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Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas Revisão sobre estrutura atômica Ligação atômica em sólidos Tabela periódica Ligações interatômicas primárias.

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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 Coulombs. Nêutrons são eletricamente neutros. Massas: prótons e nêutrons têm a mesma massa: 1.67 x kg. A massa de um elétron é muito menor, 9.11x 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 Isótopos: várias formas de um mesmo elemento, que se diferenciam entre si pelo número de nêutrons presentes em seu núcleo ( 12 C, 13 C, etc); Peso atômico: média das massas atômicas dos isótopos do átomo; Unidade de massa atômica (uma): 1 uma = 1/12 da massa atômica do 12 C; Mol: 6,023 x átomos ou moléculas equivale a um mol de substância. Este valor corresponde ao número de Avogadro (N av ); Nav = 1 g/ 1 uma uma mol = 1 (uma/átomo ou molécula) = 1 (g/mol). Revisão sobre estrutura atômica

4 Elétrons nos Átomos 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

5 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 m l - terceiro número quântico m s - quarto número quântico Elétrons nos Átomos

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

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

8 Elétrons nos Átomos Estável Eletronegativo Eletropositivo

9 A Tabela Periódica Elementos eletropositivos Elementos eletronegativos Colunas: valência similar Metais são eletropositivos

10 A Tabela Periódica Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade Valores grandes de eletronegatividade indicam tendência de seqüestrar elétrons.

11 Energias e Forças de Ligação Estado de equilíbrio: F A +F R = 0 Energia total: E N = E R +E A Energia de ligação: E 0 r 0 = distância interatômica Energia de atração: E A = -A/r Energia de repulsão: E R = B/r n 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

14 Ligações Iônicas

15 Cede elétronsSeqüestra elétrons Ligações Iônicas Ocorre predominantemente nas cerâmicas

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: CH 4 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)

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 Forças de Coulomb entre dipolos AtraçãoRepulsão 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


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