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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.
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
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).
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.
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
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
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;
Elétrons nos Átomos



                 Estável




Eletronegativo                                   Eletropositivo
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
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.
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:
       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
Ligações Iônicas
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
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
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
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.
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.
Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
* Iônica   * Covalente   * Metálica

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  • 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
  • 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