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Estrutura Atômica e Ligações InteratômicasEstrutura Atômica e Ligações Interatômicas
• Revisão sobre estrutura atômica
• Ligação atômica em sólidos
• Tabela periódica
• Ligações interatômicas primárias
Iônica
Covalente
Metálica
• Ligações secundárias (forças de Van Der Waals)
• Moléculas e sólidos moleculares
Entender as ligações interatômicas é o primeiro passo em direção à compreensão/explicação das propriedades dos materiais.
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Revisão sobre estrutura atômica
Átomos = núcleo (prótons e nêutrons) + elétrons
Cargas: elétrons e prótons têm cargas negativa e positiva de mesma magnitude: 1,6 x 10-19 Coulombs.
Nêutrons são eletricamente neutros.
Massas: prótons e nêutrons têm a mesma massa: 1.67 x 10-27 kg.
A massa de um elétron é muito menor, 9.11x10-31 kg e pode ser desprezada no cálculo de massas atômicas.
Massa atômica (A) = massa de prótons + massa de elétrons
# prótons fornecem a identificação química do elemento# número de prótons = número atômico do elemento (Z)# nêutrons define o número do isótopo do elemento
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Isótopos: várias formas de um mesmo elemento, que se diferenciam entre si pelo número de nêutrons presentes em seu núcleo (12C, 13C, etc);
Peso atômico: média das massas atômicas dos isótopos do átomo;
Unidade de massa atômica (uma): 1 uma = 1/12 da massa atômica do 12C;
Mol: 6,023 x 1023 átomos ou moléculas equivale a um mol de substância.Este valor corresponde ao número de Avogadro (Nav);
Nav = 1 g/ 1 uma
uma mol = 1 (uma/átomo ou molécula) = 1 (g/mol).
Revisão sobre estrutura atômica
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Elétrons nos Átomos
orbital electrons: n = principal quantum number
n=3 2 1
Modelo Atômico de Bohr:
elétrons revoluem em torno do núcleo do átomo;
a posição de qualquer elétron é bem definida em termos de sua orbital;
um elétron pode se mover de um nível para outro, mas ele só deve se mover para um nível próximo se ceder ou adquirir energia suficiente para isso.
Núcleo
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Modelo da Mecânico-Ondulatório: elétron exibe características tanto de onda quanto de partícula; criada a idéia de sub-orbitais para cada nível primário de energia; Dois elétrons por sub-orbital;
Princípio de exclusão de Pauli: um elétron pode ser caracterizado por 4 números quânticos:
n - número quântico principall - segundo número quânticoml - terceiro número quânticoms - quarto número quântico
Elétrons nos Átomos
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Inc
rea
sin
g e
ne
rgy
n=1
n=2
n=3
n=4
1s2s
3s2p
3p
4s4p
3dEnergia
Elétrons nos Átomos
Elétrons: têm estados discretos de energia; tendem a ocupar o mais baixo estado de energia
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Elétrons nos Átomos
• Configurações estáveis
observada quando a camada mais externa, ou camada de valência, está completamente preenchida com elétrons;
tendem a ser não reativos.
Z Element Configuration
2 He 1s2
10 Ne 1s22s22p6
18 Ar 1s22s22p63s23p6
36 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
os elétrons que ocupam a camada de valência são responsáveis pelas ligações interatômicas;
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Elétrons nos Átomos
Estável
Eletronegativo Eletropositivo
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He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
ine
rt g
ase
s a
cc
ep
t 1
e a
cc
ep
t 2
e
giv
e u
p 1
e
giv
e u
p 2
e
giv
e u
p 3
e
F Li Be
Metal
Nonmetal
Intermediate
H
Na Cl
Br
I
At
O
S Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
K
Rb
Cs
Fr
Sc
Y
Se
Te
Po
A Tabela Periódica
Elementos eletropositivos Elementos eletronegativos
Colunas: valência similar
Metais são eletropositivos
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He -
Ne -
Ar -
Kr -
Xe -
Rn -
F 4.0
Cl 3.0
Br 2.8
I 2.5
At 2.2
Li 1.0
Na 0.9
K 0.8
Rb 0.8
Cs 0.7
Fr 0.7
H 2.1
Be 1.5
Mg 1.2
Ca 1.0
Sr 1.0
Ba 0.9
Ra 0.9
Ti 1.5
Cr 1.6
Fe 1.8
Ni 1.8
Zn 1.8
As 2.0
A Tabela Periódica
Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade
Valores grandes de eletronegatividade indicam tendência de seqüestrar elétrons.
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Energias e Forças de Ligação
Estado de equilíbrio: FA+FR = 0
Energia total: EN = ER+EA
Energia de ligação: E0
r0 = distância interatômica
Energia de atração: EA = -A/r
Energia de repulsão: ER = B/rn
n ≈ 8
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O que faz uma molécula ser diferente de outra?
Diamante
Grafite
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Ligações Interatômicas
Ligações iônicas:
Na (metal) unstable
Cl (nonmetal) unstable
electron
+ - Coulombic Attraction
Na (cation) stable
Cl (anion) stable
Ocorre entre íons + e -
Requer transferência de elétrons
Requer grande diferença de eletronegatividade entre os elementos
Exemplo: NaCl
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Ligações Iônicas
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He -
Ne -
Ar -
Kr -
Xe -
Rn -
F 4.0
Cl 3.0
Br 2.8
I 2.5
At 2.2
Li 1.0
Na 0.9
K 0.8
Rb 0.8
Cs 0.7
Fr 0.7
H 2.1
Be 1.5
Mg 1.2
Ca 1.0
Sr 1.0
Ba 0.9
Ra 0.9
Ti 1.5
Cr 1.6
Fe 1.8
Ni 1.8
Zn 1.8
As 2.0
CsCl
MgO
CaF2
NaCl
O 3.5
Cede elétrons Seqüestra elétrons
Ligações Iônicas
Ocorre predominantemente nas cerâmicas
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Ligações Iônicas
Números de coordenação e geometrias
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Ligações Covalentes
Configuração estável devido ao compartilhamento de elétrons de átomos vizinhos;
Átomos ligados convalentemente contribuem com ao menos um elétron, cada um, para a ligação;
Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos;
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Ligações Covalentes
Ex: CH4
C: tem valência 4 e precisa de mais quatro elétrons;
H: tem valência 1 e precisa de mais um elétron;
Eletronegatividades são equivalentes
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He -
Ne -
Ar -
Kr -
Xe -
Rn -
F 4.0
Cl 3.0
Br 2.8
I 2.5
At 2.2
Li 1.0
Na 0.9
K 0.8
Rb 0.8
Cs 0.7
Fr 0.7
H 2.1
Be 1.5
Mg 1.2
Ca 1.0
Sr 1.0
Ba 0.9
Ra 0.9
Ti 1.5
Cr 1.6
Fe 1.8
Ni 1.8
Zn 1.8
As 2.0
SiC
C(diamond)
H2O
C 2.5
H2
Cl2
F2
Si 1.8
Ga 1.6
GaAs
Ge 1.8
O 2.0
co
lum
n IV
A
Sn 1.8Pb 1.8
Ligações Covalentes
Exemplos: Moléculas de metais e não metais; Moléculas com não metais; Sólidos elementares e compostos sólidos (IVA)
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Ligações Metálicas
+ + +
+ + +
+ + +
Uma ligação metálica se forma quando átomos cedem seus elétrons de valência, que então formam um mar de elétrons. O núcleo dos átomos, positivamente carregados se ligam, por atração mútua, aos elétronscarregados negativamente.
Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no mar de elétrons podem se mover facilmente e transportar uma corrente.
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Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
Forças de Coulomb entre dipolos
Atração Repulsão
+ - secondary bonding + -
H Cl H Clsecondary bonding
A ligação de Van Der Waals é formada como resultado da polarização de moléculas ou grupos de átomos. Na água, os elétrons de oxigênio tendem a se concentrar distantes dos elétros de hidrogênio. A diferença de carga resultante permite que uma molécula de água se ligue fracamente a outras moléculas de água.
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Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
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* Iônica * Covalente * Metálica