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Aula 07 estados da materia - sólidos, líquidos e gases - 16.03
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1.
Química Geral e
Experimental 2º. Sem./2011 Engenharias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
2.
Forças Intermoleculares
Ligação de hidrogênio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
3.
Forças Intermoleculares
Ligação de hidrogênio - + - + - + - + © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
4.
Forças Intermoleculares
Ligação de hidrogênio • As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: – Flutuação do gelo • Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos; • Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos. • O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a ligação H. • Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água. • Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å. • O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å. • O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto. • Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
5.
Forças Intermoleculares
Ligação de hidrogênio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
6.
Forças Intermoleculares © Prof.
Nelson Virgilio Aula 06
7.
Forças Intermoleculares © Prof.
Nelson Virgilio Aula 06
8.
Algumas Propriedades dos
Líquidos Viscosidade • Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir. • Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras. • Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a viscosidade. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
9.
Algumas Propriedades dos
Líquidos Viscosidade © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
10.
Algumas Propriedades dos
Líquidos Tensão superficial forças de adesão Tensão superficial • As moléculas volumosas (no líquido) são igualmente atraídas pelas suas vizinhas. forças de coesão © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
11.
Algumas Propriedades dos
Líquidos Tensão superficial • As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no sentido das moléculas volumosas. – Conseqüentemente, as moléculas da superfície estão mais densamente empacotadas do que as moléculas volumosas. • A tensão superficial é a energia necessária para aumentar a área superficial de um líquido. • As forças de coesão ligam as moléculas entre si. • As forças de adesão ligam as moléculas a uma superfície. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
12.
Algumas Propriedades dos
Líquidos forças adesão > forças coesão forças coesão > forças adesão Menisco da água comparando com o menisco do mercúrio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
13.
Algumas Propriedades dos
Líquidos Tensão superficial • Menisco é a forma da superfície do líquido. – Quando as forças de adesão entre o líquido e a superfície (vidro) são mais fortes do que as forças de coesão do líquido, a superfície do líquido é atraída para a superfície do recipiente. Portanto, o menisco tem formato de U (ex.: água em um copo). – Quando as forças de coesão são maiores do que as forças de adesão, o menisco é curvo para baixo (ex.: Hg). • Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é colocado em água, o menisco puxa a água para o topo do tubo. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
14.
Mudanças de Fase
O que é que determina o estado físico da matéria? ... é a proximidade das partículas que a constitui. Essa característica obedece a fatores como: Força de Atração: as moléculas se aproximem umas das outras. Força de Repulsão: as moléculas se afastem umas das outras. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
15.
Outros estados físicos
da matéria Adição de energia sólido líquido gás plasma © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
16.
PLASMA - 4º.
estado físico da matéria • Composição das estrelas e do Cosmo • Raios • Aurora Boreal • Lâmpadas fluorescentes • TV Plasma o plasma se caracteriza pela presença de íons superaquecidos que constituem o chamado gás ionizado, uma forma diferente do estado gasoso © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
17.
Outros estados físicos
da matéria Liberação de energia ? sólido líquido gás © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
18.
... e tem
mais ? © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
19.
Mudanças de Fase
SUBLIMAÇÃO FUSÃO VAPORIZAÇÃO CONGELAMENTO CONDENSAÇÃO SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO LIQUEFAÇÃO DEPOSIÇÃO A vaporização, pode ocorrer: • sem bolhas – Evaporação (temp. amb.) • com bolhas – Ebulição (fervura) © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
20.
Mudanças de Fase
PROCESSO CALOR ABSORVIDO FUSÃO 80 cal/g VAPORIZAÇÃO 600 cal/g SUBLIMAÇÃO 680 cal/g Energia do Sistema VAPORIZAÇÃO CONDENSAÇÃO SUBLIMAÇÃO DEPOSIÇÃO FUSÃO CONGELAMENTO PROCESSO CALOR LIBERADO CONDENSAÇÃO 600 cal/g CONGELAMENTO 80 cal/g DEPOSIÇÃO 680 cal/g © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
21.
Mudanças de Fase ©
Prof. Nelson Virgilio Aula 06
22.
Mudanças de Fase
Variações de energia acompanhado as mudanças de fase • Processos com Absorção de Calor • Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica). • Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica). • Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica). • Processos com Liberação de Calor • Deposição: Hdep < 0 (exotérmica). • Condensação: Hcond < 0 (exotérmica). • Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica). © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
23.
Mudanças de Fase
Variações de energia acompanhando as mudanças de fase • Geralmente o calor de fusão (entalpia de fusão) é menor do que o calor de vaporização : – mais energia é gasta para separar completamente as moléculas do que para separá-las parcialmente. PROCESSO CALOR ABSORVIDO FUSÃO 80 cal/g VAPORIZAÇÃO 600 cal/g SUBLIMAÇÃO 680 cal/g © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
24.
Mudanças de Fase ©
Prof. Nelson Virgilio Aula 06
25.
Mudanças de Fase
Curvas de aquecimento • O gráfico de variação da temperatura versus calor fornecido é uma curva de aquecimento. • Durante a mudança de fase, a adição de calor não provoca nenhuma variação na temperatura. – Esses pontos são usados para calcular o Hfus e o Hvap. • Super-resfriamento: ocorre quando um líquido é resfriado abaixo de seu ponto de fusão e ele permanece como um líquido. • Atingido através da manutenção da temperatura baixa e do aumento da energia cinética para a quebra das forças intermoleculares. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
26.
Curva de aquecimento
(Simulação) No aquecimento ou no resfriamento de substâncias puras, a temperatura permanece constante enquanto a mudança de estado físico estiver ocorrendo © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
27.
Mudanças de Fase
Temperatura e pressão críticas • Existe uma diferença entre vapor e gás ? • O gás é um estado da matérial onde seus constituintes se encontram muito afastado (baixa interação) • Como uma substância gasosa pode passar para o estado líquido? • Abaixando a “T” ou aumentando a “P” • Dados experimentais demonstram que para cada substância existe uma Temperatura Crítica acima da qual ela só pode retornar ao estado líquido com o abaixamento da “T” (a “P” não atua) • Temperatura crítica: a temperatura mínima para liquefação de um gás utilizando pressão. • Pressão crítica: a pressão necessária para a liquefação. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
28.
Mudanças de Fase
Temperatura e pressão críticas © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
29.
Pressão de Vapor
Explicando a pressão de vapor no nível molecular • Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia suficiente para escaparem da atração do líquido volumoso. • Essas moléculas se movimentam na fase gasosa. • À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa, algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao líquido. • Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de vapor. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
30.
Pressão de Vapor
Explicando a pressão de vapor no nível molecular • (a) supondo que não existem moléculas na fase gasosa – P=0 © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
31.
Pressão de Vapor Explicando
a pressão de vapor no nível molecular • Equilíbrio termodinâmico: o ponto em que tantas moléculas escapam da superfície quanto as que atingem. • A pressão de vapor é a pressão exercida quando o líquido e o vapor estão em equilíbrio dinâmico. Volatilidade, pressão de vapor e temperatura • Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora. • As substâncias voláteis evaporam rapidamente. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
32.
Pressão de Vapor
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura • Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética média, mais rapidamente o líquido evaporará. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
33.
Pressão de Vapor
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
34.
Pressão de Vapor
1 atm © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
35.
Pressão de Vapor
Pressão de vapor e ponto de ebulição • Os líquidos entram em ebulição quando a pressão externa se iguala à pressão de vapor. • A temperatura do ponto de ebulição aumenta à medida que a pressão aumenta. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
36.
Pressão de Vapor
Pressão de vapor e ponto de ebulição • Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a temperatura ou diminuir a pressão. – As panelas de pressão operam a alta pressão. A alta pressão o ponto de ebulição da água é mais alto do que a 1 atm. Conseqüentemente, há uma temperatura mais alta em que a comida é cozida, reduzindo o tempo necessário de cozimento. • O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1 atm). © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
37.
Diagrama de Fases •
Diagrama de fases: gráfico da pressão versus temperatura resumindo todos os equilíbrios entre as fases. • Dada uma temperatura e uma pressão, os diagramas de fases nos dizem qual fase existirá. • Qualquer combinação de temperatura e pressão que não esteja em uma curva representa uma fase única. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
38.
Diagrama de Fases ©
Prof. Nelson Virgilio Aula 06
39.
Diagrama de Fases ©
Prof. Nelson Virgilio Aula 06
40.
Diagrama de Fases •
Características de um diagrama de fases: – (A) Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três fases estão em equilíbrio. – (B) Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás. – (C) Ponto de equilíbrio sólido-gás – (D) Ponto de equilíbrio sólido-líquido – Curva de pressão-vapor: geralmente, à medida que a pressão aumenta, a temperatura aumenta. – Curva de ponto de fusão: à medida que a pressão aumenta, a fase sólida é favorecida, se o sólido é mais denso do que o líquido. – Ponto de fusão normal: ponto de fusão a 1 atm. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
41.
Diagrama de Fases
Diagramas de fases de H2O e CO2 © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
42.
Diagrama de Fases
Diagramas de fases de H2O e CO2 • Água: – A curva do ponto de fusão inclina para a esquerda porque o gelo é menos denso do que a água. – O ponto triplo ocorre a 0,0098C e a 4,58 mmHg. – O ponto de fusão (congelamento) é 0C. – O ponto de ebulição normal é 100C. – O ponto crítico é 374C e 218 atm. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
43.
Diagrama de Fases
Diagramas de fases de H2O e CO2 • Dióxido de carbono: – O ponto triplo ocorre a -56,4C e a 5,11 atm. – O ponto de sublimação normal é -78,5C. (A 1 atm, o CO2 sublima, ele não funde.) – O ponto crítico ocorre a 31,1C e a 73 atm. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
44.
Diagrama de Fases
Extração por fluído supercrítico • A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
45.
Diagrama de Fases
Extração por fluído supercrítico • A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C • O material a ser processado é colocado no extrator. O material que se deseja extrair dissolve-se no CO2 supercrítico a alta “P”; a seguir é precipitado no separador quando a pressão de CO2 for reduzida. O CO2 é reciclado por compressor com uma quantidade fresca de material no extrator © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Cristais Líquidos
O que são os Cristais Líquidos? • O Cristal Líquido é um estado da matéria intermediário entre o estado sólido e o líquido: um estado mesomórfico (do Grego mesos morphe: entre dois estados). • O cristal líquido também pode ser definido como sendo um líquido 'orientacionalmente ordenado' ou um sólido 'posicionalmente desordenado‘. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Cristais Líquidos
O que são os Cristais Líquidos? © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura O que é um sólido ? • Parece óbvio áte uma criança tem uma boa explicação • Mas para um químico, temos que olhar para sua estrutura atômica, então … • “Um sólido é uma substância que apresenta suas partículas constituintes dispostas num arranjo regularmente ordenado” © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura Seria correto afirmar que os sólidos apresentam volumes e formas definidas ? • Será ?! • E a dilatação térmica ? • Sob o efeito da Pressão o que acontece ? © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura O que são cristais ? • Um cristal é um sólido formado por arranjos internos de átomos e moléculas regularmente repetidas, e é distinguido pelas suas faces externas planas. Como podemos provar isso ? • Através da técnica chamada ... • Difração de Raio X • Como ondas revelam a estrutura atômica de cristais? © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura Conhecendo a Difração de Raio X © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura Conhecendo a Difração de Raio X • Como ondas revelam a estrutura atômica de cristais? Difração Desvio do nφ = 2d de Raio X Raio X senθ É baseado num conceito muito simples ... Qualquer radiação eletromagnética pode sofrer desvio de sua Max von Laue trajetória, basta passar por uma barreira “grade de 1879 - 1960 difração”. Entendeu ? A “grade de difração” é uma série de objetos (lentes ou átomos) colocados de uma maneira regular a uma distância aproximadamente © Prof. Nelson Virgilio igual ao comprimento de onda da radiação Aula 06
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Sólidos
Estrutura © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura • A Difratometria de raio X é uma das principais técnica de caracterização microestrutural de matérias cristalinos • engenharia e ciências dos materiais • engenharias metalúrgicas, química e de minas • geociências © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Sólidos
Estrutura Células unitárias • Sólido cristalino: arranjo definido e bem ordenado de moléculas, átomos ou íons. • Os cristais têm uma estrutura ordenada, que se repete. • A menor unidade que se repete em um cristal é uma célula unitária. • A célula unitária é a menor unidade com toda a simetria de um cristal inteiro. • Uma pilha tridimensional de células unitárias é a rede cristalina. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Célula unitária © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Células unitárias • Três tipos comuns de células unitárias. – Cúbica primitiva, átomos nas extremidades de um cubo simples, • cada átomo é compartilhado por oito células unitárias. – Cúbica de corpo centrado (ccc), átomos nos vértices de um cubo mais um no centro do corpo do cubo. • Os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e o átomo central está completamente incluso em uma célula unitária. – Cúbica de face centrada (cfc), átomos nas extremidades de um cubo mais um átomo no centro de cada face do cubo. • os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e os átomos das faces são compartilhados por duas células unitárias. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Células unitárias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Células unitárias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Células unitárias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio • Duas maneiras equivalentes de definir a célula unitária: – os íons de Cl- (maiores) estão nas extremidades da célula, ou – os íons de Na+ (menores) estão nas extremidades da célula. • A proporção cátion-ânion em uma célula unitária é a mesma para o cristal. No NaCl, cada célula unitária contém o mesmo número de íons de Na+ e de Cl-. • Observe que a célula unitária para o CaCl2 precisa de duas vezes mais íons Cl- do que íons Ca2+. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas • Os sólidos têm forças intermoleculares máximas. • As moléculas podem ser modeladas por esferas. • Os átomos e íons são esferas. • Os cristais moleculares são formados através de empacotamento denso de moléculas. • Racionalizamos a força intermolecular máxima em um cristal através do empacotamento denso de esferas. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas • Quando as esferas são empacotadas da maneira mais densa possível, há pequenos espaços entre as esferas adjacentes. • Os espaços são denominados orifícios intersticiais. • Um cristal é formado pela superposição de camadas de esferas densamente empacotadas. • Existe apenas uma posição para a segunda camada de esferas. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas • Existem duas opções para a terceira camada de esferas: – A terceira camada fica eclipsada com a primeira (arranjo ABAB). Esse é chamado de empacotamento denso hexagonal (edh). – A terceira camada está em uma posição diferente em relação à primeira (arranjo ABCABC). Esse é chamado de empacotamento denso cúbico (edc). © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas • Cada esfera é cercada por 12 outras esferas (6 em um plano, 3 acima e 3 abaixo). • Número de coordenação: é o número de esferas que cerca diretamente uma esfera central. • Os empacotamentos densos hexagonal e cúbico são diferentes das células unitárias cúbicas. • Se são utilizadas esferas de tamanhos diferentes, as esferas menores são colocadas em orifícios intersticiais. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos •
Existem quatro tipos de sólidos: – Moleculares (formados a partir de átomos ou moléculas) – normalmente macios, com pontos de ebulição baixos e condutividade ruim. – Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, com pontos de fusão muito altos e condutividade ruim. – Iônicos (formados de íons) – duros, quebradiços, com pontos de ebulição altos e condutividade ruim. – Metálicos (formados a partir de átomos de metais) – macios ou duros, pontos de ebulição altos, boa condutividade, maleáveis e dúcteis. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos ©
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Ligação nos sólidos
Sólidos moleculares • Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e ligações de H. • Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de fusão. • Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam sólidos moleculares em baixa temperatura. • O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas não são esferas regulares). © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos covalentes • Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e ligações de H. • Átomos mantidos unidos em redes grandes. • Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO2), silicone carbide (SiC) e nitrito de boro (BN). • No diamante: – Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4; cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional de átomos. – O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 C). © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos covalentes © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos covalentes Fulereno Nanotubos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos covalentes • No grafite – cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano; – camadas de anéis interconectados são sobrepostas; – a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42 Å versus 1,395 Å no benzeno); – a distância entre as camadas é grande (3,41 Å); – Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom condutor). © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos iônicos • Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de atração. • Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos iônicos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos iônicos • A estrutura do NaCl • Cada íon tem um número de coordenação igual a 6. • Rede cúbica de face centrada. • A proporção cátion-ânion é 1:1. • Exemplos: LiF, KCl, AgCl e CaO. • A estrutura do CsCl • O Cs+ tem um número de coordenação igual a 8. • Diferente da estrutura do NaCl (o Cs+ é maior que o Na+). • A proporção cátion-ânion é 1:1. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos iônicos • Estrutura da blenda de zinco • Exemplo típico é o ZnS. • Os íons de S2- adotam um arranjo cfc. • Os íons de Zn2+ têm um número de coordenação igual a 4. • Os íons de S2- são colocados em um tetraedro em volta dos íons de Zn2+. • Exemplo: CuCl. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos iônicos • Estrutura da fluorita • Exemplo típico CaF2. • Os íons de Ca2+ tem um arranjo cfc. • Há duas vezes mais íons de F- do que de Ca2+ em cada célula unitária. • Exemplos: BaCl2, PbF2. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos
Sólidos metálicos • Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em edh, cfc ou ccc. • O número de coordenação para cada átomo é 8 ou 12. • Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e não há elétrons suficientes para ligações covalentes. • Solução: os núcleos de metal flutuam em um mar de elétrons. • Os metais conduzem porque os elétrons estão deslocalizados e são volúveis. © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Ligação nos sólidos ©
Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Onde Estudar a
Aula de Hoje Nos Livros • BRADY, James E. HUMISTON, Gerard E. Química Geral - Vol.1. LTC, 2006. – Cap. 4 – Ligação Química Conceitos Gerais e Cap. 5 – Ligação Covalente e Estrutura Molecular • RUSSELL, John B., Química Geral – Vol.1. MAKRON Books, 2ª. Edição – Cap. 4 – Gases, Cap. 9 – Sólidos e Cap.10 – Líquidos e Mudanças de Estado • Q.Geral Ap. a Eng. – Cap.8 – Moléculas e Materiais Na Internet • O Estado Gasoso – Aula Virtual (UFSC) •http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page1.html © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Na Próxima Aula
Veremos ... Química Geral e Exp • Aula Prática – 3º.Experimento - ? •Aula 14 - Estados da Matéria - Sólidos, Líquidos e Gases (continuação) © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Conteúdo da Apresentação
• Conteúdo baseado no Livro Texto • Click na imagem para visitar o site do livro • BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 11 – Forças Intermoleculares Líquidos e Sólidos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Referências - Animações
• Slide 10 – animação da molécula da água e formação das ligações de hidrogênio - http://www.johnkyrk.com/ • Slide 30 – Simulação da curva de aquecimento da água – LAPEQ – Laboratório de Pesquisa e Ensino de Química e Tecnologias Educativas – FEUSP - http://quimica.fe.usp.br/ • Slide 40 – Animação – Diagrama de Fases – Recursos visuais do Livro Texto – Química A Ciência Central, disponível no link: http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/ • Slides 56 e 57 – Animações - A difração de raios X por um cristal de acordo com a teoria de W. L. Bragg (Cap. 04 Fig. 4.1) e Fotos de dois aparelhos de difratometria de raios X: um produzido em 1922 (a) e outro (b) em 2005. - http://www.cienciadosmateriais.org/ © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
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Contato
Prof. Nelson Virgilio Engenheiro Químico – UFBA Esp. Processos Petroquímicos e Eng. Química (Bolonha-Itália) nelsonvcf@hotmail.com © Prof. Nelson Virgilio Aula 06 •87
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