1.
Autor: Prof. Dr. Carlos Alberto R. Brito Júnior
São Luís – MA/Brasil
2015

2.
Agenda
1. Introdução
2. Conceitos fundamentais
3. Ligações Atômicas nos Sólidos
4. Moléculas

3.
Grafite ou Grafita:
Cinza escuro
baixa dureza, macio
ponto de fusão: 3550 °C
 conduz corrente elétrica
 Mal condutor de calor
Diamante:
Incolor
Elevada dureza
ponto de fusão: Indeterminado
 não conduz corrente elétrica
 Bom condutor de calor

4.
Grafite ou Grafita:
-Anéis hexagonais no mesmo plano;
-Duplas ligações conjugadas
Diamante:
- Cada átomo de carbono está
ligado a outros quatro;
- Arranjo tetraédrico.

5.
Entender como as propriedades físicas e químicas dos materiais
estão associadas aos mecanismos de ligações químicas;
Identificar as ligações químicas em diferentes materiais;

6.
A estrutura eletrônica dos átomos determina a natureza
das ligações químicas e define algumas das propriedades
dos materiais.

7.
Átomo
Núcleo
Elétrons (-)
Nêutrons
Prótons (+)
Ordem de magnitude
de 1,602 X 10-19 C

8.
Massa dos Prótons ~ Massa dos Nêutrons = 1,67 X 10-27 kg
Massa de elétrons = 9,11 X 10-31 Kg
Um elemento químico se diferencia de outro pelo número de
prótons ou número atômico (Z)
Se o átomo estiver eletricamente neutro ou completo:
Z = número de elétrons
Massa atômica (A) de um átomo específico:
A = massa de prótons + massa dos nêutrons

9.
Para um mesmo elemento químico:
-Sempre temos o mesmo número de prótons;
- O número de nêutrons (N) pode variar. Quando isso
acontece o mesmo elemento apresenta diferentes massas
atômicas (isótopos).
Para elementos químicos distintos:
- Isóbaros: elementos com o mesmo número de massa (A) e
diferentes números atômicos (Z);
- Isótonos: diferentes Z, diferentes A e mesmo número de
nêutrons.

10.
Modelo Atômico de Bohr:
- Físico Dinamarquês Niels
Bohr – Prêmio Nobel em 1922
- 07 camadas (ou níveis) de
energia;
-Cada camada possui um
número máximo de elétrons;
- Salto quântico.

11.
Modelo Atômico de Bohr Vs. Mecânica Quântica
-Bohr considera o átomo como partícula. Na mecânica quântica o
átomo assume o principio da dualidade onda-partícula.
- No modelo de Bohr as camadas (K, L, M, N, O, P, Q) são orbitas.
Na mecânica quântica são níveis de energia (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).
O primeiro número quântico chamado “Principal” representa o nível
de energia do elétron, definido por sua distância média do núcleo.
O segundo número quântico chamado de “Momento Angular ou
Azimutal” correspondem aos subníveis (s, p, d, f) e define a forma
dos orbitais dos elétrons.

12.
Elementos eletropositivos -
Cedem elétrons de valência
Elementos eletronegativos -
Recebem elétrons de valência;
Maior tendência dos átomos
em aceitar elétrons se suas
camadas mais externas
estiverem quase preenchidas.

13.
Interação atômica hipotética:
Dois átomos isolados separados infinitamente.
Interações entre eles desprezíveis.
À medida que se aproximam:
Cada átomo irá exercer sobre o outro forças
atrativas FA e forças repulsivas FR.
Magnitude da Força = f(distância interatômica)
Força Líquida (força total) entre os átomos:
FL = FA + FR
Na+
Cl-
Na+ Cl-

14.
A energia também é função da separação interatômica.
Matematicamente, energia e força estão relacionadas como:

15.
Relação da força em função da separação interatômica para átomos
ligados tanto fracamente como fortemente.
Maior inclinação da curva – material rígido
Menor inclinação da curva – material flexível
E = módulo de elasticidade

16.
A magnitude da Energia de Ligação e a forma a curva
de Energia em função da separação interatômica variam
de material para material;
A energia de ligação está diretamente relacionada com
o ponto de fusão do material;
Os materiais que possuem grandes energias de ligação,
em geral, possuem temperatura de fusão elevadas.

17.
O ponto em que a força de ligação é zero corresponde
ao ponto de mínima energia;
Valores típicos para a energia de ligação são entre 600
e 1500 kJ/mol;
Os átomos estão constantemente vibrando ao redor da
posição de equilíbrio;
A distância interatômica de equilíbrio, ao, só é bem
definida quando a temperatura é 0 K (-273,15 °C).

18.
Três tipos de ligações químicas são encontradas nos
sólidos:
 Ligação iônica
 Ligação Covalente
 Ligação Metálica

19.
 Van Der Waals:
Ligações de Dipolo Induzido (Forças de London)
Ligações de Dipolo Permanente (Pontes de Hidrogênio)

20.
São sempre encontradas em compostos formados por
metais e não metais, situados horizontalmente na tabela
periódica;
Os átomos metálicos cedem facilmente os elétrons de
valência aos elementos não metálicos;

21.
Adquirem configuração estável semelhante aos gases
inertes e consequentemente os átomos passam a ser
íons (ganham carga elétrica);
As forças de ligação atrativa são de Coulomb; íons
positivos e negativos se atraem.

22.
Para dois átomos isolados a Energia atrativa Ea é uma
função da distância interatômica de acordo com a
relação:

23.
A ligação iônica é não direcional (atração eletroestática
estende-se igualmente em todas as direções);
Materiais muito duros. Alto ponto de fusão e ebulição;
Compostos iônicos conduzem corrente quando a
substância se encontra fundida ou dissolvida. No estado
sólido conduzem somente quando apresentam defeitos.
Reações de compostos iônicos são geralmente rápidas,
pois basta a colisão entre as espécies.
Quando solúveis, serão dissolvidos preferencialmente
em solventes polares (água, ácidos minerais).
Os grupo IA, IIA, VIA e VIIA são fortemente iônicos;
outros compostos inorgânicos são parcialmente iônico-
covalente (SiO2).

24.
1) Calcule a força de atração entre um íon K+ e um íon
O2- cujo centros encontram-se separados por uma
distância de 1,5 nm.
Adote:
e = 1,6 X 10 -19 C
e0 = 8,85 X 10 -12 F/m

25.
2) Para um par iônico K+ - Cl- , as energias atrativa e repulsiva, EA e
ER, dependem da distância entre os íons r, de acordo com as
expressões:
As energias estão expressas em elétrons volt (eV) por par K+ - Cl- e
r representa a distância entre íons em nanômetros.
(a) Superponha em um único gráfico EL, EA e ER em função de r até
uma distância de 01 nm.
(b) Com base neste gráfico determine o espaçamento r0 entre os
íons K+ e Cl- em condições de equilíbrio e, a magnitude E0 entre
os dois íons.