Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas Prof. Wesdney Melo.

Apresentação em tema: "Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas Prof. Wesdney Melo."— Transcrição da apresentação:

1 Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas Prof. Wesdney Melo

2 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.

3 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.

4 Revisão sobre estrutura atômica 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

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6 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 10 23 átomos ou moléculas equivale a um mol de substância. Este valor corresponde ao número de Avogadro (N av ); Nav = 6,023 x 10 23 átomos ou moléculas uma mol = 1 (uma/átomo ou molécula) = 1 (g/mol). Revisão sobre estrutura atômica

7 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

8 Modelo da Mecânico-Ondulatório: elétron exibe características tanto de onda quanto de partícula; criada a idéia de subcamadas para cada nível primário de energia; O número de estados energéticos depende da subcamada; 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

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

11 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;

12 Elétrons nos Átomos Estável Eletronegativo Eletropositivo

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

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

16 Energias e Forças de Ligação

17 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 Energias e Forças de Ligação

18 Questões 1ª

19 2ª Onde A = 4,6.10 -28

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

21 Ligações Interatômicas  Ligações iônicas: Ocorre entre íons + e - Requer transferência de elétrons Requer grande diferença de eletronegatividade entre os elementos Exemplo: NaCl

22 Ligações Iônicas

23 Cede elétronsSeqüestra elétrons Ligações Iônicas Ocorre predominantemente nas cerâmicas

24 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;

25 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

26 Ligações Covalentes Exemplos: Moléculas de metais e não metais; Moléculas com não metais; Sólidos elementares e compostos sólidos (IVA)

27 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.

28 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.

29 Ligações Secundárias ou de Van Der Waals

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