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Química Geral e
     Experimental

      2º. Sem./2011
       Engenharias




© Prof. Nelson Virgilio   Aula 06
Forças Intermoleculares
                            Ligação de hidrogênio




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Forças Intermoleculares
                            Ligação de hidrogênio
                   -       +
                                             -     +




                     -      +             -      +



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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.
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Forças Intermoleculares
                           Ligação de hidrogênio




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Forças Intermoleculares




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Forças Intermoleculares




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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.




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Algumas Propriedades dos
                            Líquidos
                           Viscosidade




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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

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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.

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Algumas Propriedades dos
                            Líquidos

      forças adesão >
         forças coesão                                       forças coesão >
                                                                forças adesão




                          Menisco da água comparando com o
                                menisco do mercúrio
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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.

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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.
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Outros estados físicos da matéria


                           Adição de energia




         sólido           líquido         gás   plasma




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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

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Outros estados físicos da matéria

                          Liberação de energia




              ?            sólido        líquido    gás




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... e tem mais ?




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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)

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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

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Mudanças de Fase




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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).

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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



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Mudanças de Fase




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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.

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Curva de aquecimento (Simulação)




                                                  No aquecimento
                                                         ou no
                                                  resfriamento de
                                                     substâncias
                                                       puras, a
                                                    temperatura
                                                     permanece
                                                      constante
                                                     enquanto a
                                                    mudança de
                                                    estado físico
                                                        estiver
                                                      ocorrendo



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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.
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Mudanças de Fase

                  Temperatura e pressão críticas




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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.


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Pressão de Vapor
        Explicando a pressão de vapor no nível
                       molecular
  • (a) supondo que não existem
    moléculas na fase gasosa – P=0




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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.



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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.




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Pressão de Vapor

     Volatilidade, pressão de vapor e temperatura




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Pressão de Vapor



                                             1 atm




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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.




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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).




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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.




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Diagrama de Fases




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Diagrama de Fases




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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.
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Diagrama de Fases

                Diagramas de fases de H2O e CO2




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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.




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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.




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Diagrama de Fases

                  Extração por fluído supercrítico
• A solubilidade do naftaleno em CO2 supercrítico a 45o C




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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

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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‘.




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Cristais Líquidos

                  O que são os Cristais Líquidos?




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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”



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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 ?




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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?
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Sólidos
                          Estrutura
                Conhecendo a Difração de Raio X




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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
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                             igual ao comprimento de onda da radiação          Aula 06
Sólidos
                          Estrutura




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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

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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.



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Estruturas dos sólidos
                              Célula unitária




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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.

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Estruturas dos sólidos
                             Células unitárias




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Estruturas dos sólidos
                             Células unitárias




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Estruturas dos sólidos
                             Células unitárias




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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+.


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Estruturas dos sólidos
         A estrutura cristalina do cloreto de sódio




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Estruturas dos sólidos
         A estrutura cristalina do cloreto de sódio




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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.




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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.




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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).




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Estruturas dos sólidos

               Empacotamento denso de esferas




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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.



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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.

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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).



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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).
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Ligação nos sólidos
                          Sólidos covalentes




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Ligação nos sólidos
                          Sólidos covalentes




                      Fulereno          Nanotubos
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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).



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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.




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Ligação nos sólidos
                            Sólidos iônicos




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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.

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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.




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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.




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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.




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Ligação nos sólidos




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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


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Na Próxima Aula Veremos ...

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                   • Aula Prática – 3º.Experimento - ?

               •Aula 14 - Estados da Matéria - Sólidos,
                          Líquidos e Gases (continuação)




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Conteúdo da Apresentação

                                   • Conteúdo baseado no
                                        Livro Texto


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  • BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) –
  Pearson – Cap. 11 – Forças Intermoleculares Líquidos e Sólidos

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

  • 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 0,0098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. 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. 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
  • 46. 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
  • 47. Cristais Líquidos O que são os Cristais Líquidos? © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. 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. 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
  • 51. Sólidos Estrutura Conhecendo a Difração de Raio X © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. Sólidos Estrutura © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 54. 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
  • 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. Estruturas dos sólidos Célula unitária © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. Estruturas dos sólidos Células unitárias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 59. Estruturas dos sólidos Células unitárias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 60. Estruturas dos sólidos Células unitárias © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. Estruturas dos sólidos A estrutura cristalina do cloreto de sódio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 63. Estruturas dos sólidos A estrutura cristalina do cloreto de sódio © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. 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. 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. Estruturas dos sólidos Empacotamento denso de esferas © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. 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. Ligação nos sólidos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. 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. Ligação nos sólidos Sólidos covalentes © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 74. Ligação nos sólidos Sólidos covalentes Fulereno Nanotubos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. 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. Ligação nos sólidos Sólidos iônicos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 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. 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. 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. 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. Ligação nos sólidos © Prof. Nelson Virgilio Aula 06
  • 83. 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
  • 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. 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. 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. Contato Prof. Nelson Virgilio Engenheiro Químico – UFBA Esp. Processos Petroquímicos e Eng. Química (Bolonha-Itália) nelsonvcf@hotmail.com © Prof. Nelson Virgilio Aula 06 •87