Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas

Apresentação em tema: "Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas"— Transcrição da apresentação:

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, 9.11x10-31 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 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 têm estados discretos de energia;
Elétrons nos Átomos Elétrons: têm estados discretos de energia; tendem a ocupar o mais baixo estado de energia Ene r g i a

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 Colunas: valência similar
A Tabela Periódica Colunas: valência similar Elementos eletronegativos Elementos eletropositivos 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: 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

14 Ligações Iônicas

15 Ocorre predominantemente nas cerâmicas
Ligações Iônicas Ocorre predominantemente nas cerâmicas Cede elétrons Seqüestra elétrons

16 Números de coordenação e geometrias
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)

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 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