O documento discute as principais ligações interatômicas: iônica, covalente e metálica. Também aborda a estrutura atômica, a tabela periódica e ligações secundárias. A compreensão das ligações interatômicas é fundamental para explicar as propriedades dos materiais.

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 direção
à compreensão/explicação das propriedades dos materiais.

2. 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

3. Revisão sobre estrutura atômica
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).

4. Elétrons nos Átomos
orbital electrons:
n = principal
quantum number
n=3 2 1
Núcleo
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.

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. Elétrons nos Átomos
Elétrons:
 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. 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 1s22s 22p6
18 Ar 1s2 2s22p63s23p6
36 Kr 1s2 2s22p63s23p63d10 4s24p6
 os elétrons que ocupam a camada de valência são responsáveis pelas
ligações interatômicas;

8. Elétrons nos Átomos
Estável
Eletronegativo Eletropositivo

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. 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 seqüestrar
elétrons.

11. 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

12. O que faz uma molécula ser diferente de outra?
Diamante
Grafite

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. Ligações Iônicas

15. Ligações Iônicas
Ocorre predominantemente nas cerâmicas
NaCl
MgO
H He
2.1 CaF2 -
Li Be O F Ne
1.0 1.5 CsCl 3.5 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
Cede elétrons Seqüestra elétrons

16. Ligações Iônicas
Números de coordenação e geometrias

17. 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;

18. 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

19. Ligações Covalentes
Exemplos:
 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. 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 elétrons
carregados negativamente. + + +
+ + +
+ + +
Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no mar de
elétrons podem se mover facilmente e transportar uma corrente.

21. Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
Atração Repulsão
secondary
+ - bonding
+ -
secondary
H Cl bonding H Cl
Forças de Coulomb entre dipolos
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.

22. Ligações Secundárias ou de Van Der Waals

23. * Iônica * Covalente * Metálica