3C). 40 Ligas • Existem dois tipos de solução liga de: – Ligas substituintes (os átomos do soluto tomam as posições do solvente); – Ligas intersticiais (o soluto ocupa sítios intesticiais na rede metálica). • As ligas substituintes: – os átomos devem ter raios atômicos semelhantes, – os elementos devem ter características ligantes semelhantes. 41 20 Metais de transição Propriedades físicas • • • • Os metais de transição ocupam o bloco d da tabela periódica. Quase todos têm dois elétrons s (exceto o grupo 6B e o grupo 1B). A maior parte desses elementos é muito importante na tecnologia moderna. As propriedades físicas dos metais de transição podem ser classificadas em dois grupos: propriedades atômicas (por exemplo, tamanho) e propriedades de volume (por exemplo, ponto de fusão). 42 Propriedades físicas • As tendências nas propriedades atômicas dos metais de transição podem ser exemplificadas com o raio atômico, e a variação pode ser entendida em termos da carga nuclear efetiva. • Em geral, o tamanho atômico aumenta ao descermos em um grupo. – Uma importante exceção: o Hf tem quase o mesmo raio do Zr (grupo 4B): poderíamos esperar que o Hf fosse maior do que o Zr. – Entre o La e o Hf completa-se o nível 4f (Lantanídeos). – À medida que os orbitais 4f são preenchidos, a carga nuclear efetiva aumenta e os lantanídeos contraem regularmente. – A contração dos Lantanídeos equilibra o aumento de tamanho que previmos entre o Hf e o Zr. 43 21 Metalurgia: Forma dos elementos na natureza 44 Configurações eletrônicas e estados de oxidação • Apesar do orbital d (n - 1) ser preenchido após o orbital ns, os elétrons são inicialmente perdidos do orbital com n mais alto. • Isto é, os metais de transição perdem os elétrons s antes dos elétrons d. • Exemplo: • Os elétrons d são responsáveis por algumas propriedades importantes: Fe: [Ar]3d64s2, Fe2+: [Ar]3d6. – os metais de transição têm mais de um estado de oxidação, – os compostos de metais de transição são coloridos – os compostos de metais de transição têm propriedades magnéticas. • O estado de oxidação +2 é comum porque ele corresponde à perda de ambos os elétrons s. 45 22 Configurações eletrônicas e estados de oxidação – os compostos de metais de transição são coloridos (devido às transições eletrônicas), – os compostos de metais de transição têm propriedades magnéticas. • Observe que todos os estados de oxidação para os metais são positivos. • O estado de oxidação +2 é comum porque ele corresponde à perda de ambos os elétrons s. (Exceção: o estado de oxidação +3 é isoeletrônico com o Ar.) • O estado de oxidação comum máximo é +7 para Mn. 46 Configurações eletrônicas e estados de oxidação 47 23 • • • • • Magnetismo O magnetismo fornece informações importantes sobre a ligação. Existem três tipos de comportamento magnético (mostrados aqui em ordem): – Diamagnético (nenhum átomo ou íon com momentos magnéticos). – Paramagnético (momentos magnéticos não alinhados fora de um campo magnético). – Ferromagnético (centros magnéticos acoplados alinhados em um sentido comum). O spin do elétron gera um campo magnético com um momento magnético. Quando dois spins são contrários os campos magnéticos se cancelam (diamagnético). – As substâncias diamagnéticas são fracamente repelidas por campos magnéticos externos. Quando os spins estão desemparelhados, os campos magnéticos não se cancelam (paramagnético). 48 Complexos metálicos • Os ácidos de Lewis são receptores de pares de elétrons. • Complexos de coordenação: compostos metálicos formados através de interações ácido-base de Lewis e geralmente apresentam colchetes entre o íon metálico e os ligantes. Ligantes são bases de Lewis. • Complexos: têm um íon metálico ligado a um número de ligantes. Íons complexos são carregados. Exemplo, [Ag(NH3)2]+. • Werner descobriu que CoCl3·nNH3 (n = 1 – 4) pode existir como quatro diferentes compostos com diferentes números de íons Cl- “livres” por fórmula unitária. • Werner descobriu que um total de seis ligantes estavam ligados ao Co central. 49 24 Complexos metálicos Desenvolvimento da química de coordenação: teoria de Werner 50 Complexos metálicos Ligação metal-ligante • Todos os ligantes têm pares livres que são doados ao íon metálico. • A ligação entre o metal e o ligante é uma ligação de 2 elétrons, mas ambos vêm do ligante e nenhum vem do metal. • A ligação metal-ligante altera as propriedades físicas do metal: Ag+(aq) + e- Ag(s), E = +0,799 V [Ag(CN)2]-(aq) + e- Ag(s) + 2CN-(aq), E = -0,031 V 51 25 Complexos metálicos Cargas, números de coordenação e geometrias – Alguns íons metálicos têm número de coordenação constante (por exemplo, Cr3+ e Co3+ têm números de coordenação 6). – O tamanho do ligante afeta o número de coordenação (por exemplo, o [FeF6]3- se forma mas somente o [FeCl4]- é estável). – A quantidade de carga transferida do ligante para o metal afeta o número de coordenação (por exemplo, [Ni(NH3)6]2+ se forma, mas somente o [Ni(CN)4]2- é estável). • Complexos tetracoordenados são tetraédricos ou quadráticos planos (normalmente encontrados para íons metálicos d8). • Complexos hexacoordenados são octaédricos. • Regra dos 18 elétrons de estabilidade e não mais regra do octeto. 52 Complexos metálicos 53 26 • Ligantes monodentados ligam-se através de apenas um átomo doador, assim ocupam somente um sítio de coordenação. • Ligantes polidentados (ou agentes quelantes) ligam-se através de mais de um átomo doador por ligante. – EX: etilenodiamina (en), H2NCH2CH2NH2. • O [Co(en)3]3+ octaédrico é um complexo de en típico. • Efeito Quelato: complexos mais estáveis são formados com agentes quelantes do que com o número equivalente de ligantes monodentados. 54 Ligantes com mais de um átomo doador [Ni(H2O)6]2+(aq) + 6NH3 [Ni(NH3)6]2+(aq) + 6H2O(l) Kf = 4 108 [Ni(H2O)6]2+(aq) + 3en [Ni(en)3]2+(aq) + 6H2O(l) Kf = 2 1018 • Agentes seqüestradores são agentes quelantes que são usados para a remoção de íons metálicos não necessários. • Na medicina, os agentes seqüestradores são usados para a remoção seletiva de íons metálicos tóxicos (por exemplo, Hg2+ e Pb2+), enquanto os metais biologicamente importantes são deixados. 55 27 Ligantes com mais de um átomo doador • Um agente quelante muito importante é o etilenodiaminotetraacetato (EDTA4-). • O EDTA ocupa 6 sítios de coordenação, por exemplo, [CoEDTA]- é um complexo octaédrico Co3+. • Tanto os átomos de N (azuis) como os átomos de O (vermelhos) coordenam-se ao metal. • O EDTA é usado em produtos de consumo para complexar os íons metálico que catalisam reações de decomposição. 56 Nomenclatura de química de coordenação 57 28 Exercícios: Determine o número de oxidação do átomo metálico nos complexos: a) [Fe(CN)6]-4 b) [Co(NH3)6]+3 c) [Co(CN)5(H2O)]-2 d) [Co(SO4)(NH3)5]+ e) [Fe(CN)6]-3 f) [NiCl4]-2 g) [Ag(NH3)2]+ h) [Co(CN)5(H2O)]-2 i) [Cr(EDTA)]- j) [Fe(CN)6]-3 58 29