Biblioteca Digital Livros SENAI Notícias

Química aplicada à soldagem

Todos direitos reservados. Qualquer parte desta obra pode ser reproduzida, desde que citada a fonte. Livro Soldagem – Coleção tecnológica SENAI – 1a ed. 1997.


Marilda Molinari Murakami

Matéria

Matéria é tudo que ocupa lugar no espaço e possui massa. Por outro lado, energia é tudo o que pode modificar a matéria, provocar ou anular movimentos causando alterações.

Química é a ciência que estuda a matéria quanto a constituição, propriedades, transformações e variações energéticas que envolvem esses processos.

Os fenômenos físicos e químicos, em geral, são acompanhados de absorção ou liberação de energia, que existe de várias formas: térmica, elétrica, luminosa, química, etc. A queima de uma vela é um exemplo de transformação da matéria acompanhada de duas formas de energia: luminosa e térmica.

átomo

A matéria é constituída de partículas extremamente pequenas denominadas átomos. O átomo, no modelo atômico formulado inicialmente por Ernest Rutherford em 1911 e completado por Niels Bohr em 1913, é formado por um núcleo circundado por uma região denominada eletrosfera. A eletrosfera é a região ao redor do núcleo do átomo onde se encontram os elétrons, partículas com carga elétrica negativa e que têm massa aproximadamente 1840 vezes menor que a dos prótons.

núcleo do átomo

O núcleo do átomo é composto de partículas extremamente pequenas dentre as quais se destacam duas: os prótonse nêutrons. Prótons e nêutrons apresentam praticamente a mesma massa, porém os prótons são partículas com carga elétrica positiva, enquanto os nêutrons são partículas sem carga elétrica sendo, portanto, neutros.

Os principais dados a respeito das partículas subatômicas podem ser vistos no quadro.

o número de massa (A) é a soma dos prótons (p) e nêutrons (n): A = p + n

Para simplificar o estudo do átomo consideram-se para as partículas subatômicas os valores de massa e carga relativos, que são valores de comparação.

Os átomos são identificados e caracterizados pelo número atômico. O conjunto de átomos com o mesmo

o número atômico (Z) 6 o número de prótons de um átomo; em um átomo eletricamente neutro, o número de prótons é igual ao número de elétrons: Z = ns de prótons (p)

número atômico caracteriza o elemento químico. Por exemplo, todos os átomos de número atômico 8 pertencem ao elemento químico oxigênio, cujo símbolo é O.

Elementos químicos

Atualmente, existem 110 elementos químicos que são representados conjuntamente na tabela periódica. Para cada elemento químico ficou estabelecido um nome e um símbolo.

Os nomes dos elementos químicos não obedecem a regras; derivam de raízes latinas e gregas e de outras línguas. Os nomes podem homenagear personalidades, entidades mitológicas, países, pontos geográficos e planetas. Os nomes apresentam grafias diferentes nas várias línguas, porém o símbolo é único. Exemplos: polônio (Po) – homenagem à Polônia; califórnio (Cf) – homenagem à Califórnia (USA); plutônio (Pu)-homenagem ao planeta Plutão; tório (Th) – homenagem a Thor (deus mitológico); Einstêinio (Es) – homenagem a Einstein (cientista).

elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z)

Símbolo químico

Símbolo de um elemento químico é a representação gráfica do elemento, numa linguagem simplificada e unificada. O símbolo é universal. Os símbolos são recomendados pela IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry.

A escrita do símbolo pode conter uma letra maiúscula, ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula. O quadro mostra alguns exemplos de nomes e símbolos de elementos químicos.

Notação química

Notação química é uma informação importante sobre notação química um dado elemento químico, colocada simetricamente ao redor do símbolo. Exemplos:

representa o íon de cálcio com número de oxidação 2+ número 20 atômico 20 e número de massa 40

representa o elemento químico hélio, número atômico 2 e massa 4. Átomo neutro

representa uma molécula de oxigênio com índice de atomicidade 2. Esse índice indica o número de átomos

Íons

No átomo neutro, o número de prótons que tem carga positiva é igual ao número de elétrons com carga negativa; porém, quando o átomo perde ou recebe elétrons, passa a constutuir um íon. Há dois tipos de íons: os positivos e os negativos. íons positivos ou cátions surgem quando os átomos perdem elétrons da camada mais externa e íons negativos ou ânions surgem quando os átomos recebem elétrons na última camada.

De acordo com a IUPAC, a representação gráfica do íon é feita escrevendo-se o valor de sua carga acima e à direita do símbolo. Exemplos:

representa um átomo de cálcio neutro, sem carga elétrica, com 20 prótons e 20 elétrons

representa um íon positivo (cátion) de cálcio, com 20 prótons, 18 elétrons e excesso de carga positiva 2″

representa um átomo neutro de enxofre com 16 prótons e 16 elétrons

representa um íon negativo (ânion) de enxofre com 16 prótons e 18 elétrons

Segundo o número de partículas subatômicas, os átomos podem ser classificados em três grupos: isótopos, isóbaros e isótonos. O grupodos isótopos é o mais importante.

Isótopos

Isótopos são átomos que apresentam o mesmo isótopos número atômico (mesmo número de prótons) e diferentes números de massa . Por exemplo, o elemento químico carbono apresenta três isótopos: o carbonol 2, o carbono 13 e o carbono 14. Os isótopos ocorrem na natureza em porcentagens variáveis.

Radioisótopos

Os radioisótopos pertencem a uma classe importante dentro do grupo dos isótopos; apresentam a característica de atividade radioativa, isto é, emitem radiações eletromagnéticas ou mesmo partículas de seu núcleo, com o objetivo de adquirir estabilidade nuclear.

Aplicação dos radioisótopos

Os radioisótopos têm aplicações importantes em agricultura, medicina, pesquisa e indústria, inclusive metalúrgica. São utilizados, por exemplo, em radiografias de soldas de tubos metálicos para descobrir trincas, falhas ou corrosões através de um emissor alimentado pelo radioisótopo cobalto 60 ou irídio 172.

Massa atômica

É impossível determinar a massa dos átomos por pesagens diretas. A IUPAC estabeleceu a escala de massas atômicas para os elementos químicos escolhendo um padrão e a grandeza da unidade. Atualmente, o padrão das massas atômicas é o isótopo mais estável do carbono, carbono 12 e a unidade é 1/12 do carbono 12, denominada de unidade de massa atômica “u”.

      Massa atômica de um átomo qualquer é um número que indica quantas vezes o átomo é mais pesado que a unidade “u”. As massas atômicas de todos os elementos estão relacionadas na tabela periódica. Há tabelas de massas atômicas que expressam os valores usando muitos algarismos significativos, porém em muitos casos podem-se usar valores inteiros, para facilitar os cálculos.

Os átomos encontram-se combinados formando a massa molecular molécula, cuja massa é denominada massa molecular. A massa molecular corresponde à soma das massas atômicas de todos os elementos constituintes da molécula, respeitando o índice de atomicidade. Exemplos:

massa molar

Massa molar é a massa, em gramas, de um mol de átomos ou moléculas. A massa molar apresenta o mesmo valor numérico das massas atômicas e moleculares, porém a sua unidade é g/mol.

mol

No Sistema Internacional de Unidades (SI), mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 quilograma de carbono 12.

Quando se utiliza o mol, as entidades elementares devem ser especificadas, podendo serátomos, moléculas, íons, elétrons ou outras partículas, bem como agrupamentos especificados de tais partículas. Um mol contém 6,02×1023 entidades elementares.

Distribuição eletrônica

Distribuição eletrônica é a maneira pela qual os elétrons se distribuem na eletrosfera. A eletrosfera do átomo é a região que envolve o núcleo e contém os elétrons, partículas de carga elétrica negativa e extremamente pequenas. O homem, desde épocas remotas, preocupa-se em conhecer a constituição da matéria e mais recentemente a eletrosfera do átomo. No início deste século, Ernest Rutherford, neozelandês, estudando a radioatividade das substâncias e Niels Bohr, dinamarquês que desenvolveu o estudo da espectrometria, contribuíram em muito, para o conhecimento da distribuição dos elétrons na eletrosfera.

Postulados de Bohr

Niels Bohr, em suas pesquisas a respeito da estrutura atômica, levou em consideração uma teoria proposta em 1900 por Max Planck, físico alemão, que afirmava o seguinte: “a energia nâo é emitida de forma contínua, mas em blocos, denominados quantum”.

Partindo dessa premissa, Niels Bohr enunciou os seguintes postulados: 1 – os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas estacionárias bem definidas; 2 – movendo-se numa órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; 3 – ao saltar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, que é conhecida por quantum.

partículas-onda

Em 1905 Albert Einstein, físico alemão, propôs que a luz seria formada por partículas-onda, isto é, algo misto, que às vezes se comporta como partícula e outras vezes como onda.

princípio da dualidade

A dualidade é um princípio de Louis Victor de Broglie, físico francês, que, em 1923 passou a considerar o elétron como partícula-onda e afirmou que “a todo elétron em movimento está associada uma onda característica”.

princípio da incerteza

O princípio da incerteza, postulado por Werner Heisenberg, físico alemão, em 1926, afirma que “quanto maior for a precisão na medida da posição de um elétron, menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa”. Em outras palavras, “não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante”.

orbital

Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo, onde existe maior probabilidade de se encontrar o elétron. Essa região foi definida por Erwin Schródinger, físico austríaco, em 1926, por meio de equações matemáticas, devido à dificuldade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera. Com todas essas descobertas chega-se ao atual modelo atômico, chamado modelo quântico ou ondulatório, fundamentado num conjunto de equações matemáticas complexas.

números quânticos

Com relação aos elétrons, é possível identificá-los pelo conteúdo energético definido por quatro números quânticos que recebem os nomes de: número quântico principal (n), número quântico secundário ou azimutal (I), número quântico magnético (ml ou m) e número quântico de spin (ms ou s).

níveis de energia

Na eletrosfera, o elétron ocupa os níveis de energia ou camadas, que são designadas pelo número quântico principal, representado pela letra n, que assume valores inteiros de 1 até 7.

       Os níveis de energia (camadas) apresentam divisões subníveis de energia energéticas denominadas de subníveis. Os subníveis são designados pelo número quântico secundário, representado pela letra I, que matematicamente varia em valores inteiros de 0até n-1, onde n representa o nível de energia. Na prática são conhecidos apenas quatro valores para o número quântico secundário (I):

Os níveis e subníveis podem ser dispostos juntamente num gráfico onde o número representa o nível de energia (camada) e as letras os subníveis s, p, d , f.

Os números escritos como expoentes das letras indicam o número máximo de elétrons em cada subnível.

Nível e subnível possuem uma energia definida para cada um e estão dispostos dentro do átomo numa seqüência energética. O preenchimento dos subníveis deve obedecer à ordem crescente de energia.

O cientista americano Linus Pauling descobriu a ordem energética desses subníveis na seqüência das diagonais percorridas de cima para baixo. O diagrama contendo as diagonais passou a ser conhecido como diagrama de Pauling.

A seqüência energética dos subníveis, de acordo com o diagrama de Pauling, é a seguinte:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

A distribuição eletrônica em subníveis é obtida conhecendo-se o número atômico do átomo pertencente a um dado elemento químico. Considerando que para átomos normais o número atômico é igual ao número de elétrons, fica bastante fácil distribuir os elétrons ao redor do átomo, notadamente se o diagrama de Pauling for utilizado. Basta colocar nos subníveis o máximo de elétrons que cada um comporta obedecendo à seqüência energética. Exemplos:

26Fe => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

15P => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Tabela periódica dos elementos químicos

Há alguns casos de elementos químicos que procuram para os subníveis uma situação energética mais estável possível, apresentando irregularidades na distribuição eletrônica. Por exemplo, o cobre não obedece rigorosamente ao diagrama de Pauling.

 29Cu => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6  4s1  3d10

A partir do séc. XVIII, trabalhos executados por Lavoisier e Dalton, entre outros, levaram ao conhecimento de um número razoável de elementos químicos e suas propriedades, surgindo a necessidade de classificá-los.

Em 1869, dois cientistas trabalhando separadamente, o alemão Julius Lothar Meyer e o russo Dimitri Ivanovitch Mendeleyev, apresentaram um trabalho de classificação dos elementos em função da ordem crescente dos pesos atômicos. Mendeleyev destacou-se por seu trabalho mais completo e audacioso, reunindo os elementos químicos de propriedades químicas semelhantes numa mesma coluna e justificava as falhas da tabela periódica fazendo previsões de novos elementos não conhecidos na época.

propriedades dos elementos químicos

Em 1913, o cientista inglês Mosely constatou que as propriedades dos elementos químicos variam periodicamente em função do número atômico. Com essa constatação, a classificação dos elementos sofreu algumas correções em termos de disposição. Em geral, as propriedades físicas dos elementos relacionam-se com a massa e tamanho do átomo, enquanto as propriedades químicas relacionam-se com a configuração eletrônica. A tabela periódica atual apresenta-se na forma compacta onde as séries dos lantanídios (com número atômico de 57 até 71) e actnídios (com número atômico de 89 até 103) são colocadas na parte inferior da tabela para proporcionar uma melhor disposição.

períodos e famílias

Na tabela periódica, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico ao longo das linhas horizontais denominadas períodos. As colunas da tabela são denominadas grupos ou famílias e reúnem elementos químicos com propriedades químicas semelhantes.

Na tabela periódica é possível destacar três classificações dos elementos: metais, não-metais e semimetais. Os metais apresentam as seguintes propriedades: são bons condutores de calor e eletricidade; são dúcteis e maleáveis; apresentam brilho metálico; em sua grande maioria são sólidos e apresentam poucos elétrons de valência. Geralmente formam íons positivos.

Os não-metais apresentam propriedades opostas às dos metais, isto é, não são bons condutores de calor e eletricidade, não têm brilho metálico, dentre outras propriedades; os semimetais apresentam propriedades

intermediárias entre as dos metais e as dos não-metais.

Uma classificação muito difundida da tabela periódica divide as dezoito colunas da tabela periódica em dois grandes grupos, A e B.

O grupo A é formado pelas famílias 1 A, chamadas metais alcalinos; 2A, metais alcalino-terrosos; 3A, família do boro; 4A, família do carbono; 5A, família do nitrogênio; 6A, calcogênios (chalcogênios); 7A, halogênios e 8Aou 0, gases nobres ou inertes.

elementos representativos

As famílias do grupo A, denominadas elementos representativos ou característicos na configuração eletrônica, apresentam os subníveis energéticos, “s” ou “p” como mais energéticos. O número de elétrons da camada de valência (última camada) indica a ordem numérica do grupo.

elementos de transição

O grupo B localiza-se na parte central da tabela ocupando dez colunas, inclusive as séries dos lantanídios e actinídios e são denominados de elementos de transição.

Os lantanídios e actinídios estendem-se ao longo da tabela, na parte inferior, e apresentam o subnível “f” como mais energético e são denominados particularmente de elementos de transição interna.

Os grupos 1B até 8B apresentam o subnível “d” como mais energético e são denominados de elementos de transição simples ou externa.

A ordem dos grupos 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B é dada pela soma dos elétrons da última camada com os elétrons do subnível “d” incompleto.

A ordem dos grupos 1B e 2B é dada pelo número de elétrons na camada de valência.

Os grupos 1B e 6B apresentam irregularidade na distribuição eletrônica para obterem maior estabilidade energética.

A terceira classificação que se observa na tabela periódica é a divisão da mesma em blocos s, p, d e f, tendo como critério o subnível mais energético da configuração eletrônica do elemento.

propriedades periódicas

As propriedades periódicas são as propriedades físicas e químicas dos elementos quevariam periodicamente em função da ordem crescente dos números atômicos. As principais propriedades físicas periódicas, importantes para compreenderas reações químicas, são:raioatômico, potencial de ionização e eletronegatividade.

raio atômico

O raio atômico é determinado pelo processo de difração por raios X, medindo-se a distância internuclear (d). A metade desta distância (d/2 ) é considerada o raio atômico.

A variação do raio atômico dentro da tabela periódica depende de dois fatores: número de níveis eletrônicos (camadas ) e carga nuclear.

Nas famílias, à medida que o número atômico cresce, aumentam também os níveis eletrônicos; portanto maior é o tamanho do átomo. Nesse caso o aumento dos níveis causa um efeito maior do que o aumento da carga nuclear.

Em cada período, o número de níveis eletrônicos é constante, porém a carga nuclear aumenta da esquerda para a direita (números atômicos crescentes); portanto, a força de atração do núcleo será cada vez maior sobre o mesmo número de níveis e em consequência, o raio do átomo diminui.

Na tabela periódica esquematizada, as setas indicam o sentido de crescimento dos raios atômicos.

Potencial de Ionização

Potencial de ionização é a energia necessária para afastar completamente um elétron do átomo isolado no estado gasoso. Todos os elétrons de um átomo são atraídos pelo núcleo, porém os elétrons da camada externa estão fracamente atraídos e podem ser arrancados formando o íon positivo (cátion), às custas de energia. O potencial de ionização é determinado experimentalmente e seus valores são expressos em elétrons-volt (eV). Define-se a primeira energia de ionização à saída do primeiro elétron; a segunda energia de ionização à saída do segundo elétron e assim por diante.

O potencial de ionização na tabela periódica varia inversamente ao tamanho do átomo, isto é, quanto menor o átomo, maior a força de atração do núcleo sobre o elétron, portanto maior a energia de ionização.

Os gases nobres (grupo 8A ou 0) apresentam a última camada completa, portanto é difícil arrancar elétrons desses átomos. Consequentemente, os gases nobres apresentam potenciais de ionização elevados.

Nas famílias, o potencial de ionização aumenta de baixo para cima e nos períodos aumenta da esquerda para a direita.

eletronegatividade

Eletronegatividade é a medida da tendência do átomo em atrair elétrons, quando se encontra combinado. A eletronegatividade está relacionada com o potencial de ionização. Quanto maior a eletronegatividade de um elemento, maior a energia de ionização. Os gases nobres são estáveis, portanto não possuem eletronegatividade.

A eletronegatividade aumenta de baixo para cima nas famílias e da esquerda para a direita nos períodos.

Ligações químicas

Ligação química é a denominação dada às forças, fundamentalmente de natureza elétrica, que mantêm os átomos unidos.

Os átomos combinam entre si ou com outros elementos em busca da estabilidade. A observação do comportamento dos gases nobres (família 8A ou 0), que são livres ou isolados na natureza, levou à conclusão de que a estabilidade está relacionada com a configuração eletrônica do elemento.

teoria do octeto

Em 1919, o norte-americano Irving Langmuir enunciou a teoria do octeto, que afirma o seguinte: “a tendência dos átomos é adquirir oito elétrons na última camada, excetuando-se a camada K, que comporta somente dois elétrons”. Assim, quando se combinam, os átomos alcançam a estabilidade, perdendo, recebendo ou mesmo compartilhando elétrons. Em função disso, as ligações químicas são classificadas em três tipos: iônica, covalente e metálica.

ligação iônica

A ligação iônica é um processo de transferência de elétrons entre os átomos, ou seja, um átomo cede elétrons enquanto outro recebe elétrons para alcançar a estabilidade. A ligação iônica ocorre entre metais e não-metais.

Os metais são elementos que contêm poucos elétrons na última camada, assim a tendência desses elementos é perder esses elétrons que apresentam baixa energia de ionização. Quando perdem elétrons, os metais formam íons positivos, denominados cátions.

Os não-metais apresentam em geral vários elétrons na última camada (acima de quatro); assim, preferem receber elétrons formando íons negativos, denominados ânions. Exemplos:

Os átomos de sódio e cloro, após o processo descrito, alcançam a estabilidade química obedecendo à regra do octeto. Na combinação, há necessidade de um átomo de sódio para um átomo de cloro. Formados o cátion e ânion, eles se atraem por forças eletrostáticas resultando no par iônico que pode ser representado pela fórmula iônica Na+CI ou molecular NaCI. Na prática, milhares de átomos de sódio e cloro reagem entre si.

energia reticular

A energia liberada pelos pares iônicos na formação do cristal é denominada de energia reticular. Analisando a ligação iônica sob o aspecto energético, percebe-se que a formação do cátion e do ânion, no estado gasoso, é acompanhada de trocas de energia absorvida ou liberada, respectivamente. O balanço dessas energias resulta num sistema de alto conteúdo energético. Para obter um estado energético menor, mais estável, os pares iônicos movimentam-se para formar o retículo cristalino ou sólido iônico.

ligação covalente

       Ligação covalente é outra forma de combinação entre átomos que, para adquirirem estabilidade, compartilham elétrons. Em geral, esse tipo de ligação ocorre entre átomos que apresentam vários elétrons na última camada (não-metais e semi-metais ).0 hidrogênio, apesar de ter apenas um elétron, também se combina por covalência adquirindo estrutura semelhante à do hélio, gás nobre. A ligação covalente pode ser de dois tipos: covalente comum e covalente dativa ou coordenada.

ligação covalente comum

Na ligação covalente comum, o compartilhamento de elétrons é efetuado através da sociedade de elétrons fornecidos por ambos os átomos. Podem ser com partilhados um, dois ou três pares eletrônicos que constituem as ligações simples, dupla ou tripla, respectivamente.

Um exemplo bastante simples de ligação covalente comum é a molécula de hidrogênio (H2) cujos átomos apresentam apenas um elétron, ou seja, 1s1. Os dois átomos aproximam-se até uma certa distância internuclear e atingem um nível de energia mínimo, ou seja, uma situação de estabilidade máxima, caracterizada por um equilíbrio máximo entre as forças de atração e de repulsão elétricas existentes entre os dois núcleos e os elétrons das duas eletrosferas. Os dois orbitais se superpõem e forma-se o orbital molecular, constituído de um par eletrônico e denominado de ligação simples.

átomos de H isolados

fórmulas de substâncias

A fórmula de substâncias moleculares pode ser representada de três modos diferentes, ou seja, por meio da fórmula eletrônica (estrutura de Lewis), por meio da fórmula estrutural plana e por meio da fórmula molecular. No caso do hidrogênio as representações são:

H • • H => fórmula eletrônica

H — H => fórmula estrutural plana

H2             => fórmula molecular

Na molécula de gás carbônico (CO2), a estabilidade ocorre através de ligações duplas e na molécula de nitrogênio (N2), a estabilidade ocorre através de ligações triplas.

As fórmulas dessas substâncias são:

A eletronegatividade dos elementos químicos influencia as ligações covalentes comuns de tal forma que se podem distinguir dois tipos de moléculas: as polares e as apolares.

Ligação covalente polar

Na ligação covalente polar, quando os elementos químicos que participam da ligação são diferentes, os átomos mais eletronegativos atraem para si o par eletrônico da ligação. Dessa forma, a molécula se comporta como um dipolo elétrico devido à diferença de densidade eletrônica ao redor dos átomos.

Ligação covalente apolar

Quando os átomos são iguais, as eletronegatividades são idênticas e o par eletrônico da ligação fica equidistante dos dois átomos, exatamente no eixo de simetria. Nesse caso a ligação é covalente apoiar.

ligação covalente dativa

Na ligação covalente dativa ou coordenada, o compartilhamento de elétrons é formado por par eletrônico proveniente de apenas um átomo participante da ligação.

Na molécula do dióxido de enxofre (SO2), por exemplo, o átomo de enxofre atinge o octeto ao se ligar a um átomo de oxigênio numa ligação dupla; porém o segundo oxigênio deve ligar-se por meio da ligação dativa. Na fórmula estrutural plana, a ligação dativa é indicada por uma seta que parte do átomo doador para o átomo receptor. No caso do SO2 tem-se a seguinte configuração eletrônica para o enxofre e para o oxigênio:

ligação metálica

A principal característica dos elementos metálicos é apresentar poucos elétrons na última camada, ou camada de valência; portanto, tendem a ceder elétrons. Na ligação metálica, átomos liberam elétrons mais externos (elétrons de valência) formando íons positivos ou cátions.

Os íons estão posicionados em estruturas bem organizadas denominadas retículo cristalino. Os elétrons livres movimentam-se dentro dos limites da estrutura como uma nuvem eletrônica. íons e elétrons são mutuamente atraídos por atração eletrostática. O modelo também é conhecido como gás eletrônico.

O modelo do gás eletrônico ou nuvem eletrônica explica a propriedade de alta condutibilidade elétrica, pois os elétrons livres favorecem a rápida transmissão de carga elétrica através do metal, quando se aplica uma diferença de potencial elétrico. O calor também é facilmente transferido pelos elétrons livres ou por vibração de íons no retículo cristalino.

Quando é submetido à luz visível, o metal absorve todas as freqüências de radiações e, portanto, apresenta-se opaco. Porém, quando a superfície está limpa, o metal é brilhante, prateado ou cinzento (com exceção do ouro e cobre, que são amarelados). Nesse caso, os elétrons livres da superfície metálica absorvem as radiações da luz, oscilam e aceleram a reflexão total dando origem ao brilho metálico.

estrutura cristalina

Estudos por difração de raio-X dos metais revelam  que os átomos apresentam-se em arranjo regular, geométrico, no espaço e o seu empacotamento, isto é, a maneira como os átomos estão reunidos, é compacto. Os átomos do metal são idênticos entre si, assim como as forças de atração, o que favorece a formação de camadas compactas sem desperdício de espaço. Outros compostos apresentam arranjos espaciais menos compactos devido às forças de ligações específicas entre os átomos. Esse arranjo tridimensional simétrico no espaço é denominado retículo cristalino ou rede cristalina.

número de coordenação

No retículo cristalino, cada átomo apresenta um número de vizinhos, denominado número de coordenação, O número de coordenação para metais é alto (8 ou 12). para sólidos tônicos é intermediário (4 a 8) e para sólidos moleculares é baixo (1 a 6). Esta variação explica a densidade dos três tipos de sólidos, onde os metais que apresentam empacotamento compacto são mais densos.

célula unitária

O sistema cristalino ou rede cristalina é formado por um conjunto contínuo e paralelo de uma unidade básica que apresenta também uma simetria geométrica denominada célula unitária.

O retículo cristalino divide-se em sete formas geométricas: cúbico, hexagonal, tetragonal, ortorrômbico, monoclínico, triclínico e romboédrico. Os metais mais comuns, com exceção do magnésio e do zinco que são hexagonais, apresentam-se na forma cúbica.

No reticulo cristalino, os átomos apresentam arranjos diferentes, formando os tipos de células unitárias.

Quando as diferenças de eletronegatividade entre os elementos da ligação química são altas, diz-se que a ligação é tão polarizada que passa a constituir a ligação iônica.

Além das ligações normais que ocorrem entre os átomos – iônica, covalente e metálica – destacam-se ainda as forças intermoleculares, isto é, ligações que ocorrem entre as moléculas.

Ligações intermoleculares

As principais ligações intermoleculares são as ligações dipolo-dipolo; pontes de hidrogênio e forças de Van der Walls (ou de London).

dipolo-dipolo

Quando uma molécula é polar, como por exemplo o HCI, percebe-se uma extremidade mais eletropositiva e outra mais eletronegativa. O lado positivo de uma molécula atrai o lado negativo de uma molécula vizinha; o lado positivo dessa molécula vizinha, por sua vez, atrai o lado negativo de outra e assim por diante. Essas forças recebem o nome de ligações dipolo-dipolo.

pontes de hidrogênio

As pontes de hidrogênio são um caso extremo de atração dipolo-dipolo, em que o hidrogênio se liga a átomos pequenos e fortemente eletronegativos, especialmente o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. A forte atração que se estabelece entre o hidrogênio e esses elementos chama-se ligação ou ponte de hidrogênio, e existe fundamentalmente nos estados sólido e líquido.

A água (H2O) é um dos compostos que apresenta pontes de hidrogênio acentuadas. Essas pontes são responsáveis pelo elevado ponto de ebulição da água e pelo seu ponto de fusão. A água apresenta ponto de ebulição mais alto que compostos semelhantes, tais como: H2S, H2Se e H2Te. Na tabela periódica, o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se) e o telúrio (Te) pertencem à mesma família.

pontes de hidrogênio na água líquida e na água sólida (gelo)

Uma molécula, mesmo sendo apoiar, é formada por muitos elétrons que se movem; pode ocorrer, num dado instante, uma maior concentração de elétrons em um lado da molécula, o suficiente para polarizá-la por um instante. Estando polarizada momentaneamente, a molécula, por indução elétrica, provocará a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca entre ambas. Essa atração é chamada de força de Van der Waals ou força de dispersão de London.

Por exemplo, no cloro sólido, a ligação que une Cl – Cl para formar a molécula é a ligação covalente normal. Aquelas que mantêm as moléculas unidas entre si, no estado sólido, são as ligações de Van der Waals.

forças de Van der Waals

As ligações dipolo-dipolo não se aplicam às moléculas apolares, como por exemplo H2, F2, Cl2, CO2, CCI4 , nem aos gases nobres que são formados por átomos isolados. Não havendo atração elétrica entre essas moléculas, elas deveriam permanecer afastadas, ou seja, somente no estado gasoso; contudo, muitas substâncias apolares são líquidas e, mesmo quando gasosas, como H2, F2, podem ser liquefeitas e solidificadas sob temperaturas muito baixas; a explicação para a união dessas moléculas está nas forças de Van der Waals, ou forças de dissipação de London, que são fraquíssimas quando comparadas com as forças dipolo-dipolo.

Evidentemente as atrações entre dipolos temporários são muito mais fracas que as atrações entre dipolos permanentes e isto explica porque é muito mais difícil liquefazer e solidificar as substâncias polares do que as polares.

Por exemplo, enquanto o gás clorídrico(HCI, polar) passa para o estado líquido a -83°C, o gás flúor (F2, apoiar) só será liquefeito a -187°C.

Funções inorgânicas

Funções inorgânicas são grupos em que se classificam os compostos inorgânicos isto é, compostos que não contêm carbono. A química dos metais, as propriedades e as reações químicas são estudadas dentro da área de química inorgânica. As principais funções químicas são os ácidos, as bases, os sais e os óxidos.

As funções ácidos, bases e sais, quando em presença de água, liberam cátions e ânions específicos que identificam a função química. Os óxidos são compostos binários, formados por dois elementos químicos, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

as reações químicas dos ácidos, bases e sais em água ocorrem com a formação de cátion e ânion

HNO3 ———————– ► H+ + NO3

CaCI2 ———————– ► Ca2+ + 2CI

KOH ———————— ► K+ + OH

nomenclatura dos ácidos

A nomenclatura do ácido é dada pela palavra ácido e em seguida o nome do ânion que terá modificado o seu sufixo (terminação), segundo uma convenção.

nomenclatura de bases,  sais e óxidos

A nomenclatura de bases, sais e óxidos formados, por cátions de número de oxidação fixo (invariável), como metais alcalinos (Li+, Na+, etc), alcalinos terrrosos (Be2+, Mg2+, Ca2+, etc), Ag+, Zn2+ e AI3+ seguem o esquema geral.

Alguns elementos apresentam mais de um tipo de cátion, isto é, o elemento apresenta mais de um número de oxidação (variável). Por exemplo, o ferro apresenta dois números de oxidação: Fe2* e Fe3+.Nesse caso, acrescenta-se um algarismo romano aos nomes das bases, sais e óxidos, indicando o número de oxidação do cátion.

A nomenclatura segue as regras recomendadas pela IUPAC, porém muitos compostos químicos são conhecidos por nomes consagrados pela tradição. Exemplos: CaO-cal virgem (oxido de cálcio); C02 – gás carbônico dióxido de carbono); NaOH – soda cáustica (hidróxido de sódio); NaN03 – salitre (nitrato de sódio).

Gases nobres

Os gases nobres ou inertes pertencem à família 8A ou zero da tabela periódica. Apresentam a camada externa completa, com oito elétrons (ns2 np6), com exceção do hélio que contém apenas dois elétrons na sua única camada, também completa.

Os gases nobres possuem eletronegatividade próxima de zero, baixa afinidade eletrônica e potenciais de ionização maiores que qualquer outro elemento da tabela periódica. Em consequência destas características, os gases nobres são estáveis quimicamente e existem como átomos simples e isolados.

As únicas forças que atuam entre eles são as fracas forças de Van der Waals, o que explica seus baixos pontos de fusão e ebulição.

hélio

Por ser quimicamente inerte, o hélio é incombustível e, por ser mais leve que o ar, é usado em balões e dirigíveis em substituição ao perigoso hidrogênio. O hélio também é usado na refrigeração de geradores elétricos e reatores atômicos. Uma mistura de hélio e oxigênio é aplicada em equipamento para mergulhadores e, na Medicina, em inalações para asmáticos.

a atmosfera terrestre contém cerca de 5ppm (5 partes por milhão) em hélio

O hélio é a substância de menor ponto de ebulição conhecida e solidifica-se somente quando submetido a elevadas pressões (~ 25 atm).

argônio

O argônio foi isolado pela primeira vez em 1894, do ar atmosférico, por Sir William Ramsay e Sir Walter Rayleigh com um espectro de emissão diferente dos demais elementos conhecidos. Seu nome deriva do grego “árgon”, inativo, preguiçoso. O argônio é o gás nobre mais abundante do ar atmosférico e tem como aplicações proporcionar atmosfera inerte em tubos luminosos e lâmpadas elétricas comuns. Também é utilizado em certas reações químicas em substituição ao nitrogênio, que é reativo.

gases de proteção

Os gases nobres hélio e argônio são fundamentais como gases de proteção em soldagem. Eles podem ser utilizados isoladamente ou misturados entre si ou misturados com gases ativos como o CO2, O2, N2 e H2.

Os gases de proteção em condições adequadas são usados na soldagem de ligas métalicas comercialmente conhecidas como aços carbono e aços inoxidáveis e na soldagem de metais como alumínio, cobre, níquel, titânio, tantálio, bem como suas ligas.

gases inertes

Os gases inertes com ou sem outros gases aditivos são importantes para o sucesso da operação de soldagem, porém há outros fatores importantes que devem ser considerados: preparação e seleção dos pares metálicos, escolha do processo, intensidade de corrente, potência, equipamento e operação adequada.

A pureza dos gases inertes é sempre necessária e importante, pois há metais que apresentam baixa tolerância para com os elementos contaminantes dos gases de proteção. Por exemplo, alumínio e magnésio são sensíveis a impurezas, enquanto aços-carbono e cobre apresentam maior tolerância. A alta pureza do gás inerte (99,99%) em processos de soldagem como, por exemplo, TIG (Tungsten lnertGas)e MIG (Metal InertGas), determinam a boa qualidade da solda.

A densidade do gás inerte também é fator importante na soldagem. O argônio é aproximadamente 4/3 mais pesado que o ar atmosférico e dez vezes mais pesado que o hélio. É por esta razão que o argônio, ao deixar o orifício do bocal da tocha, forma uma camada sobre a área soldada enquanto o hélio, por ser mais leve, tende a subir. A soldagem, para ser mais efetiva, exige que o fluxo de hélio seja de duas a três vezes maior que o fluxo de argônio, quando ambos estão sendo utilizados.

escolha dos gases de proteção

Na escolha dos gases também é considerada importante a relação existente entre a intensidade da corrente e a tensão elétrica. Para comprimentos equivalentes do arco, o hélio apresenta tensão apreciavelmente maior que o argônio, o que indica o uso de hélio em caso da soldagem de metais de boa condutibilidade térmica e elevados pontos de fusão; todavia, a estabilidade do arco é também fator importante, fazendo com que se prefira o argônio ao hélio. Além disto, o argônio é mais denso e possui um potencial de ionização menor, o que favorece a abertura do arco sem considerar seu menor custo.

adição de gases ativos

A adição de gases ativos aos gases nobres (He e Ar) apresenta efeitos benéficos em alguns casos de soldagem porém, para o eletrodo de tungstênio a maioria dos gases ativos não é usado porque resulta na oxidação e deterioração do eletrodo. É exceção o gás hidrogênio (H2), que pode ser usado porque a sua natureza redutora não causa efeitos adversos no eletrodo de tungstênio. A mistura argônio-hidrogênio aumenta a tensão do arco; portanto, em alguns casos de soldagem como aquelas envolvendo o aço inoxidável e ligas de níquel, a mistura não causa efeito metalúrgico maléfico.

A queima do hidrogênio com o ar atmosférico, que rodeia a área de solda, produz vapor d’água que pode atuar como gás de proteção especialmente nos casos em que a água não reage com o metal. Por outro lado, é preciso considerar que o hidrogênio pode ser absorvido diretamente pelo metal, causando a sua fragilização e deterioração. Por todas essas considerações, deve-se entender a limitação da técnica da mistura Ar- H2.

Quando a soldagem utiliza o arco elétrico e o eletrodo é do tipo consumível, podem-se utilizar dois processos, dependendo do tipo de gás de proteção: MIG (gás inerte) e MAG (gás ativo ou gás inerte/ativo). Os gases inertes, quando usados puros, apresentam características particulares.

O hélio sem mistura apresenta vantagens quanto à condutibilidade térmica, tensão e calor do arco. No entanto, é pouco usado por causa da forma indesejável com que transfere metal, além dos respingos e formato do cordão de solda que produz. Por isso, é comum o uso de misturas de gases que pode melhorar o arco elétrico, a transferência do metal e o formato do cordão.

Os gases de proteção formados por He e Ar ou misturas deles apresentam maior aplicação em metais não ferrosos. A adição de pequenas quantidades de gases ativos ao argônio melhora consideravelmente a transferência do metal, diminui a ocorrência de respingos e mordeduras e aumenta a penetração da solda.

nitrogênio

O nitrogênio é um composto molecular diatômico onde os átomos de nitrogênio estão ligados covalentemente por uma tripla ligação. O nitrogênio é o gás mais abundante do ar atmosférico (78% em volume). É incolor, inodoro, pouco solúvel em água e geralmente inerte. Lavoisier, estudando suas propriedades, chamou-o de azoto que significa impróprio para a vida. Suas principais características físico-químicas podem ser encontradas no quadro.

obtenção do nitrogênio

A obtenção industrial de produção do nitrogênio é feita pela liquefação do ar atmosférico e em seguida destilação fracionada, onde é obtido também o oxigênio e o argônio.

O nitrogênio apresenta ponto de ebulição mais baixo que o oxigênio e o argônio, portanto é o primeiro gás a ser destilado da mistura.

Da mesma forma que outros gases o nitrogênio pode ser comprimido e armazenado em cilindros.

aplicações do nitrogênio

O nitrogênio apresenta inúmeras aplicações industriais; é empregado na produção de atmosfera inerte para a indústria farmacêutica, para a indústria de alimentos, de modo a evitar a ação de micróbios e para a fabricação de transistores; na têmpera de aços inoxidáveis e outros aços; no processamento de óleos e gorduras vegetais; na limpeza e secagem dos bulbos na produção de lâmpadas; na forma líquida para conservação e transporte de carnes, conservação de sangue e de sêmen; na rebarbação da borracha; em processos de soldagem, como corte e plasma; como matéria-prima para fabricar amônia, etc.

Oxigênio

O gás oxigênio é um composto molecular, oxigênio constituído por moléculas diatômicas. É o elemento mais abundante na natureza. O ar atmosférico encerra 21 % de oxigênio em volume e as águas dos oceanos, mares, rios e lagos contêm 89% de oxigênio em peso.

As principais características físico-químicas do gás oxigênio são resumidas no quadro.

O oxigênio reage facilmente com metais e não metais originando a oxidação e com compostos orgânicos, causando a combustão. Exemplos:

A combustão do acetileno (C2H2) com oxigênio (O2) resulta na denominada chama oxiacetilênica cuja temperaturaatinge3120°C,superior a outras combinações do oxigênio com outras substâncias como, por exemplo, oxigênio + propano: 2750°C; oxigênio + metano: 2730°C; oxigênio + hidrogênio: 2500°C.

o símbolo A indica aquecimento e o símbolo T indica desprendimento de gás

obtenção do oxigênio

O oxigênio é obtido industrialmente por dois processos: eletrólise e destilação fracionada do ar. A eletrólise ocorre pela passagem de corrente elétrica na água. O processo torna-se inviável economicamente por causa da energia elétrica que é de custo alto.

Outro processo é a destilação fracionada, feita por meio da liquefação, isto é, compressão e resfriamento do ar atmosférico na temperatura de -200°C. Quando o ar se torna líquido, faz-se a destilação fracionada.

Hidrogênio ou gás hidrogênio é um composto hidrogênio molecular diatômico, cujos átomos estão unidos por uma ligação covalente simples (H – H).

O volume de gás hidrogênio presente na atmosfera é de 5×10-5 % ; na hidrosfera, seu peso é de 10,7 %, sob forma de água. É o mais leve de todos os gases, seguido do hélio, sendo 1/4 menos denso que o ar.

Suas principais características físico-químicas são encontradas no quadro.

obtenção de hidrogênio

O hidrogênio pode ser obtido diretamente pela eletrólise da água, apesar do alto custo da energia elétrica envolvida no processo. Paralelamente obtém-se oxigênio.

Na indústria, o hidrogênio é produzido como subproduto na eletrólise de soluções aquosas de NaCI; através do chamado gás d’água (mistura de CO e H2) e a partir de compostos orgânicos, na indústria petroquímica.

aplicações do hidrogênio

O hidrogênio apresenta aplicações importantes:

•    na hidrogenação de óleos vegetais para obtenção de margarinas;

•    na produção de amônia:

•    na produção de ácido clorídrico:

•    na síntese do metanol :

•    em reações que exigem atmosfera redutora, como as reduções de minérios:

•    em balões-sonda para pesquisas na alta atmosfera;

•   em processos especiais de soldagem, como o processo oxídrico e o processo que envolve hidrogênio atômico.

No processo oxídrico, o hidrogênio combina-se com o oxigênio. A combustão produz uma temperatura próxima de 2700°C, liberando água no estado gasoso:

No processo que envolve hidrogênio atômico (H), este é obtido assim que o hidrogênio molecular (H2) atravessa o arco elétrico. Saindo do arco, o hidrogênio atômico transforma-se novamente em hidrogênio molecular liberando uma enorme quantidade de calor.

Ambos os processos são técnicas limitadas por causa do efeito do hidrogênio sobre os metais.

gás carbônico

O gás carbônico ou dióxido de carbono ou anidrido carbônico é um composto molecular em que os átomos de oxigênio se ligam ao átomo de carbono através de duplas ligações.

A atmosfera terrestre encerra 0,03% em volume de gás carbônico. Atualmente, a grande quantidade de gás carbônico lançado na atmosfera tem afetado a dissipação de calor para fora da Terra; a dissipação de calor cria o chamado efeito estufa, que poderá causar uma elevação da temperatura do planeta com consequências danosas.

As principais características físico-químicas do gás carbônico encontram-se no quadro.

obtenção de gás carbônico

O gás carbônico é obtido industrialmente por vários processos:

•   pela queima do carvão com excesso de oxigênio:

•   pela combustão do gás natural, metano:

•   pela decomposição térmica do calcário ou carbonato de cálcio (CaCO3) em fornos de produção de cal viva ou óxido de cálcio (CaO):

 •  pelo subproduto da fermentação alcoólica da sacarose (C12H22O11) tratada pelo lêvedo da cerveja na fabricação de etanol ou álcool comum (C2H6O):

armazenagem de gás carbônico

O gás carbônico produzido é em seguida comprimido em cilindros. Como o seu ponto de ebulição é baixo, ele acaba se liquefazendo; portanto, o conteúdo do cilindro é de gás carbônico líquido e gasoso.

À medida que é expulso do cilindro, o gás se vaporiza, passando para o estado gasoso. Nesse caso, é conveniente manter o cilindro sempre em pé para não permitir a saída de CO2 líquido.

aplicações do gás carbônico

 O dióxido de carbono apresenta um grande número de aplicações: em bebidas, é usado em grande escala para melhorar o sabor e conservação; em extintores de incêndio; como gelo seco para refrigerar sorvetes e carnes; para soldar pelo processo M AG; na preparação do bicarbonato de sódio para uso farmacêutico e alimentício, como fermento para o pão.

acetileno

Acetileno ou etino é um hidrocarboneto que pertence ao grupo dos alcinos, apresentando uma ligação tripla entre os carbonos. Suas principais características físico- químicas estão no quadro.

O acetileno é muito solúvel em alguns líquidos devido à formação de dipolo hidrogênio do acetileno com oxigênio do solvente.

A solubilidade do acetileno num determinado solvente aumenta com a pressão e temperatura; porém, em água, a solubilidade do acetileno diminui com pressão baixa e aumento da temperatura. Em acetona, a solubilidade do acetileno é proporcional à pressão, portanto é o melhor solvente.

A mistura do oxigênio com acetileno (oxiacetileno) produz na queima uma chama, cuja temperatura pode atingir valores de até 3100°C.

O acetileno comum tem cheiro desagradável devido à presença de impurezas como a fosfina (PH3), arsina (AsH3), sulfeto de hidrogênio (H2S) e amônia (NH3).

O acetileno para fins industriais é sintetizado através da reação do carbureto ou carbeto de cálcio (CaC2) em água, de acordo com reações químicas, como: síntese do CaC2, em que o processo é realizado em forno elétrico, e hidrólise do carbeto de cálcio.

A produção do acetileno se faz em geradores, onde o carbeto de cálcio e água reagem, produzindo acetileno e impurezas. As impurezas do acetileno são: água em suspensão, ar atmosférico 0,2-0,4%, fosfina, sulfeto de hidrogênio, arsina e amônia e também podem aparecer hidrogênio, metano, monóxido de carbono, etc.

Um dos processos para melhorar a pureza do acetileno é passá-lo por uma torre de purificação que contém ácido sulfúrico (H2S04) e por outra com soda cáustica (NaOH). Em seguida, o acetileno é comprimido e atravessa colunas de secadores e finalmente é acondicionado em cilindros.

O acetileno é um gás, porém quando comprimido a pressões altas torna-se explosivo. Após estudos verificou-se que o acetileno dissolvido em líquido melhora

0  trabalho de compressão. A acetona caracterizou-se como melhor solvente para o acetileno na proporção de

1 volume de acetona para 25volumesdeacetileno(1:25).

SHARE
RELATED POSTS
A Infosolda ministrou mais um curso de Soldagem de Manutenção
Programa do MEC abrirá 1,5 milhão de vagas em educação profissional
Curso Corporativo para Operador de Soldagem por Arco Submerso

Deixe seu comentário

*