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
Elétrons nos Átomos
Incr
easi
ng e
nerg
y
n=1
n=2
n=3
n=4
1s2s
3s2p
3p
4s4p
3dEnergia
Elétrons nos Átomos
Elétrons: têm estados discretos de energia; tendem a ocupar o mais baixo estado de energia
Elétrons nos Átomos
• 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;
Elétrons nos Átomos
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;
Ligações Covalentes
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
Ligações Covalentes
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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