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Estrutura Atômica e Ligações InteratômicasEstrutura 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 direção à compreensão/explicação das propriedades dos materiais.

Revisão sobre estrutura atômica

Átomos = núcleo (prótons e nêutrons) + elétrons

Cargas: elétrons e prótons têm cargas negativa e positiva de mesma magnitude: 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 ser desprezada 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

Isótopos: várias formas de um mesmo elemento, que se diferenciam entre si 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 atômica do 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 uma

uma mol = 1 (uma/átomo ou molécula) = 1 (g/mol).

Revisão sobre estrutura atômica

Elétrons nos Átomos

orbital electrons: n = principal quantum number

n=3 2 1

Modelo 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 se mover para um nível próximo se ceder ou adquirir energia suficiente para isso.

Núcleo

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 principall - segundo número quânticoml - terceiro número quânticoms - quarto número quântico


Incr

easi

ng e

nerg

y

n=1

n=2

n=3

n=4

1s2s

3s2p

3p

4s4p

3dEnergia


Elétrons: têm estados discretos de energia; tendem a ocupar o mais baixo estado de energia


• Configurações estáveis

observada quando a camada mais externa, ou camada de valência, está completamente preenchida com elétrons;

tendem a ser não reativos.

Z Element Configuration

2 He 1s2

10 Ne 1s22s22p6

18 Ar 1s22s22p63s23p6

36 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6

os elétrons que ocupam a camada de valência são responsáveis pelas ligações interatômicas;


Estável

Eletronegativo Eletropositivo

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

inert

gase

s acc

ept

1e

acc

ept

2e

giv

e u

p 1e

giv

e u

p 2e

giv

e u

p 3e

F Li Be

Metal

Nonmetal

Intermediate

H

Na Cl

Br

I

At

O

S Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

K

Rb

Cs

Fr

Sc

Y

Se

Te

Po

A Tabela Periódica

Elementos eletropositivos Elementos eletronegativos

Colunas: valência similar

Metais são eletropositivos

He -

Ne -

Ar -

Kr -

Xe -

Rn -

F 4.0

Cl 3.0

Br 2.8

I 2.5

At 2.2

Li 1.0

Na 0.9

K 0.8

Rb 0.8

Cs 0.7

Fr 0.7

H 2.1

Be 1.5

Mg 1.2

Ca 1.0

Sr 1.0

Ba 0.9

Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

A Tabela Periódica

Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade

Valores grandes de eletronegatividade indicam tendência de seqüestrar elétrons.

Energias e Forças de Ligação

Estado de equilíbrio: FA+FR = 0

Energia total: EN = ER+EA

Energia de ligação: E0

r0 = distância interatômica

Energia de atração: EA = -A/r

Energia de repulsão: ER = B/rn

n 8

O que faz uma molécula ser diferente de outra?

Diamante

Grafite

Ligações Interatômicas

Ligações iônicas:

Na (metal) unstable

Cl (nonmetal) unstable

electron

+ - Coulombic Attraction

Na (cation) stable

Cl (anion) stable

Ocorre entre íons + e -

Requer transferência de elétrons

Requer grande diferença de eletronegatividade entre os elementos

Exemplo: NaCl

Ligações Iônicas

He -

Ne -

Ar -

Kr -

Xe -

Rn -

F 4.0

Cl 3.0

Br 2.8

I 2.5

At 2.2

Li 1.0

Na 0.9

K 0.8

Rb 0.8

Cs 0.7

Fr 0.7

H 2.1

Be 1.5

Mg 1.2

Ca 1.0

Sr 1.0

Ba 0.9

Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

CsCl

MgO

CaF2

NaCl

O 3.5

Cede elétrons Seqüestra elétrons

Ligações Iônicas

Ocorre predominantemente nas cerâmicas

Ligações Iônicas

Números de coordenação e geometrias

Ligações Covalentes

Configuração estável devido ao compartilhamento de elétrons de átomos vizinhos;

Átomos ligados convalentemente contribuem com ao menos um elétron, cada um, para a ligação;

Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos;


Ex: CH4

C: tem valência 4 e precisa de mais quatro elétrons;

H: tem valência 1 e precisa de mais um elétron;

Eletronegatividades são equivalentes

He -

Ne -

Ar -

Kr -

Xe -

Rn -

F 4.0

Cl 3.0

Br 2.8

I 2.5

At 2.2

Li 1.0

Na 0.9

K 0.8

Rb 0.8

Cs 0.7

Fr 0.7

H 2.1

Be 1.5

Mg 1.2

Ca 1.0

Sr 1.0

Ba 0.9

Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

SiC

C(diamond)

H2O

C 2.5

H2

Cl2

F2

Si 1.8

Ga 1.6

GaAs

Ge 1.8

O 2.0

colu

mn IVA

Sn 1.8Pb 1.8


Exemplos: Moléculas de metais e não metais; Moléculas com não metais; Sólidos elementares e compostos sólidos (IVA)

Ligações Metálicas

+ + +

+ + +

+ + +

Uma ligação metálica se forma quando átomos cedem seus elétrons de valência, que então formam um mar de elétrons. O núcleo dos átomos, positivamente carregados se ligam, por atração mútua, aos elétronscarregados negativamente.

Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no mar de elétrons podem se mover facilmente e transportar uma corrente.

Ligações Secundárias ou de Van Der Waals

Forças de Coulomb entre dipolos

Atração Repulsão

+ - secondary bonding + -

H Cl H Clsecondary bonding

A ligação de Van Der Waals é formada como resultado da polarização de moléculas ou grupos de átomos. Na água, os elétrons de oxigênio tendem a se concentrar distantes dos elétros de hidrogênio. A diferença de carga resultante permite que uma molécula de água se ligue fracamente a outras moléculas de água.

Ligações Secundárias ou de Van Der Waals

* Iônica * Covalente * Metálica

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