Aula 07 estados da materia - sólidos, líquidos e gases - 16.03

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  • olá professor Nelson. sou professor de química e gostei muito de seu material ' estados da matéria'. gostaria de saber se posso utilizá-lo em minhas aulas com as devidas referências é claro.

    obrigado
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Aula 07 estados da materia - sólidos, líquidos e gases - 16.03

  1. 1. Química Geral e Experimental 2º. Sem./2011 Engenharias© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  2. 2. Forças Intermoleculares Ligação de hidrogênio© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  3. 3. Forças Intermoleculares Ligação de hidrogênio - + - + - + - +© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  4. 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. 5. Forças Intermoleculares Ligação de hidrogênio© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  6. 6. Forças Intermoleculares© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  7. 7. Forças Intermoleculares© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  8. 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. 9. Algumas Propriedades dos Líquidos Viscosidade© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  10. 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. 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. 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. 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. 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. 15. Outros estados físicos da matéria Adição de energia sólido líquido gás plasma© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  16. 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. 17. Outros estados físicos da matéria Liberação de energia ? sólido líquido gás© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  18. 18. ... e tem mais ?© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  19. 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. 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. 21. Mudanças de Fase© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  22. 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. 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. 24. Mudanças de Fase© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  25. 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. 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. 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. 28. Mudanças de Fase Temperatura e pressão críticas© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  29. 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. 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. 31. Pressão de VaporExplicando 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. 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. 33. Pressão de Vapor Volatilidade, pressão de vapor e temperatura© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  34. 34. Pressão de Vapor 1 atm© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  35. 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. 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. 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. 38. Diagrama de Fases© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  39. 39. Diagrama de Fases© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  40. 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. 41. Diagrama de Fases Diagramas de fases de H2O e CO2© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  42. 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 0,0098C e a 4,58 mmHg. – O ponto de fusão (congelamento) é 0C. – O ponto de ebulição normal é 100C. – O ponto crítico é 374C e 218 atm.© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  43. 43. Diagrama de Fases Diagramas de fases de H2O e CO2• Dióxido de carbono: – O ponto triplo ocorre a -56,4C e a 5,11 atm. – O ponto de sublimação normal é -78,5C. (A 1 atm, o CO2 sublima, ele não funde.) – O ponto crítico ocorre a 31,1C e a 73 atm.© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  44. 44. Diagrama de Fases Extração por fluído supercrítico• A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  45. 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
  46. 46. Cristais Líquidos O que são os Cristais Líquidos?• O Cristal Líquido é um estado da matéria intermediárioentre o estado sólido e o líquido: um estado mesomórfico (doGrego mesos morphe: entre dois estados).• O cristal líquido também pode ser definido como sendo umlíquido orientacionalmente ordenado ou um sólidoposicionalmente desordenado‘.© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  47. 47. Cristais Líquidos O que são os Cristais Líquidos?© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  48. 48. 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
  49. 49. 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
  50. 50. Sólidos Estrutura O que são cristais ?• Um cristal é um sólido formado por arranjos internos deátomos e moléculas regularmente repetidas, e é distinguidopelas suas faces externas planas. Como podemos provar isso ?• Através da técnica chamada ...• Difração de Raio X• Como ondas revelam a estrutura atômicade cristais?© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  51. 51. Sólidos Estrutura Conhecendo a Difração de Raio X© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  52. 52. 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
  53. 53. Sólidos Estrutura© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  54. 54. Sólidos Estrutura• A Difratometria de raio X éuma das principais técnica decaracterizaçãomicroestrutural de matériascristalinos• engenharia e ciências dosmateriais• engenharias metalúrgicas,química e de minas• geociências© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  55. 55. 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
  56. 56. Estruturas dos sólidos Célula unitária© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  57. 57. 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
  58. 58. Estruturas dos sólidos Células unitárias© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  59. 59. Estruturas dos sólidos Células unitárias© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  60. 60. Estruturas dos sólidos Células unitárias© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  61. 61. 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
  62. 62. Estruturas dos sólidos A estrutura cristalina do cloreto de sódio© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  63. 63. Estruturas dos sólidos A estrutura cristalina do cloreto de sódio© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  64. 64. 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
  65. 65. 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
  66. 66. 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
  67. 67. Estruturas dos sólidos Empacotamento denso de esferas© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  68. 68. 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
  69. 69. 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
  70. 70. Ligação nos sólidos© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  71. 71. 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
  72. 72. 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
  73. 73. Ligação nos sólidos Sólidos covalentes© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  74. 74. Ligação nos sólidos Sólidos covalentes Fulereno Nanotubos© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  75. 75. 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
  76. 76. 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
  77. 77. Ligação nos sólidos Sólidos iônicos© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  78. 78. 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
  79. 79. 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
  80. 80. 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
  81. 81. 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
  82. 82. Ligação nos sólidos© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  83. 83. Onde Estudar a Aula de HojeNos Livros• BRADY, James E. HUMISTON, Gerard E. Química Geral - Vol.1. LTC,2006. – Cap. 4 – Ligação Química Conceitos Gerais e Cap. 5 – LigaçãoCovalente 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 MateriaisNa Internet• O Estado Gasoso – Aula Virtual (UFSC)•http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page1.html© Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  84. 84. 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
  85. 85. 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
  86. 86. 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
  87. 87. 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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