O Mundo Quântico

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O mundo Quântico
(Atomística)
Estudar :Atkins & Jones. Princípios de Química . (cap 1 e 2)
ESTRUTURA ATÔMICA
INTRODUÇÃO
CONCEITOS ELEMENTARES
ESTRUTURA DOS ÁTOMOS
A ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
RESUMO DAS LIGAÇÕES
EXERCÍCIOS
INTRODUÇÃO
Para entender os fenômenos que determinam as propriedades nos materiais a
partir da MICROESTRUTURA, deve-se primeiramente entender a ESTRUTURA
ATÔMICA (e ESTRUTURA CRISTALINA) dos materiais porque estas definem 
algumas de suas principais propriedades;
ESTRUTURA
PROPRIEDADES
CIÊNCIA DOS MATERIAIS
ESTRUTURA ATÔMICA
ESTRUTURA CRISTALINA
MICROESTRUTURA
Ordem de grandeza da estrutura atômica  10-15 a 10-10 m
A estrutura eletrônica dos átomos determina a natureza das ligações atômicas e define algumas propriedades dos materiais
Propriedades:
físicas, ópticas, elétricas e térmicas
 Por que os elementos não se decompõem formando novos elementos?
 Por que as substâncias se decompõem formando novas substâncias?
 Por que o número de elementos é pequeno comparado ao número de substâncias? 
Questões Elementares
Surgimento de 			Dalton
		Thompson
TEORIAS:	Rutherford
		Bohr
		Princípio da incerteza de Heisenberg
Modelos Atômicos
 Teoria atômica de Dalton entre 1803-1808:
	- átomo;
	- igual em todas as suas propriedades;
	- átomos de elementos possuem propriedades físicas e 			químicas diferentes;
	- substância formada pela combinação de dois ou mais átomos
			Cada átomo guarda sua identidade química.
Teoria atômica de Thomson 1887:
 - átomo de Dalton não explicava fenômenos 
 elétricos (raios catódicos = e-);
 - modelo do “pudim de passas”: uma esfera
 positiva com e- na superfície;
 - Eugene Goldstein supôs o próton destruindo
 a teoria de Thomson. 
 Teoria atômica de Rutherford 1911:
 Para saber o conteúdo de um caixote pode-se atirar nele, se a bala passar ele está vazio, ou tem um material pouco consistente.
 Partículas alfa contra uma fina lâmina de ouro(0,0001 cm - dez mil átomos) a grande maioria das partículas atravessava a lâmina ou parte ricocheteava.
Modelos Atômicos
 Teoria atômica de Rutherford 1911: 		MODELO PLANETÁRIO
- o átomo não é maciço, mais espaços vazios;
- região central - núcleo - cargas positivas;
- eletrosfera - elétrons (1836 vezes mais leve);
- a relação entre partículas que passam e a as
que ricocheteiam: tamanho do átomo cerca 
de 10 mil vezes maior que o tamanho do núcleo.
Modelos Atômicos
 Teoria atômica de Bohr 1911: 	MODELO RUTHERFORD-BOHR
	
Não explicava os espectros atômicos.
	
- os elétrons circundam orbitalmente
- cada nível tem um valor determinado
de energia (não é possível permanecer 
entre os níveis);
- excitação do elétron: passa de um
nívelpara o outro;
- volta emitindo energia
	NOVIDADE DA TEORIA: 
quantização da energia dos elétrons
Modelos Atômicos
 Teoria atômica de Bohr 1913: 	MODELO RUTHERFORD-BOHR
O átomo de Bohr mostrando os elétrons em orbitas circulares ao redor do núcleo. Os orbitais apresentam energia quantizada. Ocorre transmissão de energia do átomo quando um elétron pula de um orbital mais afastado do núcleo, para um mais próximo.
Modelos Atômicos
CONCEITOS MODERNOS
ÁTOMOS 	NÚCLEOS 	 		PRÓTON 	
						NEUTRON 	
		ELETROSFERA 			ELÉTRON
CONCEITUAR:
		UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
		NÚMERO ATÔMICO (Z)
		MASSA ATÔMICA
		NÚMERO DE AVOGADRO (NA)
		ISÓTOPOS
				Átomo 	- núcleo		neutrons
							prótons
					- eletrosfera	 elétrons
				mantida pela atração eletrostática
	
					carga			massa
			e-		-1,60 x 10-19C		9,11 x 10-28g
			próton		+1,60 x 10-19C		1,67 x 10-24g
			neutron			-		1,67 x 10-24g
ESTRUTURA ATÔMICA
2-3 ESTRUTURA ATÔMICA
	
 Elétrons (e-):	- componente do átomo com carga negativa 				de 1,6 x 10-19C;
			- apresentam-se em órbitas;
			- podem ser e- de valência, se na última camada;
			- podem gerar cátions ou ânions.
	Os e- mais afastados do núcleo determinam:
- propriedades químicas;
- natureza das ligações interatômicas;
- controlam tamanho do átomo, condutividade elétrica;
- influencia nas características óticas.
ONDE AS PROPRIEDADES COMEÇAM A SER DEFINIDAS
ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
 Números quânticos
2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.1 Números quânticos
Exemplo da distribuição eletrônica do átomo de sódio, de número atômico 11, observa-se os elétrons nas camadas quânticas K, L e M.
ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
Números quânticos
ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
Linus Pauling
Distribuição eletrônica de átomos neutros
1s2
Nível 
de
energia
Subnível
Número máximo de elétrons
Princípio de exclusão de Linus Pauling:
apenas 2 e- podem ter os mesmos nos quânticos orbitais e estes não são idênticos pois tem spins contrários
ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
Valência
 A camada de valência é a camada mais afastada do núcleo.
Está relacionada com a capacidade de um átomo em se combinar quimicamente com outros elementos (perder ganhar ou compartilhar e- )
Exemplo:
	Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2			Valência 2
	Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1		Valência 3
	Ge: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 	Valência 4
 Propriedades Químicas
As propriedades químicas e físicas de um elemento estão relacionado ao número de prótons do núcleo e ao número de elétrons na última camada;
Través da configuração eletrônica utilizando o princípio da exclusão de Pauling, é possível descobrir qual é o número de elétrons da camada de valência de um átomo, e prever suas propriedades químicas;
Entretanto, antes da formulação do modelo atômico nuclear, o químico russo Mendeleev, em 1869, descobriu que se os átomos fossem arranjados na ordem crescente de massas atômicas haveria o estabelecimento de colunas com elementos químicos de propriedades semelhantes;
 Periodicidade das Propriedades dos Átomos
As observações de Mendellev deram origem a uma das mais reconhecidas ferramentas da química. A Tabela Periódica pode ser usada para previsão de um grande números de propriedades dos materiais e muitas das quais são cruciais para a compreensão da química.
Modernamente a Tabela Periódica está fragmentada em blocos e períodos:
- Os Blocos são nomeados segundo o último orbital que é ocupado de acordo com o princípio da construção;
- Os Períodos são numerados de acordo com o número quântico principal da camada de valência;
 Tabela Periódica
Fonte: Brown, 2009. 
 Propriedades Periódicas dos Átomos
Raio Atômico: O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda para a direita em cada período devido ao aumento do número atômico efetivo, e crescem em cada grupo quando camas sucessivas são ocupadas.
Fonte: Atkins, 2012. 
 Propriedades Periódicas dos Átomos
Raio Iônico: O raio iônico de um elemento é definido como a sua parte da distância entre os átomos vizinhos. Os raios atômicos geralmente crescem com o valor de “n” em um grupo e decrescem da esquerda para a direita em um período. Os cátions são menores e os ânions são maiores que os átomos que lhes deram origem:
Fonte: Atkins, 2012. 
 Propriedades Periódicas dos Átomos
Energia de Ionização (I): É a energia mínima necessária para remover um elétron do estado fundamental de um átomo, molécula ou íon na fase gás. Com poucas exceções, a primeira energia de ionização cresce da esquerda para a direita no período;
Fonte: Brown, 2009. 
 Propriedades Periódicas dos Átomos
Afinidade Eletrônica (Eae): É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo ou íon monoatômico em fase gás. As afinidades eletrônicas são maiores a direita da Tabela Periódica, com tendência mais acentuada para o Oxigênio, Enxofre e Halogênios;
Fonte: Brown, 2009. 
LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS
O tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do material;
Por exemplo, o carbono pode existir na forma de grafite que é mole, escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente duro e brilhante. Essa enorme disparidade nas propriedades começa pelo tipo de ligação química do carbono em cada um
dos casos.
Para um elemento adquirir a configuração estável de 8e- na última camada ele pode:
(1) receber e- extras		 
(2) ceder e-
(3) compartilhar e-		associação entre átomos
				Iônicas
Ligações Primárias 		Covalentes
				Metálicas
formando íons + ou -
LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Iônica
Os elétrons de valência são transferidos entre átomos produzindo íons
Forma-se com átomos de diferentes eletronegatividades (alta e baixa) 
A ligação iônica não é direcional, a atração é mútua
A ligação é forte= 150-300 Kcal/mol (por isso o PF dos materiais com esse tipo de ligação é geralmente alto)
 Ligações iônicas
Forças atrativas eletrostáticas entre os átomos: não-direcional 		átomos no material iônico: 	todos os íons positivos têm como vizinho mais 				próximo íons negativos	forças atrativas 								iguais em todas as 							direções
A magnitude da força obedece a Lei de Coulomb
Forças atrativas
r é a distância interatômica
z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons
e é a carga do elétron (1,602x10-19 C)
0 é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m)
 Ligações iônicas
Em resumo:
Atração mútua de cargas + e -
Envolve o tamanho de íons
Elementos menos eletronegativos: cedem e-		cátions
Elementos mais eletronegativos: recebem e-		ânions	
 Ligações iônicas
Ligações iônicas-Propriedades dos compostos
 Os íons em um sólido iônico são ordenados na rede, formando uma forte atração elétrica entre eles
 Sais e óxidos metálicos são tipicamente compostos iônicos. 
 A forte ligação é responsável por:
 Elevada dureza (se frágil)
 Elevado pontos de fusão e ebulição
 Cristalinos sólidos a Tambiente
 Podem ser solúveis em água
 Os sólidos cristalinos não conduzem eletricidade, pois os íons não estão livres para mover-se e transportar corrente elétrica. 
 Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água serão condutores de eletricidade, pois como partículas iônicas estão livres.
Covalente
Os elétrons de valência são compartilhados
Forma-se com átomos de alta eletronegatividade 
A ligação covalente é direcional 
A ligação covalente é forte (um pouco menos que a iônica)= 125-300 Kcal/mol
Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo em materiais poliméricos e diamante.
 Ligações covalentes
Tipo de simetria em ligações covalentes
Usufruto de um par de elétrons comum
Pode ser coordenada ou dativa
Covalência entre ametais (Ex. F2, O2, Cl2)			baixo PF
Covalência entre mais átomos (Ex. Diamante)		alto PF
Ligações covalentes
Em resumo:
Metano
Amônia
Par de elétrons não ligados
Muito poucos compostos exibem ligação iônica e covalente puras;
A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de ligação covalente e vice–versa: (Transferem e compartilham elétrons) ;
O grau do tipo de ligação depende da eletronegadividade dos átomos constituintes;
Muitos cerâmicos e semicondutores são formados por metais e não-metais, e são na verdade uma mistura de ligações iônicas e covalente.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos aumenta o caráter iônico.
 Fração covalente
Metálica
Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade (em torno de 3 elétrons de valência)
Os elétrons de valência são divididos por todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e assim eles estão livres para conduzir
A ligação metálica não é direcional porque os elétrons livres protegem o átomo carregado positivamente das forças repulsivas eletrostáticas
A ligação metálica é forte (um pouco menos que a iônica e covalente)= 20-200 Kcal/mol
 Ligações metálicas
 Elétrons externos dos átomos do metal estão livres para mover-se entre os centros positivos onde a junção eletrônica determinam propriedades
 Força elétrica de atração entre elétrons móveis e imóveis na ligação metálica produzem materiais densos, fortes com alto ponto de fusão e ebulição;
 Metais são bons condutores de eletricidade, onde os elétrons livres são transportadores de carga e corrente elétrica, quando uma ddp é aplicada na peça metálica.
Metais são bons condutores de calor em função dos choques de elétrons livre, transferindo Ec;
íons
mar de elétrons
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
Podem ser:
Ligações ou Forças de 		- Dipolos permanentes		-Pontes de
van der Waals						Hidrogênio
			- Dipolos flutuantes		-Dipolos 							induzidos	
Está relacionada com a quantidade de energia envolvida
- PE dos halogênios (F2, Cl2, Br2, I2): crescente massa molecular
- PE dos haletos dos halogênios
	 geometria molecular: linear, trigonal plana, angular, 	tetraédrica, piramidal;
	  repulsão dos pares eletrônicos - ângulo de ligação
 van der Waals
São ligações de natureza física
A polarização (formação de dipolos) devido a estrutura da ligação produz forças atrativas e repulsivas entre átomos e moléculas 
A ligação de van der Waals não é direcional
A ligação é fraca< 10 Kcal/mol
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
 Forças de van der Waals
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
 Dipolos Flutuantes - Induzidos
Ocorre em moléculas com distribuição de cargas elétricas simétricas (H2, N2, O2,...), onde os e- e suas vibrações podem distorcer esta simetria, ocorrendo um dipolo elétrico.
Esquema representativo (a) átomo eletricamente simétrico (b) um dipolo atômico induzido
 Forças de van der Waals
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
 Dipólos permanentes - moléculas polares
Moléculas assimétricas (NH3, CH3Cl) jamais têm coincidentes os centros de suas cargas positivas e 	negativas, podendo interagir eletrostaticamente com as 	adjacentes.
Esquema representativo da molécula polar de HCl
 Forças de van der Waals
Moléculas polares
na ausência de campo elétrico
na presença de campo elétrico
 Nome deriva da ligação: H - centro de cargas positivas, atraindo o centro das cargas negativas das moléculas adjacentes	 POLARIZAÇÂO
 Produção de forças de van der Waals entre as moléculas:		- alinhamento de pólos 	negativos com positivos 	(ângulo de ligação 109,5o) 	- moléculas formam uma 	estrutura quase hexagonal 
 H ligado a F, O e N
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO
 É uma das mais fortes ligações secundárias, e um caso especial de moléculas polares (distribuição desigual da densidade de elétrons) 
 Dipolos permanentes - moléculas polares
 Forças de van der Waals
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO
Íons e de certas moléculas se dissolvem na água 		polaridade
2.6.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares
 Forças de van der Waals
Exemplo:o cloreto de sódio (forma cristalina) e dissolvido em água. 
Propriedades da água ligação
	- gelo flutuar: É menos 	denso: as ligações de hidrogênio 	mantêm as moléculas de água 	mais afastadas no sólido do que 	no líquido, onde há uma ligação 	hidrogênio a menos por molécula)
	- elevado calor de 	vaporização
	- forte tensão 	superficial
	- alto calor específico 
	- propriedades 	solventes		 - efeito hidrofóbico 
Estrutura do gelo
 RESUMO DAS LIGAÇÕES
	IÔNICA COVALENTE 	 METÁLICA SECUNDÁRIAS
RESUMO DAS LIGAÇÕES
Comparação entre ligação covalente (na formação de moléculas) e forças de van der Waals (ligação fraca entre moléculas dissolvidas)
RESUMO DAS LIGAÇÕES
Iônica
Covalente
Metálica
Intermolecular
Intensidade de ligação
forte
muito forte
moderada e variável
fraca
Dureza
moderada a alta
muito duro, frágil
baixa a moderada; dúctil e maleável
mole e plástico
Condutividade elétrica
condução por transporte de íons, somente quando dissociado
isolante em sólido e líquido
bom condutor por tramnsporte de elétrons
isolantes no estado sólido e líquido
Ponto de fusão
moderado a alto
baixo
geralmente alto
baixo
Solubilidade
solúvel em solventes polares
solubilidade muito baixa
insolúveis
solúveis em solventes orgânicos
Exemplos
muitos minerais
diamante, oxigênio, moléculas orgânicas
Cu, Ag, Au, outros metais
gelo,sólidos orgânicos (cristais)
Comparação entre o tipo de ligação e propriedades esperadas
Exceção do diamante
EXERCÍCIOS
1) Descreva o experimento que levou elaboração do modelo atômico atual.
2) Compare o raio iônico
de um mesmo elemento com o raio iônico de seu átomo neutro (faça para um cátion e um ânion). Porque isso ocorre?
3)O que são os números quânticos de um átomo?
4) Explique o que é a eletronegatividade?
5)Explicar as tendências periódicas dos raios atômicos, das energias de ionização e das afinidades eletrônicas. 
6) Caracterize: ligação iônica; ligação covalente e ligação metálica.
7) Descreva as ligações conhecidas por forças de van der Waals e por pontes de hidrogênio.