Autoria: Sidnei Bacchi

A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos e pode ser representada por meio da estrutura de Lewis, na qual se distribui os elétrons da camada de valência em torno de cada átomo da ligação. Os elétrons podem também ser substituídos por traços que representam os pares eletrônicos compartilhados. Veja alguns exemplos:

As diferentes cores usadas para os elétrons de cada átomo acima são importantes para indicar a origem dos elétrons na ligação, isto é, a qual átomo pertence cada elétron do par. A estrutura de Lewis procura mostrar a validade da chamada regra do octeto, que diz que os átomos tendem a se estabilizar completando sua camada de valência com oito elétrons, assemelhando-se à configuração eletrônica de um gás nobre. Tal regra pode ser útil para explicar a formação dos compostos de elementos representativos, mas não se aplica aos elementos de transição. Entretanto, mesmo no grupo de compostos de elementos representativos, existem diversos casos que não seguem a regra do octeto.

Por exemplo, considerando a molécula PCl5, na qual o átomo de fósforo é ligado por covalência a cinco átomos de cloro. O número total de elétrons de valência para o fósforo nesse caso é 10, e não 8, como previa a regra do octeto. Os orbitais ocupados pelos cinco pares são o orbital 3s, os orbitais 3p e um orbital 3d. Nesse caso, dizemos que a camada de valência se expandiu, de maneira a acomodar os cinco pares de elétrons. Essa expansão só é possível em átomos que possuem orbitais nd ou (n-1)d que podem ser usados além dos orbitais ns e np. A camada de valência dos elementos do primeiro e segundo períodos não pode ser expandida, porque não existem 1d e 2d e os orbitais 3d não são disponíveis, pois apresentam energia muito alta.

Autoria: Heitor Gramacho dos Santos

Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.

A formação de um composto iônico

A energia de ionização e a afinidade eletrônica são estabelecidas partindo de átomos isolados, no estado gasoso. No entanto, os processos que envolvem a formação de íons gasosos geralmente não são encontrados. Assim, vamos considerar a formação de cloreto de bário a partir dos estados físicos em que as substâncias bário e cloro são normalmente encontradas. Os processos envolvidos podem ser sintetizados num esquema denominado ciclo de Born-Haber.

A etapa em que se cristaliza o cloreto de bário é altamente exotérmica, e a energia reticular liberada (DHUo) constitui a força motriz responsável pela formação de BaCl2 sólido a partir de seus elementos no estado natural.

Autoria: Jackson Pontes Vasquez

Ao longo do século XIX, enquanto se formulava a teoria atômica, sucederam-se com maior ou menor grau de acerto suposições sobre a natureza das forças que mantêm unidos os átomos nos compostos químicos. Uma das hipóteses mais aceitas foi a de Berzelius, segundo a qual as combinações químicas obedecem ao princípio da atração entre cargas elétricas de sinais opostos.

Uma ligação química entre dois átomos se estabelece quando a força de união entre eles é suficiente para dar origem a um agregado estável, que pode ser considerado como espécie molecular independente. Apenas os gases nobres ou inertes — hélio, argônio, neônio, criptônio e xenônio — e os metais em estado gasoso apresentam estrutura interna configurada por átomos isolados. As demais substâncias químicas puras se constituem de mais de um átomo do mesmo elemento químico (substâncias simples, como o oxigênio, de fórmula molecular O2) ou de átomos de elementos químicos diferentes (substâncias compostas, como a água, de fórmula molecular H2O, com dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). A quantidade de ligações que o átomo de um elemento pode efetuar simultaneamente expressa sua capacidade de se combinar, também chamada valência. Cada elemento apresenta, normalmente, um número fixo e limitado de valências.

Distinguem-se vários tipos de ligação química: eletrovalente (ou iônica), covalente, metálica e a ligação que se estabelece por ponte de hidrogênio. Segundo a teoria do octeto, enunciada pelo cientista americano Gilbert Newton Lewis, os átomos ao se combinarem tendem a assumir a estrutura eletrônica do gás nobre que lhe é mais próximo na tabela periódica. As ligações químicas são, portanto, a solução para uma configuração eletrônica estável.

A diferença entre as quantidades de energia necessárias para arrancar um elétron de um átomo desempenha papel fundamental na constituição das ligações químicas. Nos metais alcalinos, essa energia é mínima. Os elementos desse grupo apresentam, portanto, grande reatividade, ou seja, unem-se facilmente a outros elementos. Já os gases nobres, em que essa energia é máxima, apresentam grande dificuldade para formar combinações, motivo por que são chamados gases inertes.

Ligação eletrovalente ou iônica. Albrecht Kossel observou, em 1916, a mudança brusca de propriedades entre os elementos que precedem e os que sucedem imediatamente aos gases nobres na classificação periódica dos elementos, fato que deu origem a sua teoria da ligação iônica. Segundo o raciocínio de Kossel, a estrutura eletrônica de um gás nobre é ótima e estável, como resultado da perfeita distribuição dos elétrons em seu envoltório. Assim, os elementos do grupo dos halogênios (flúor, cloro e bromo) e dos calcogênios (oxigênio, enxofre), que apresentam na última camada menos elétrons do que os gases nobres, caracterizam-se por grande afinidade eletrônica, ou capacidade de captação das partículas elementares. Ao contrário, os alcalinos (sódio, potássio), alcalino-terrosos (cálcio, magnésio) e os metais em geral têm forte tendência a perder elétrons para adquirir uma estrutura estável.

Quando se ligam átomos com comportamentos eletrônicos opostos, a transferência de elétrons dá origem a átomos eletricamente carregados, os íons: cátions, átomos que ao ceder elétrons adquiriram carga positiva; e ânions, átomos que receberam elétrons e adquiriram carga negativa. A ligação iônica assim verificada, característica dos sais alcalinos e alcalino-terrosos, se sustenta principalmente nas forças de atração eletrostática, embora seja também importante a energia da combinação que se forma, chamada energia de rede, ou reticular.

Ligação covalente. Quando dois átomos compartilham um par de elétrons praticamente da mesma maneira, produz-se entre os dois uma ligação covalente. Essa união, que se verifica entre átomos de natureza semelhante, é a mais comum nos compostos orgânicos. Também formam ligação covalente as moléculas diatômicas de grande estabilidade do oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, flúor e cloro.

O par de elétrons que participa da ligação pode ficar mais próximo do átomo que exerça sobre ele maior força de atração. Essa ligação, chamada covalente polar, forma um pequeno dipolo elétrico, embora a molécula, no conjunto, seja neutra. A água e o amoníaco são exemplos de compostos desse tipo. As substâncias polares que contêm hidrogênio podem apresentar ocasionalmente em sua estrutura molecular as chamadas pontes de hidrogênio.

Ligação metálica. Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma “nuvem eletrônica”, que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas zonas de Brillain, e podem passar facilmente de uma para outra, o que justifica a relativa liberdade de que desfrutam dentro da rede. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.

Ligação por ponte de hidrogênio. Nas moléculas formadas por átomos de hidrogênio unidos a elementos com forte afinidade por elétrons, os átomos de hidrogênio são atraídos simultaneamente por vários outros átomos e formam pontes de hidrogênio. Esse tipo de ligação explica a estrutura e o comportamento de vários hidretos, ou combinações de hidrogênio com átomos de alta afinidade eletrônica, como o flúor (de que resulta o hidreto de flúor), o oxigênio (na molécula de água) e o nitrogênio (que dá origem ao amoníaco). Devido a essa associação, tais hidretos possuem pontos de fusão e de ebulição mais altos do que o esperado. A ligação por ponte de hidrogênio também pode explicar por que o gelo flutua na água: sua densidade é menor porque as pontes de hidrogênio formam espaços vazios na estrutura reticular do gelo que não existem no líquido.

Ligações e reações químicas. As substâncias químicas são formadas por moléculas compostas de átomos, unidos entre si por meio de ligações químicas. A energia armazenada por essas ligações, somada à da rede molecular do conjunto, determina a estabilidade dos compostos. Uma reação química rompe as ligações existentes entre os átomos das substâncias iniciais, ou reagentes, para dar origem a produtos finais da reação, por meio de novas ligações. A viabilidade de uma reação é dada pelo balanço global de energias que participam do processo. É necessário que exista uma energia inicial suficiente para eliminar a estabilidade das ligações dos reagentes e que os produtos finais tenham caráter altamente estável. Em caso contrário, reconstituem-se as substâncias iniciais.

Autoria: Janaína Jasmim Corabe

Estruturas de Lewis – Os químicas Walter Kossel (1888-1956) e G. N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para forças, chamadas ligações , que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo nas moleculares.

Regra do octeto- Já os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais exterior. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estável e bastante inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam os diversas classes de ligação.

Ligação Iônica – É aquela que ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber ( não- metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positivam, e o outro, o que recebe fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (-) ou genericamente a íons.

O modelo iônico- Segundo este modelo, o elemento eletropositivo perde seus elétrons de valência em favor do elemento eletronegativo, como acontece com o cloreto de sódio. O sódio, situado no grupo 1 A, possui um único elétron em seu último nível. Para formar uma ligação iônica, ele vai perder este elétron com pequeno consumo de energia ( energia de ionização ). O cloro, situado no grupo VII A, tem sete elétrons de valência e pode admitir um com desprendimento de energia. O íon Cl` e o Na+ se atraem por forças eletrostáticas: Cl` (g) + Na+ (g) ® NaCl (s).

Propriedades dos compostos iônicos – Devido à forte atração entre os íons positivos e negativos, os compostos iônicos são sólidos cristalinos duros, mas friáveis. Possuem uma elevada temperatura de fusão e em estado sólido não conduzem corrente elétrica. Podem ser solúveis em água ou não. Compostos iônicos com energia reticular (energia do cristal) muito alta não se dissolvem em solução aquosa. Com baixa energia se dissolvem mais facilmente, conduzindo corrente elétrica. Também a conduzem em estado líquido, ou seja, fundidos, por tirar mobilidade das cargas.

Ligação Covalente- Quando dois átomos mais eletronegativos são iguais ou quando se encontram unidos formando um composto ou um elemento, o modelo de ligação iônica não é aplicável. Isso porque os dois átomos tendem a receber elétrons e são praticamente incapazes de cedê-los.

O modelo covalente- Nele, os átomos adquirem os oito elétrons em seu nível externo por compartilhamento, como indica a regra do octeto.

Classes de ligação covalente- As ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos. Simples: uma ligação entre dois átomos. Dupla: dois pares de elétrons compartilhados. Tripla: compartilhamento de três pares de elétrons entre dois átomos.

Propriedades- Todos os gases e líquidos são covalentes em temperatura ambiente. Também existem sólidos covalentes, mas suas propriedades são muito irregulares. Nos sólidos duríssimos, como o diamante, as ligações covalentes são em cadeia. Nos sólidos de baixo ponto de fusão, como o açúcar, a união é entre moléculas devido à sua polaridade. Os compostos covalentes polares são solúveis em água e os apolares não. Não conduzem corrente elétrica em estado sólido, nem quando dissolvidos ( há exceções, como os ácidos) ou fundidos.

Polaridade- Se os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a mesma força. A molécula assim formada tem o centro de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força, criando-se assim uma polaridade.

dipolo- Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo O elemento eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo.

Forças Intermoleculares- Os compostos covalentes são formados por extensas cadeias, o que explicaria o estado sólido pelo tamanho e massa das moléculas: é o caso do diamante, do quartzo ou de muitas proteínas. Outras vezes, formam moléculas com um pequeno número de átomos: I2, H2O ou HCHOH. Nesses três casos, espera-se um estado gasoso. Mas no primeiro, o estado é sólido e nos outros dois, líquido. Isso porque a atração entre as moléculas dessas substâncias é diferente e há vários tipos de interações intermoleculares .O tipo de interação é responsável por várias propriedades químicas e físicas: quanto mais forte a interação entre as partículas, maior seu ponto de ebulição por exemplo.

Forças de Van der Waals- Essa forças devem-se à polaridade das moléculas. Agem inclusive quando uma das moléculas presentes não é polar. A presença de polaridade deforma a nuvem eletrônica da molécula não- polar até criar uma polaridade. Assim como um pedaço de ferro se transforma em ímã em presença de um campo magnético.

Ligação de hidrogênio- São mais intensas que as forças de Van der Waals. Agem quando um dos pólos da molécula é hidrogênio e o outro, um elemento bastante eletronegativo, como o oxigênio ou o flúor. As forças eletrostáticas de atração são muito intensas, mas não tão fortes quanto uma ligação covalente.

Ligação Metálica- Considera-se que um metal é formado por cristais entrecruzados formados por íons positivos. Os elétrons “banham” esses íons movendo-se livremente por todos os cristais, como um gás num recipiente fechado. Esses elétrons são os chamados elétrons de valência, pouco unidos ao núcleo nos elementos eletropositivos. Este modelo explica as propriedades mecânicas dos metais: maleabilidade, ductibilidade e condutividade elétrica e térmica.

Autoria: Fernanda Medeiros

Os átomos estão sempre unidos de maneira uniforme entre si?
Os agrupamentos atômicos que formam tudo quanto nos rodeia podem ter propriedades muito diferentes. Substâncias como o dióxido de carbono são gases em temperatura ambiente. Outras precisam de temperaturas de milhares de graus para alcançar esse estado, como é o caso do dióxido de silício, embora ambas possuam praticamente a mesma fórmula. Este comportamento distinto, em compostos tão similares, só pode ser explicado pela existência de uma união diferente entre as partículas das duas substâncias.

1. Estruturas de Lewis
Os químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.
1a. Regra do octeto
Já os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais externo. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estáveis e bastante inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam as diversas classes de ligação.
2. Ligação iônica
É aquela em que ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber (não-metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positiva, e o outro átomo, o que recebe, fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (–) ou genericamente a íons.
2a. O modelo iônico
Segundo este modelo, o elemento eletropositivo perde seus elétrons de valência em favor do elemento eletronegativo, como acontece com o cloreto de sódio. O sódio, situado no grupo IA, possui um único elétron em seu último nível. Para formar uma ligação iônica, ele vai perder este elétron: Na(g) Na+(g) + e– com um pequeno consumo de energia (energia de ionização). O cloro, situado no grupo VIIA, tem sete elétrons de valência e pode admitir um com desprendimento de energia: Cl(g) + e– Cl–(g). O íon Cl– e o Na+ se atraem por forças eletrostáticas: Cl–(g) + Na+(g) NaCl(s). Se em vez de sódio se tratasse de cálcio, com dois elétrons externos, seriam necessários dois átomos de cloro para receber esses dois elétrons.
Assim, a fórmula do cloreto de cálcio seria: CaCl2

Num cristal iônico, os íons positivos e negativos estão frente a frente. Produzindo-se uma deformação, haverá um deslizamen to dos íons e, em algum momento, cargas do mesmo sinal ficarão frente a frente: acontece a fratura
2b. Propriedades dos compostos iônicos
Devido à forte atração entre os íons positivos e negativos, os compostos iônicos são sólidos cristalinos duros, mas friáveis. Possuem uma elevada temperatura de fusão e em estado sólido não conduzem corrente elétrica. Podem ser solúveis em água ou não. Compostos iônicos com energia reticular (energia do

A água, que é polar, rodeia os íons até separá-los do sólido. Uma vez separado um íon, a água forma uma camada protetora ao seu redor para tornar a solução mais estável. Se a atração não é tão grande, o composto iônico é insolúvel
cristal) muito alta não se dissolvem em solução aquosa. Com baixa energia se dissolvem mais facilmente, conduzindo corrente elétrica. Também a conduzem em estado líquido, ou seja, fundidos, por tirar mobilidade das cargas.
3. Ligação covalente
Quando dois átomos mais eletronegativos são iguais ou quando se encontram unidos formando um composto ou um elemento, o modelo de ligação iônica não é aplicável. Isso porque os dois átomos tendem a receber elétrons e são praticamente incapazes de cedê-los.
3a. O modelo covalente
Nele, os átomos adquirem os oito elétrons em seu nível externo por compartilhamento, como indica a regra do octeto.
Assim, a soma dos elétrons próprios mais os compartilhados, que formam um orbital molecular, é oito.
O cloro, por exemplo, possui sete elétrons no nível externo e atrai fortemente os elétrons situados nas proximidades. O hidrogênio possui um único elétron e a força com que atrai os elétrons é moderada, mas suficiente para que o cloro não possa lhe tirar seu elétron. A regra do octeto não é válida para todos os elementos da tabela periódica, mas se aplica bem aos seus elementos representativos. Daí sua utilização até hoje.
3b. Classes de ligação covalente
As ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos.
3c. Ligação covalente simples
A ligação covalente é formada pelo compartilhamento de um par de elétrons. Se a valência de um elemento é diferente de um, seus átomos podem se unir simultaneamente com vários átomos vizinhos por meio de uma ligação simples. Por exemplo: CCl4, PCl3, NF3, onde o carbono, o fósforo e o nitrogênio atuam com valência quatro, três e três, respectivamente, e se unem ao mesmo número de átomos monovalentes.
3d. Ligação covalente dupla
Aqui, o número de pares de elétrons compartilhados pelos dois átomos unidos é dois. A energia necessária para romper uma ligação dupla é maior que para uma ligação simples, mas inferior ao dobro desta. Isto significa que a segunda ligação é mais fraca que a primeira.
3e. Ligação covalente tripla
Realiza-se por compartilhamento de três pares de elétrons entre dois átomos. É uma ligação mais forte que a dupla, mas sua energia não é o triplo da energia da ligação simples. A terceira ligação é mais fraca que a ligação simples e a dupla.
Propriedades covalentes
Todos os gases e os líquidos são covalentes em temperatura ambiente. Também existem sólidos covalentes, mas suas propriedades são muito irregulares. Nos sólidos duríssimos, como o diamante, as ligações covalentes são em cadeia. Nos sólidos de baixo ponto de fusão, como o açúcar, a união é entre moléculas devido à sua polaridade. Os compostos covalentes polares são solúveis em água e os apolares não. Não conduzem a corrente elétrica em estado sólido, nem quando dissolvidos (há exceções, como os ácidos) ou fundidos.
4. Polaridade
Se os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a mesma força.
A molécula assim formada tem o centro de carga positiva igual ao centro de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força, criando-se assim uma polaridade.
4a. Dipolo
Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo. O elemento eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo.
5. Forças intermoleculares
Os compostos covalentes são formados por extensas cadeias, o que explicaria o estado sólido pelo tamanho e massa das moléculas: é o caso do diamante, do quartzo ou de muitas proteínas. Outras vezes, formam moléculas com um pequeno número de átomos:
I2, H2O ou HCHOH
Nesses três casos, espera-se um estado gasoso. Mas no primeiro, o estado é sólido e nos outros dois, líquido. Isso porque a atração entre as moléculas dessas substâncias é diferente e há vários tipos de interações intermoleculares. O tipo de interação é responsável por várias propriedades químicas e físicas: quanto mais forte a interação entre as partículas, maior seu ponto de ebulição, por exemplo.
5a. Forças de Van der Waals
Essas forças devem-se à polaridade das moléculas. Agem inclusive quando uma das moléculas presentes não é polar. A presença de polaridade deforma a nuvem eletrônica da molécula não-polar até criar uma polaridade. Assim como um pedaço de ferro se transforma em ímã em presença de um campo magnético.
5b. Ligação de hidrogênio
Da mesma forma que as forças de Van der Waals, as ligações de hidrogênio se devem à polaridade da molécula. Elas, porém, são muito mais intensas que as forças de Van der Waals. Agem quando um dos pólos da molécula é o hidrogênio e o outro, um elemento bastante eletronegativo, como o oxigênio, o nitrogênio ou o flúor. Devido a seu pequeno tamanho, podem se aproximar muito. As forças eletrostáticas de atração são muito intensas, mas não tão fortes quanto uma ligação covalente.
6. Ligação metálica
Considera-se que um metal é formado por cristais entrecruzados formados por íons positivos. Os elétrons “banham” esses íons movendo-se livremente por todos os cristais, como um gás num recipiente fechado. Esses elétrons são os chamados elétrons de valência, pouco unidos ao núcleo nos elementos eletropositivos.
Este modelo explica as propriedades mecânicas dos metais: maleabilidade e ductilidade.
Explica também a condutividade elétrica e térmica. A eletricidade e o calor são transmitidos pelos elétrons livres.
7.Gases
Um gás é uma substância formada por partículas muito pequenas: moléculas ou átomos, muito separados e em movimento, de tal modo que seu tamanho é desprezível em comparação com a distância de uma partícula a outra. Num recipiente com gás há um número enorme de partículas uniformemente espalhadas por todo o recipiente.
Por isso tudo, os gases não possuem nem volume, nem forma própria, mas adotam a dos recipientes que os contêm.
Os gases constituem um estado expandido da matéria e o volume de uma determinada massa de gás depende da pressão e da temperatura.
8.Eletronegatividade
Eletronegatividade é a força com que um átomo atrai um par de elétrons ao formar uma ligação. Entre as muitas tabelas de eletronegatividade existentes, a mais utilizada é a estabelecida, em 1932, pelo químico norte-americano Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química de 1954 e Nobel da Paz de 1962. Os cálculos são sofisticados e vão de um valor de 0,7 para o frâncio até 4 para o flúor – o do hidrogênio é 2,1. A eletronegatividade é útil para prever a polaridade de uma molécula ou o caráter iônico de uma ligação. Num grupo, a eletronegatividade diminui suavemente com a massa atômica, enquanto num período ela aumenta acentuadamente. Os elementos com baixa eletronegatividade são conhecidos como metais

O carbono é um elemento exclusivo dos seres vivos?
Encontra-se uma alta porcentagem de carbono em todas as matérias orgânicas. No entanto, ele aparece também, ainda que numa proporção abaixo de 0,1%, no mundo mineral, mas não em estado puro e sim combinado com o oxigênio e outros elementos.
O diamante
O diamante é cristalizado em octaedros do sistema regular. É isolante elétrico, sem cor e muito refringente, propriedade que lhe confere grande brilho. Tem altíssimo ponto de fusão (3.920°C) e ebulição, pois estas precisam romper ligações covalentes. É o corpo natural mais duro que se conhece, muito usado em brocas de perfuração de solo.
O cristal do diamante é muito compacto, porque cada átomo de carbono une-se a outros quatro iguais situados nos vértices de um tetraedro regular, muito próximos uns dos outros, criando uma macromolécula tridimensional.

Conceito de ácido e de base
No início do século XIX, ácidos e bases eram definidos por suas propriedades. Reconheciam-se nos ácidos: sabor azedo; poder de colorir de vermelho o tornassol azul (indicador de pH); dissolver metais ativos desprendendo hidrogênio; neutralizar as bases. Destas, destacavam-se: sabor amargo; tato saponáceo; poder de colorir de azul o tornassol vermelho e de neutralizar os ácidos. Hoje, há vários critérios para classificar essas substâncias. Três deles são mais utilizados.
1a. Modelo de Arrhenius
Este cientista considerava um ácido a substância que em solução aquosa se dissociava em um ânion (-) e cátions H+ :

Base, ao contrário, era a substância que, em solução aquosa, dissociava-se gerando um cátion (+) e ânions hidroxila (OH-):

1b. Modelo de Brönsted-Lowry
Em 1923, J.N. Brönsted e T.M. Lowry propuseram um modelo no qual os ácidos são capazes de ceder prótons (íons H+) e as bases são substâncias capazes de aceitá-los. A definição tem pontos importantes: não exige que seja em solução; como a cisão é reversível, a substância que recebe o próton transforma-se automaticamente num ácido, e a que o perde se transforma em uma base, podendo recuperar o próton ao inverter-se o processo.
1c. Modelo de Lewis
Também em 1923, G.N. Lewis considerou ácido como a substância capaz de aceitar um par de elétrons de outra substância, chamada base, para se unir a ela por uma ligação covalente coordenada: o ácido possuiria orbitais vazios e a base ficaria saturada eletronicamente.

Autoria: Fernanda Medeiros

1. LIGAÇÕES QUÍMICAS

 Tipos:

Fortes: Interatômicas; – inônicas
– metálicas
– covalentes

Fracas: Intermoleculares; – ligações de H
– dipolos-dipolos
– Van der waals

 Ligações intermoleculares:

– Ligações de Hidrogênio:
O Hidrogênio é ligado a um átomo mais eletronegativo, são: F – O – N;

– Ligações dipolo-dipolo:
Entre moléculas polares
ex.: mistura de H S(g) e Pcl (l)

– Ligações de Wan Der Waals:
Existe em moléculas apolares contudo dipolos induzidos;
ex.: Hidorcarboneto + gasolina

 Ligações interatômicas:

– Ligações iônicas eletrovalentes:
Entre metal e não-metal;
eletropositivos com eletronegativos;

– Ligações metálicas:
Entre: – metais + metais
– metais + semi-metais
– metais + não-metais
Apresenta as seguintes características:
– Brilho metálico;
– Condutividade;
– Alto Ponto de Fusão;
– Maleabilidade;
– Ductibilidade;

– Ligações covalentes:
Forte ligação entre elétrons e núcleos (compartilhamento ou emparelhamento de elétrons);
Entre não-metal e não-metal;
ex.: N=N H-O-H

– Ligações covalentes dativa:
União entre átomos através de pares de elétrons, porém traduzido por um átomo só;

 ISOMERIA

Isômero: Substâncias diferentes, compostos diferentes, com propriedades diferentes, com fórmulas diferentes, mas com os mesmos átomos, as mesmas fórmulas moleculares.

 Isomeria de cadeia ou de núcleo: Pertencem a mesma função orgânica mas apresentam cadeias diferentes;

 Isomeria de posição: Mesma função orgânica, mesma cadeia mas muda a posição do grupo funcional:

 Isomeria de composição ou metameria: Pertencem a mesma função orgânica, mas muda o posição do heteroátomo;

 Isomeria de função ou funcional: Funções químicas diferentes;

 Tautomeria: Caso particular de isomeria funcional, onde os dois isômeros ficam em equilíbrio químico dinâmico;

Isomeria espacial: Só pode ser explicada por meio de fórmulas estruturais espaciais:

 CONCLUSÃO

Com esse relatório, tivemos a oportunidade de aprender sobre os isômeros e rever os tipos de ligações químicas que existem.

Autoria: Daniella dos Santos Galego

Os metais utilizados pela indústria raramente apresentam todas as características desejadas para uma aplicação específica. Caso seja muito quebradiço, ou muito mole, ou pouco resistente à oxidação, busca-se obter uma liga com outro elemento que resulte num material de maior resistência mecânica, duração ou outra qualidade desejável. Por apresentarem propriedades e características físicas mais satisfatórias que as de seus componentes, as ligas têm importância primordial na indústria metalúrgica.

Liga é a substância resultante da mistura de dois ou mais elementos, entre os quais pelo menos um é metal. Na maior parte das vezes recorre-se à liga para dar aos metais determinadas propriedades mecânicas, térmicas, elétricas, magnéticas ou anticorrosivas.

O procedimento mais freqüente na preparação de ligas consiste em fundir, em primeiro lugar, o metal cujo ponto de fusão é mais elevado, acrescentando-se em seguida os demais componentes. Também é possível inverter a ordem ou fundir os componentes simultaneamente. O método de fusão mais simples é o do cadinho, utilizado em pequenas fundições. Quando é necessário obter grandes quantidades de liga, usam-se fornos elétricos de diferentes tipos, como os de arco e de indução de baixa ou alta freqüência.

A preparação de algumas ligas consiste no próprio processo de obtenção do metal, já que alguns minérios já contêm os elementos necessários à liga que se deseja obter. Um exemplo disso é o bronze (liga de cobre e estanho), primeira liga utilizada pelo homem, há mais de cinco milênios. Os homens primitivos fabricavam bronze pela simples fundição do minério de cobre, que já continha estanho.

Classificação das ligas. Ao planejar a combinação de metais, entre si ou com outros elementos, considera-se com especial cuidado a variação das proporções, fator que influi decisivamente nas propriedades do material final. Certas misturas formam uma rede cristalina perfeita, com os átomos de diversos materiais dispostos em posições perfeitamente determinadas; em outros casos, os átomos se distribuem aleatoriamente.

No estudo das características de uma liga são empregados gráficos ilustrativos da relação entre tempo e temperatura. Outro recurso útil à análise é o diagrama de fases, em que se apresentam a porcentagem dos componentes e a temperatura. A partir desses diagramas, que exibem as diversas fases ou formas de cristalização a que estão sujeitos os materiais, é possível classificar cinco tipos genéricos de ligas.

Tipo I: ligas com solução sólida. As ligas metálicas do tipo I são miscíveis tanto no estado sólido quanto no líquido. Na elaboração das combinações de solução sólida, formam-se cristais que contêm todos os metais componentes da liga.

Tipo II: ligas eutéticas. Chamam-se eutéticas as ligas que, em estado sólido, apresentam proporções inalteráveis e ponto de fusão constante e característico, também chamado eutético. Por manter constantes os pontos de fusão e solidificação, a liga eutética se comporta como um metal puro.

Tipo III. No grupo III os metais são totalmente miscíveis em estado líquido, mas em estado sólido só se misturam parcialmente.

Tipo IV. O grupo IV inclui as ligas de metais não miscíveis em estado líquido.

Tipo V: ligas que formam compostos. Os metais do tipo V combinam-se para formar compostos denominados intermetálicos, principais endurecedores das ligas industriais. Alguns, como os carbonetos de boro e de tungstênio, estão entre os materiais mais duros e resistentes que se conhecem.

Principais ligas. As ligas dividem-se em dois grandes grupos: ferrosas e não-ferrosas. Entre as primeiras, mais importantes sob o ponto de vista do volume de produção e da diversidade de propriedades, figuram os diversos tipos de aço, enquanto as não-ferrosas se caracterizam por suas propriedades específicas, como leveza ou resistência à corrosão.

Ligas à base de ferro. O aço comum é constituído de ferro e uma proporção de carbono, em geral inferior a 1,8%. A partir do aço comum se produzem materiais como o aço inoxidável, que contém níquel, titânio e cromo, e os aços especiais, com maiores concentrações desses e de outros elementos, de acordo com a aplicação a que se destinem. Outro tipo de ligas de ferro são as de ferro-níquel, com quarenta a cinqüenta por cento de níquel, que se caracterizam pelo coeficiente de dilatação muito baixo.

Ligas à base de cobre. Entre as ligas de cobre se incluem algumas de uso muito freqüente, como o latão, formado de cobre e zinco, e o bronze, de cobre com um máximo de dez por cento de estanho. As ligas não-ferrosas à base de cobre ocupam o segundo lugar em volume de produção, depois das ligas de ferro.

Ligas à base de alumínio. Também comuns, as ligas de alumínio podem ser usadas em fundição, caso das que contêm silício. Entre as ligas forjadas de alumínio, que contêm cerca de quatro por cento de cobre e 0,6% de magnésio, ou um por cento de silício e um por cento de magnésio, se inclui o duralumínio, liga endurecível por envelhecimento.

Ligas de chumbo e estanho. A solda é a mais conhecida das ligas à base de estanho e contém quarenta a cinqüenta por cento desse metal. O chumbo duro, liga de chumbo com 10 a 13% de antimônio, se usa na fabricação de placas de bateria.

Ligas de manganês. Chamam-se ligas de manganês aquelas que combinam esse metal com cobre e níquel e apresentam coeficiente de dilatação térmica inusitadamente alto.

Ligas de metais preciosos. Entre as muitas ligas de metais preciosos que constituem o material básico da joalheria, podem-se mencionar a alpaca, de prata, cobre, níquel e zinco; a prata de lei, combinada com cobre; e as ligas de ouro, com diversos metais, que conferem ao metal resistência ao desgaste. O ouro puro tem 24 quilates, e as ligas, valores proporcionalmente inferiores.

Aplicações. De aplicação em quase todos os campos, as ligas podem também ser classificadas em função de seu uso. Assim, as de antifricção destinam-se a suavizar o atrito entre peças de maquinaria, e as fusíveis — entre elas as ligas Newton, Rose, Darcet e Wood, que contêm proporções variáveis de bismuto, chumbo, estanho e cádmio — são empregadas como elementos térmicos de segurança. As ligas resistentes à corrosão e à oxidação são fundamentais para a construção naval, em que se usa muito a liga Monel, de níquel com pequena percentagem de cobre e ferro.

As ligas magnéticas — como o permalói e o ticonal, constituídos de ferro, níquel, cobalto e titânio — mantêm suas propriedades permanentemente e representaram um grande avanço na comunicação por cabo submarino. Finalmente, as ligas refratárias, de grande resistência à corrosão, ao calor e a radiações, são utilizadas como material de construção em usinas nucleares e na indústria aeroespacial.

Autoria: Gutto Santos de Meneses

ÍNDIO (ELEMENTO QUÍMICO)

Elemento
 Nome: Índio
 Número Atómico: 49
 Símbolo Químico: In
 Configuração Electrónica: [Kr]4d105s25p1
 Abundância:
 Terra: 0.049 ppm
 Sistema Solar: 44.7 (rel. a [H]=1×1012)

O índio ( do latim indicum, índigo ou anil ) é um elemento químico de símbolo In de número atômico 49 ( 49 prótons e 49 elétrons ) e de massa atómica igual a 114,8 uma. À temperatura ambiente, o Índio encontra-se no estado sólido.
É um metal do grupo 13 (3 A ) da Classificação Periódica dos Elementos. É pouco abundante, maleável, facilmente fundível, quimicamente similar ao alumínio e gálio, porém mais parecido com o zinco. A principal fonte de obtenção do índio é a partir das minas de zinco. Usado na fabricação de telas de cristais líquidos e na formação de películas delgadas que servem como lubrificantes.
Foi descoberto por Ferdinand Reich e Theodor Richter em 1863 quando estavam buscando tálio em minas de zinco.
Características principais
O indio é um metal branco prateado brilhante . Quando o metal é dobrado emite um som característico.
Seu estado de oxidação mais característico é o +3, ainda que apresente o estado +2 em alguns compostos.

Aplicações
Foi empregado durante a Segunda Guerra Mundial como revestimento em motores de alto rendimento de aviões. Depois da guerra foi destinado a novas aplicações: em ligas metálicas, em soldas e na indústria eletrônica.
Nos anos 80 despertou o seu interesse no uso de fósforos de índio semicondutores e películas delgadas de óxidos de índio e estanho para e desenvolvimento de telas de cristais líquidos ( LCD ).
Outras aplicações:
 Na fabricação de ligas metalicas de baixo ponto de fusão. Uma liga de 24% de índio com 76% de gálio é líquida a temperatura ambiente.
 Para produzir fotocondutores, transístores de germânio e retificadores.
 Formação de espelhos, tão bom como os de prata, porém mais resistentes a corrosão.
 Seu óxido se emprega na fabricação de painéis eletroluminosos.

História
O índio ( nome procedente da linha de cor índico de seu espectro atômico ) foi descoberto por Ferdinand Reich e Theodor Richter em 1863 quando estavam buscando tálio em minas de zinco com o uso de um espectrógrafo. Foi isolado por Ritcher en 1867.

Abundância e obtenção
É produzido principalmente a partir dos resíduos gerados no processamento dos minérios de zinco. Também é encontrado em minas de ferro, chumbo e cobre. É obtido mediante a eletrólise de seus sais
A quantidade de índio consumida está muito relacionado com a produção mundial de telas de cristais líquidos ( LCD ). O aumento da eficiência de produção e reciclagem ( especialmente no Japão ) mantém o equilíbrio entre a demanda e o fornecimento.
Até 1924 só havia uma grama do elemento isolado no mundo. Se estima que a crosta terrestre tem aproximadamente 0,1 ppm de índio ( tão abundante quanto a prata ). O principal produtor de índio é o Canadá.

Precauções
Há certas evidências não confirmadas que sugerem que o índio apresente uma toxidade baixa. Na indústria de semicondutores e em soldas, onde as exposições são relativamente altas, não se tem notícias de efeitos colaterais.

Cadmio – Indio – Estaño

Ga
In
Tl

Imagen:In-TableImage.png
Tabela completa

Geral
Número, símbolo, número Indio, In, 49
Série química Metal del bloque p
Grupo, período, bloque 13, 5 , p
Densidad, dureza Mohs 7310 kg/m3, 1,2
Apariencia Lustroso plateado grisáceo
Imagen:In,49-thumb.jpg
Propiedades atómicas
Peso atómico 114,818 uma
Radio medio† 155 pm
Radio atómico calculado 156 pm
Radio covalente 144 pm
Radio de Van der Waals 193 pm
Configuración electrónica [Kr]4d10 5s2 5p1
Estados de oxidación (óxido) 3 (anfótero)
Estructura cristalina Tetragonal

Propiedades físicas
Estado de la materia Sólido
Punto de fusión 429,75 K
Punto de ebullición 2345 K
Entalpía de vaporización 231,5 kJ/mol
Entalpía de fusión 3,263 kJ/mol
Presión de vapor 1,42 x 10-17 Pa a 429 K
Velocidad del sonido 1215 m/s a 293,15 K
Informacões diversa
Electronegatividad 1,78 (Pauling)
Calor específico 233 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica 11,6 x 106 m-1·Ω-1
Conductividad térmica 81,6 W/(m·K)
1° potencial de ionización 558,3 kJ/mol
2° potencial de ionización 1820,7 kJ/mol
3° potencial de ionización 2704 kJ/mol
4° potencial de ionización 5210 kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso.
AN
Vida media
MD
ED MeV
PD

113In
4,3%
In é estável com 64 neutros

115In
95,7%
4,41 x 1014 a
β-
0,495
115Sn

PROPRIEDADES

Propriedades do Elemento:
 Nome: Índio
 Número Atómico: 49
 Símbolo Químico: In

Propriedades Atómicas:
 Massa Atómica: 114.82
 Electronegatividade:
o Pauling: 1.78
o Allred: 1.49
o Absoluta: 3.1 eV
 Electroafinidade: 30 kJ mol-1
 Polarizabilidade: 9.7 Å3
 Carga Nuclear Efectiva:
o Slater: 5
o Clementi: 8.47
o Froese Fischer: 9.66
 Raios:
o In 3 +: 92 pm
o In 1 +: 132 pm
o Atómico: 162.6 pm
o Covalente: 150 pm

Propriedades Electrónicas
 Energias de Ionização Sucessivas:
o In -› In + : 558.3 kJ mol-1
o In+1 -› In+2 : 1820.6 kJ mol-1
o In+2 -› In+3 : 2704 kJ mol-1
o In+3 -› In+4 : 5200 kJ mol-1
o In+4 -› In+5 : (7400) kJ mol-1
o In+5 -› In+6 : (9500) kJ mol-1
o In+6 -› In+7 : (11700) kJ mol-1
o In+7 -› In+8 : (13900) kJ mol-1
o In+8 -› In+9 : (17200) kJ mol-1
o In+9 -› In+10 : (19700) kJ mol-1
 Iões Comuns : In 3 +, In 1 +

Propriedades da Substância Elementar:
 Substância Elementar Mais Comum : In
 Classe de Substâncias Elementares : Metal
 Origem : Natural
 Estado Físico : Sólido
 Densidade [298K] : 7310 kg m-3
 Preço : 19200$
 Rede Cristalina : tetragonal

Propriedades Termodinâmicas:
 Ponto de Fusão : 429 K
 Ponto de Ebulição : 2353 K
 Conductividade Eléctrica [298K] : 1.19×10+07 Ohm-1m-1
 Conductividade Térmica [300K] : 81.6 W m-1K-1
 Calor de:
o Fusão: 3.27 kJ mol-1
o Vaporização: 226.4 kJ mol-1
o Atomização: 243 kJ mol-1

BREVE RESUMO:

ÍNDIO

Células solares usadas em satélites

Nome do elemento: Índio
Símbolo Químico: In
Número Atômico: 49
Peso Atômico: 114,818
Grupo da Tabela: 13
Configuração Eletrônica: [Kr].4d10.5s2.5p1
Classificação: Metal de Transição
Estado Físico: Sólido (T=298K)
Origem do nome: Nomeado em função da linha cor de anil (índigo) em seu espectro atômico.
Introdução: O índio é um metal macio, dúctil , prateado e de brilho intenso; é mais macio que o ferro e pertence ao grupo 13 da tabela periódica.
O elemento foi descoberto em 1863, por Ferdinand Reich e Theodor Richter, por espectroscopia em minério de zinco e posteriormente isolado.
O índio é encontrado em quantidades traço em minérios de ferro, chumbo e cobre.
Até 1924, o suprimento mundial do índio puro era aproximadamente de uma grama (1g). A produção mundial, atualmente, é de 112,40 toneladas anuais.
Densidade do sólido: 7,31 g/cm3
Ponto de Fusão: 429,75 K
Ponto de Ebulição: 2345,0 K
Onde encontrar: O índio é encontrado em quantidades traço em minérios de ferro, chumbo e cobre. Até 1924, o suprimento mundial do índio puro era, aproximadamente, de uma grama (1g).
O Canadá é o maior produtor mundial de índio puro.
Utilização: – Na fabricação de espelhos mais resistentes à corrosão que os de prata;
– Em sistemas de solda;
– Em fotocondutores;
– Em transistores;
– Ligas metálicas de baixo ponto de fusão;

Sites utilizados para a pesquisa:

http://www.christus.com.br/infochristus/tabperiodica/elementos/indio/indio.htm
http://www.if.ufrj.br/teaching/info/e049.html
http://nautilus.fis.uc.pt/st2.5/scenes-p/elem/e04991.html
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Dndio_(elemento_qu%C3%ADmico)

Fernanda Medeiros

Resumo

Nesse relatório vamos identificar as descontinuidade de uma peça usando ensaio por líquidos penetrantes, o qual consiste na aplicação do líquido penetrante e de um revelador que irá identificar as falhas na peça.
É importante que o material ao qual irá submeter-se ao ensaio esteja devidamente limpo para que ocorra o penetração do líquido penetrante.
Com esse ensaio pode-se prevenir acidentes, diminuir os custos, melhorar a confiabilidade e obter informações para reparo.

Introdução

O que são os Ensaios Não Destrutivos

Os Ensaios Não Destrutivos (END) são definidos como testes para o controle da qualidade, realizados sobre peças acabadas ou semi-acabadas, para a detecção de falta de homogeneidade ou defeitos, através de princípios físicos definidos, sem prejudicar a posterior utilização dos produtos inspecionados.
Constituem uma das principais ferramentas do Controle da Qualidade e são utilizados na inspeção de produtos soldados, fundidos, forjados, laminados, entre outros, com vasta aplicação nos setores petroquímico, nuclear, aeroespacial, siderúrgico, naval, autopeças e transporte rodo-ferroviário.

Quais são os Ensaios Não Destrutivos?
O método a ser utilizado depende das propriedades físicas do material. Um conhecimento geral dos métodos de END disponíveis é necessário para a seleção do método adequado.
Algumas situações típicas em que os ensaios não destrutivos são aplicados:
 prevenção de acidentes
 redução de custos
 melhorar a confiabilidade de produtos ser aceito por uma determinada norma
 dar informações para reparo
Para obter resultados válidos, os seguintes tópicos devem ser observados
 pessoal treinado e qualificado
 um procedimento para conduzir o ensaio
 um sistema para anotar os resultados
 uma norma para interpretar os resultados.
Os END mais utilizados são:
 Inspeção Visual
 Partículas Magnéticas
 Líquidos Penetrantes
 Ultra-Som
 Radiografia
 Emissão Acústica
 Correntes Parasitas

Líquido Penetrante.
É um método de ensaio não destrutivo (END) para a detecção de descontinuidades abertas na superfície de materiais sólidos e não porosos.
Este método emprega um líquido penetrante, o qual é aplicado na superfície, penetrando nas descontinuidades. Após um determinado tempo de penetração, o excesso é removido, aplica-se um revelador e é feita a observação das descontinuidades através da observação do vazamento do líquido penetrante.
Líquido Penetrante pode ser usado em qualquer material. É essencial que o material seja cuidadosamente limpo, de outra maneira será impossível que o líquido penetre no defeito.

Um bom líquido penetrante

O líquido penetrante é formado pela mistura de vários líquidos, e deve apresentar uma série de características, indispensáveis ao bom resultado do ensaio.
Vejamos quais são essas características:

a) ter capacidade de penetrar em pequenas aberturas;
b) ser capaz de manter-se em aberturas relativamente grandes;
c) ser removível da superfície onde está aplicado;
d) ter capacidade de espalhar-se em um filme fino sobre a superfície de ensaio;
e) apresentar grande brilho;
f) ser estável quando estocado ou em uso;
g) ter baixo custo;
h) não deve perder a cor ou a fluorescência quando exposto ao calor, luz branca
ou luz negra;
i) não deve reagir com o material em ensaio, e nem com a sua embalagem;
j) não pode ser inflamável;
l) não deve ser tóxico;
m) não deve evaporar ou secar rapidamente;
n) em contato com o revelador, deve sair em pouco tempo da cavidade onde
tiver penetrado.

É bom saber que nenhuma dessas características, por si só, determina a qualidade do
líquido penetrante: a qualidade depende da combinação destas características.

Tipos de líquidos penetrantes

Os líquidos penetrantes são classificados quanto à visibilidade e quanto ao tipo de remoção de excesso.

Quanto à visibilidade podem ser:

· Fluorescentes (método A)
Constituídos por substâncias naturalmente fluorescentes, são ativados e processados para apresentarem alta fluorescência quando excitados por raios ultravioleta (luz negra).

· Visíveis coloridos (método B)
Esses penetrantes são geralmente de cor vermelha, para que as indicações produzam um bom contraste com o fundo branco do revelador.

Quanto ao tipo de remoção do excesso, podem ser:

· Laváveis em água
Os líquidos penetrantes deste tipo são elaborados de tal maneira que permitem a remoção do excesso com água; esta operação deve ser cuidadosa; se for demorada ou se for empregado jato de água, o líquido pode ser removido do interior das descontinuidades.

· Pós-emulsificáveis
Neste caso, os líquidos penetrantes são fabricados de maneira a serem insóluveis em água. A remoção do excesso é facilitada pela adição de um emulsificador, aplicado em separado. Este combina-se com o excesso de penetrante, formando uma mistura lavável com água.

· Removíveis por solventes
Estes tipos de líquidos penetrantes são fabricados de forma a permitir que o excesso seja removido com pano seco, papel-toalha ou qualquer outro material absorvente que não solte fiapo, até que reste uma pequena quantidade de líquido na superfície de ensaio; esta deve ser então removida com um solvente removedor apropriado.

A combinação destas cinco características gera seis opções diferentes para
sua utilização. Veja o quadro abaixo.
REMOÇÃO DE PENETRANTES
TIPO DE REMOÇÃO
METODO Água Pós-emulsificável Solventes
“A” A1 A2 A3
fluorescentes
“B” B1 B2 B3
visíveis coloridos

Quais deles devemos escolher?
Diante de tantos tipos de penetrantes, como saber qual o mais adequado?
Aí vão algumas dicas:

· Penetrante fluorescente lavável com água
Esse método é bom para detectar quase todos os tipos de defeitos, menos arranhaduras ou defeitos rasos. Pode ser utilizado em peças não uniformes e que tenham superfície rugosa; confere boa visibilidade. É um método simples e econômico.

· Penetrante fluorescente pós-emulsificável
É mais brilhante que os demais, tem grande sensibilidade para detectar defeitos muitos pequenos e/ou muito abertos e rasos. É um método muito produtivo, pois requer pouco tempo de penetração e é facilmente lavável, mas é mais caro que os outros.

· Penetrante visível (lavável por solvente, em água ou pós-emulsificável)
Estes métodos são práticos e portáteis, dispensam o uso de luz negra, mas têm menos sensibilidade para detectar defeitos muito finos; a visualização das indicações é limitada.

As características dos penetrantes sem dúvida nos ajudarão a escolher o método mais adequado para um determinado ensaio, porém o fator mais importante a ser considerado são os requisitos de qualidade que devem constar na especificação do produto.
É com base nestes requisitos que devemos escolher o método. Não se pode simplesmente estabelecer que todas as descontinuidades devem ser detectadas, pois poderíamos escolher um método mais caro que o necessário. Precisamos estar conscientes de que a peça deve estar livre de defeitos que interfiram na utilização do produto, ocasionando descontinuidades reprováveis.
Com base nesses aspectos, um método mais simples e barato pode ser também eficiente para realizar o ensaio.
Objetivo

Encontrar as descontinuidade existentes na peça através do ensaio por líquido penetrante.

Materiais Utilizados

 Removedor – Metal-Check R501 NF
 Líquido Penetrante – Visível – Metal-Check VP30
 Revelador

Procedimento

1. Realizar limpeza da peça. Se necessário lixar ou jatear a superfície;
2. Aplicar o removedor e esperar que a sujeira superficial se dissolva se dissolva e limpe com um pano embebido no removedor ou um papel absorvente limpo;
3. Seque a superfície e aguarde a total evaporação do removedor;
4. Aplique o penetrante sobre a superfície. O tempo mínimo de penetração é de 5 minutos. aumente o tempo se existir suspeitas de falhas finas;
5. Lave a peça com água corrente para remover o penetrante;
6. Aplicar uma camada fina e uniforme de revelador;
7. Aguardar 5 minutos ou mais. As trincas aparecerão em forma de marcas vermelhas.

Resultados

Apareceram manchas vermelhas onde haviam falhas

Conclusão

Como esperado, o líquido penetrante detectou as descontinuidades abertas na superfície da peça, manchando-as de vermelho; tornando, assim, fácil a observação e a análise.

Bibliografia

 ABENDE – Associação Brasileira De Ensaios Não Destrutivos
http://www.metalmat.ufrj.br/abende/oqueend.html

 Tele Curso 2000 – Cursos Profissionalizantes Ensaios de Materiais
http://www.futuro.usp.br/bibvirt/acervo/matdidat/tc2000/tecnico/ensaios/ensaios.html

Autoria: Edilson Amarante

O uso dos termos átomo-grama, molécula-grama, peso-fórmula, íons- grama, entre outros, é desaconselhado pela IUPAC desde 1971. Assim também a normalidade como unidade de concentração, que é fundamental no nº de equivalentes em massa de de soluto contidos em um litro de solução, vem sendo desaconselhada desde aquela data, devendo-se usar apenas a concentração em quantidade de matéria (mol/l).

Então por que estudar? A unidade normal e conseqüentemente o conceito de massas equivalentes, assim como o princípio da equivalência, são ainda largamente empregados em laboratórios industriais de análises químicas pela sua rápida e fácil aplicação, não sendo necessários conhecimentos sobre a estequiometria da reação envolvida.

Portanto, considerando a formação de técnicos que irão trabalhar essencialmente em laboratórios industriais, e que deverão estar par dos principais métodos de análises e unidades de concentração empregados, é que a unidade normal continua a ser ensinada.

Equivalente em Massa ou Massa Equivalente

Como o próprio nome já diz, corresponde a uma massa de uma substância que se combina invariavelmente, na mesma proporção, com outras substâncias.

O conceito de massas equivalentes deriva da lei das combinações químicas. O cálculo da massa equivalente de uma substância irá depender da substância ou da reação da qual ela participa.

Massa Equivalente de Elemento Químico

Corresponde à massa do elemento que se combina com 8 g de oxigênio.

Observação: O oxigênio é considerado o padrão das massas equivalentes por ser o elemento que se combina com quase todos os outros da tabela periódica.

Regra Prática: Massa equivalente de um elemento corresponde ao quociente entre a massa molar do elemento e a sua respectiva valência.

E =
M

v

Atenção:

Elementos que podem apresentar mais de uma valência terão mais de uma massa equivalente.

Massa-equivalente de substâncias simples (em suas formas alotrópicas normais) coincide com a massa-equivalente dos elementos correspondentes.

Massa Equivalente de Ácidos

Corresponde à massa de ácido capaz de liberal 1 mol de íons H+.

Observação: Na definição de massa-equivalente de ácidos e bases emprega-se o conceito de ácido e base de Arrehnius.

Regra Prática: Massa equivalente de um ácido corresponde ao quociente entre a massa molar do ácido e o número de hidrogênios ionizados.

E =
M

v

Atenção:

Hidrogênios “ionizáveis” são aqueles ligados a O ou halogênios (F, Cl, Br, I).

Ácidos polipróticos apresentam mais de um equivalente grama.

Massa Equivalente de Bases

Corresponde à massa de base capaz de liberal 1 mol de íons OH-.

Observação: Na definição de massa-equivalente de ácidos e bases emprega-se o conceito de ácido e base de Arrehnius.

Regra Prática: Massa equivalente de uma base corresponde ao quociente entre a massa molar da base e o número de hidroxilas dissociadas.

E =
M

v

Massa Equivalente de Sais Normais

Corresponde à massa do sal capaz de liberal 1 mol de carga positiva (cátion), ou 1 mol de carga negativa (ânion).

Regra Prática: Massa equivalente de um sal normal corresponde ao quociente entre a massa molar do sal e a valência total do cátion ou do ânion.

E =
M

v

Atenção:

A massa-equivalente de sais hidratados é calculado da mesma forma que um sal normal.

A massa-equivalente de óxidos também é calculado como se fosse um sal normal.

A massa-equivalente de sais ácidos, básicos ou duplos depende da reação em que o sal está participando. De maneira geral, teremos que massa-equivalente deste tipo de sal será calculado pelo quociente entre a massa molar do sal e a valência total dos radicais que reagiram (ou foram substituídas).