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PQI2110 QUÍMICA TECNOLÓGICA GERAL INTRODUÇÃO ÀS LIGAÇÕES QUÍMICAS.

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1 PQI2110 QUÍMICA TECNOLÓGICA GERAL INTRODUÇÃO ÀS LIGAÇÕES QUÍMICAS

2 Tabela Periódica

3 Introdução Sistemas no universo tendem a buscar a situação de maior estabilidade; Os átomos raramente são encontrados em forma isolada; A grande maioria dos átomos são encontrados sob forma combinada. Átomos isolados constituem-se em sua maioria entidades com alta energia

4 A busca por uma configuração estável – A regra do octeto. Como os átomos podem atingir este tipo de configuração: –Perdendo; –Recebendo; –Compartilhando. Normalmente apenas os elétrons mais externos se envolvem neste processo. Introdução A forma como os elementos atingem a configuração mais estável define o tipo de ligação.

5 Eletronegatividade na TP

6 Ligações químicas A eletronegatividade dos elementos químicos define o tipo de ligação que será formada. Tipos de ligação: –Iônicas; –Covalentes; –Metálicas. Poucas ligações são 100% iônicas, covalentes ou metálicas

7 Transições entre ligações F2F2 IF 7 SF 6 PF 5 SiF 4 AlF 3 MgF 2 CsF I2I2 ClFOF 2 NF 3 CCl 4 BF 3 BeF 2 Na 2 O S Te As Sn Ag Li Na 3 N Na 3 P Na 3 As Na 3 Sb Na 3 Bi Metálicas CovalentesIônicas

8 Tipos de arranjos formados nas ligações Moléculas: –Quantidade de átomos definida; –Geometria definida; –Ligações covalentes. Cristais: –Principalmente ligações metálicas e iônicas; –Formam arranjos tridimensionais; –Cristais covalentes.

9 Os elétrons em torno do núcleo O modelo de Bohr (1913) Prêmio Nobel de Física em 1922

10 Os elétrons em torno do núcleo Aplicou a quantização à teoria atômica – explica porque os elétrons só absorvem determinados comprimentos de onda. De acordo com a teoria de Bohr o átomo só emitirá ou absorverá energia quando o elétron passar de uma órbita para outra. A órbita do elétron em torno do núcleo é circular.

11 Refinamentos na teoria de Bohr O espectro de emissão de átomos não são compostos por linhas isoladas – cada linha é composta por várias linhas muito próximas. Números quânticos introduzidos para explicar os espectros: –Principal (n) – 1, 2, 3,... –Secundário ou azimutal (l) – 0, 1,..., (n-1) –Magnético (m) - -l,..., 0,..., +l –Spin (m s ) - + ½

12 Orbitais atômicos LUZ – tem natureza dual – partícula e onda. De Broglie (1924) – propôs que todas as partículas (inclusive os elétrons) deveriam ter natureza dual – provado pela difração. Princípio da incerteza (HEISENBERG) – não é possível determinar com certeza a velocidade e a posição de uma partícula, se ela se comporta como uma onda. h = 6,6262 x J.s (PLANCK) p x > h/4 Incerteza na velocidade de um elétron situado dentro de um diâmetro típico de um átomo (200 pm) - ± 150 km/s

13 Orbitais atômicos Cálculos do modelo de Bohr exigem uma determinação precisa de posição e velocidade do elétron. Aplicações dos princípios da mecânica ondulatória para definir a estrutura eletrônica dos átomos e a forma dos orbitais ocupados pelos elétrons. Equação de Schrödinger (função de onda aplicada ao movimento dos elétrons) – descreve o orbital. Probabilidade de encontrar um elétron em algum ponto do espaço (densidade de probabilidade): Se quisermos ter a certeza completa de onde estará um elétron teríamos que desenhar um orbital do tamanho do universo!!!

14 Região do espaço onde o elétron passa 95% de seu tempo. Região definida por uma função de onda matemática – solução da equação de Schrödinger. Cada orbital atômico definido por três números quânticos: –n – 1, 2, 3,... (principal – tamanho) –l – 0, 1, 2,..., (n-1) (secundário – forma) –m - -l,..., 0,..., +l (magnético – orientação) Orbitais atômicos Cada orbital atômico pode ser definido inequivocamente pelos três números quânticos

15 Orbitais atômicos e as camadas eletrônicas nlmSímbolo 1001s 2002s 21-1, 0, +12p 3003s 31-1, 0, +13p 32 -2, -1, 0, +1, +2 3d 4004s 41-1, 0, +14p 42 -2, -1, 0, +1, +2 4d 43 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 4f

16 Regiões de densidades de probabilidade em função da distância do núcleo: 95% Os orbitais s - Simetria esférica – densidade de probabilidade varia apenas com r. - Tamanho da esfera e nº de máximos da distribuição aumentam com n. - Probabilidade de encontrar os elétrons é igual em todas as direções. - Número quântico secundário (l) é igual a zero (m = 0) – apenas 1 orbital.

17 Os orbitais 2p Regiões de densidades de probabilidade em função da distância do núcleo: 95% - Solução da equação de Schrödinger ( ) depende da distância e da orientação do orbital no espaço (x, y, z) – três orbitais (l = 1; m = -1, 0, 1); - Duas regiões distintas e simétricas com mesma densidade de probabilidade de encontrar o elétron – têm simetria de rotação em torno do eixo que passa pelo núcleo.

18 Regiões de probabilidade definidas pela resolução da equação de Schrödinger (95%) Os orbitais 3p

19 Regiões de probabilidade definidas pela resolução da equação de Schrödinger (95%) Os orbitais 3d x2-y2 x-y x-z y-z z2 - 5 orbitais (l = 2; m = -2, -1, 0, 1, 2). - Solução da equação de Schrödinger depende da distância radial e de duas direções no espaço.

20 Alguns aspectos importantes A energia do elétron no orbital atômico não varia com sua localização. A energia do elétron (soma das energias cinética e potencial) é constante, o que pode variar é a contribuição de cada uma delas para o total, segundo o posicionamento do elétron em relação ao núcleo. Cada orbital atômico pode conter no máximo dois elétrons. Princípio de exclusão de Pauli – não existem elétrons com os quatro números quânticos iguais. Regra de Hund para distribuição eletrônica. A seqüência dos níveis energéticos.

21 Distribuição espacial dos átomos: CRISTAIS Estruturas tridimensionais organizadas. Compostos metálicos e iônicos: –Metálicos – todos os átomos são iguais; –Iônicos – composto por cátions e ânions. As unidades mínimas se repetem indefinidamente nas três direções do espaço. As dimensões de um cristal podem variar de alguns nanômetros a vários centímetros. Cristais covalentes.

22 Cristais Número de coordenação: –Depende do arranjo cristalino assumido pelos átomos. –Depende de fatores geométricos. Admitimos que os átomos ou íons são esferas rígidas. Estruturas cristalinas mais comuns.

23 CCC Número de coordenação – 8. Número de átomos por célula unitária – 2. Fator de empacotamento (FE) – (volume dos átomos na célula/volume da célula) = 0,68. Cálculo da densidade – (massa dos átomos da célula unitária/volume da célula unitária) Cr, W, Mo, Fe( ), Nb, V.

24 Construção do retículo CCC

25 CFC Número de coordenação – 12. Número de átomos por célula unitária – 4. Fator de empacotamento – 0,74 (mais compacto que o CCC). Cálculo da densidade - Al, Ni, Cu, Ag, Au Pt, Fe( ).

26 Construção do retículo CFC

27 HC Número de coordenação. Número de átomos por célula unitária – 2 (porém o prisma hexagonal da Figura, mais fácil de visualizar espacialmente possui 6 átomos). Fator de empacotamento – 0,74 (tão compacto quanto o CFC) Cálculo da densidade. Be, Mg, Zn e Co.

28 Construção do retículo HC

29 Diferenciando o CFC do HC CFCHC

30 Diferenciando o CFC do HC Empilhamento de planos cristalinos ABC-ABCAB-AB

31 Vazios em estruturas cristalinas Importante para compostos iônicos – são os locais onde irão se acomodar os íons menores (geralmente os cátions)

32 Cristais covalentes DiamanteGrafite Sílica


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