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  1. 1. Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas• Revisão sobre estrutura atômica• Ligação atômica em sólidos• Tabela periódica• Ligações interatômicas primárias Iônica Covalente Metálica• Ligações secundárias (forças de Van Der Waals)• Moléculas e sólidos moleculares Entender as ligações interatômicas é o primeiro passo em direçãoà compreensão/explicação das propriedades dos materiais.
  2. 2. Revisão sobre estrutura atômica Átomos = núcleo (prótons e nêutrons) + elétronsCargas: elétrons e prótons têm cargas negativa e positiva de mesmamagnitude: 1,6 x 10-19 Coulombs.Nêutrons são eletricamente neutros.Massas: prótons e nêutrons têm a mesma massa: 1.67 x 10-27 kg.A massa de um elétron é muito menor, 9.11x10-31 kg e pode serdesprezada no cálculo de massas atômicas. Massa atômica (A) = massa de prótons + massa de elétrons # prótons fornecem a identificação química do elemento # número de prótons = número atômico do elemento (Z) # nêutrons define o número do isótopo do elemento
  3. 3. Revisão sobre estrutura atômicaIsótopos: várias formas de um mesmo elemento, que se diferenciam entresi pelo número de nêutrons presentes em seu núcleo (12C, 13C, etc);Peso atômico: média das massas atômicas dos isótopos do átomo;Unidade de massa atômica (uma): 1 uma = 1/12 da massa atômicado 12C;Mol: 6,023 x 1023 átomos ou moléculas equivale a um mol de substância.Este valor corresponde ao número de Avogadro (Nav); Nav = 1 g/ 1 umauma mol = 1 (uma/átomo ou molécula) = 1 (g/mol).
  4. 4. Elétrons nos Átomos orbital electrons: n = principal quantum number n=3 2 1 NúcleoModelo Atômico de Bohr: elétrons revoluem em torno do núcleo do átomo; a posição de qualquer elétron é bem definida em termos de sua orbital; um elétron pode se mover de um nível para outro, mas ele só deve semover para um nível próximo se ceder ou adquirir energia suficiente paraisso.
  5. 5. Elétrons nos Átomos Modelo da Mecânico-Ondulatório:  elétron exibe características tanto de onda quanto de partícula; criada a idéia de sub-orbitais para cada nível primário de energia;  Dois elétrons por sub-orbital; Princípio de exclusão de Pauli: um elétron pode ser caracterizado por 4 números quânticos: n - número quântico principal l - segundo número quântico ml - terceiro número quântico ms - quarto número quântico
  6. 6. Elétrons nos ÁtomosElétrons: têm estados discretos de energia; tendem a ocupar o mais baixo estado de energia Increasing energy E 4p n=4 3d n 4s e n=3 3p r 3s g i n=2 2p 2s a n=1 1s
  7. 7. Elétrons nos Átomos• Configurações estáveis observada quando a camada mais externa, ou camada de valência, estácompletamente preenchida com elétrons; tendem a ser não reativos. Z Element Configuration 2 He 1s2 10 Ne 1s22s 22p6 18 Ar 1s2 2s22p63s23p6 36 Kr 1s2 2s22p63s23p63d10 4s24p6 os elétrons que ocupam a camada de valência são responsáveis pelasligações interatômicas;
  8. 8. Elétrons nos Átomos EstávelEletronegativo Eletropositivo
  9. 9. A Tabela Periódica inert gases give up 1e Colunas: valência similar give up 2e accept 1e accept 2e give up 3e Metal Nonmetal H He Li Be Intermediate Ne O F Na Mg S Cl Ar K Ca Sc Se Br Kr Rb Sr Y Te I Xe Cs Ba Po At Rn Fr Ra Elementos eletropositivos Elementos eletronegativos Metais são eletropositivos
  10. 10. A Tabela Periódica H He 2.1 - Li Be F Ne 1.0 1.5 4.0 - Na Mg Cl Ar 0.9 1.2 3.0 - K Ca Ti Cr Fe Ni Zn As Br Kr 0.8 1.0 1.5 1.6 1.8 1.8 1.8 2.0 2.8 - Rb Sr I Xe 0.8 1.0 2.5 - Cs Ba At Rn 0.7 0.9 2.2 - Fr Ra 0.7 0.9 Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade Valores grandes de eletronegatividade indicam tendência de seqüestrarelétrons.
  11. 11. Energias e Forças de LigaçãoEstado de equilíbrio: FA+FR = 0Energia total: EN = ER+EAEnergia de ligação: E0r0 = distância interatômicaEnergia de atração: EA = -A/rEnergia de repulsão: ER = B/rnn≈8
  12. 12. O que faz uma molécula ser diferente de outra?Diamante Grafite
  13. 13. Ligações Interatômicas Ligações iônicas:  Ocorre entre íons + e -  Requer transferência de elétrons  Requer grande diferença de eletronegatividade entre os elementos  Exemplo: NaCl Na (metal) Cl (nonmetal) unstable unstable electron Na (cation) + - Cl (anion) stable Coulombic stable Attraction
  14. 14. Ligações Iônicas
  15. 15. Ligações Iônicas Ocorre predominantemente nas cerâmicas NaCl MgO H He2.1 CaF2 - Li Be O F Ne1.0 1.5 CsCl 3.5 4.0 -Na Mg Cl Ar0.9 1.2 3.0 - K Ca Ti Cr Fe Ni Zn As Br Kr0.8 1.0 1.5 1.6 1.8 1.8 1.8 2.0 2.8 -Rb Sr I Xe0.8 1.0 2.5 -Cs Ba At Rn0.7 0.9 2.2 -Fr Ra0.7 0.9 Cede elétrons Seqüestra elétrons
  16. 16. Ligações IônicasNúmeros de coordenação e geometrias
  17. 17. Ligações Covalentes Configuração estável devido ao compartilhamento de elétrons de átomosvizinhos; Átomos ligados convalentemente contribuem com ao menos um elétron,cada um, para a ligação; Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos;
  18. 18. Ligações CovalentesEx: CH4C: tem valência 4 e precisa de mais quatro elétrons;H: tem valência 1 e precisa de mais um elétron;Eletronegatividades são equivalentes
  19. 19. Ligações CovalentesExemplos: Moléculas de metais e não metais; Moléculas com não metais; Sólidos elementares e compostos sólidos (IVA) H2O column IVA H2 F2 C(diamond) H He 2.1 SiC - Cl2 Li Be C O F Ne 1.0 1.5 2.5 2.0 4.0 - Na Mg Si Cl Ar 0.9 1.2 1.8 3.0 - K Ca Ti Cr Fe Ni Zn Ga Ge As Br Kr 0.8 1.0 1.5 1.6 1.8 1.8 1.8 1.6 1.8 2.0 2.8 - Rb Sr Sn I Xe 0.8 1.0 1.8 2.5 - Cs Ba Pb At Rn 0.7 0.9 1.8 2.2 - Fr Ra 0.7 0.9 GaAs
  20. 20. Ligações MetálicasUma ligação metálica se forma quando átomos cedem seus elétrons devalência, que então formam um mar de elétrons. O núcleo dos átomos,positivamente carregados se ligam, poratração mútua, aos elétronscarregados negativamente. + + + + + + + + +Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no mar deelétrons podem se mover facilmente e transportar uma corrente.
  21. 21. Ligações Secundárias ou de Van Der Waals Atração Repulsão secondary + - bonding + - secondary H Cl bonding H ClForças de Coulomb entre dipolosA ligação de Van Der Waals é formada como resultado da polarização demoléculas ou grupos de átomos. Na água, os elétrons de oxigênio tendem ase concentrar distantes dos elétros de hidrogênio. A diferença de cargaresultante permite que uma molécula de água se ligue fracamente a outrasmoléculas de água.
  22. 22. Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
  23. 23. * Iônica * Covalente * Metálica

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