3ª Lista de Exercícios de Princípios de Ciências d os Materiais resolvido

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1. Porque os átomos formam ligações? E como eles podem se ligar?
Átomos ligados são termodinamicamente mais estáveis. Átomos ligados exibem diminuição da energia potencial. Formação de ligações depende da reatividade química dos átomos envolvidos constituição da última camada
Elétrons mais externos são os que participam das ligações.
2. As ligações atômicas dividem-se em duas categorias, explique cada uma delas. 
Ligações primárias: Caracterizam-se por possuir força interatômica fortes. São formadas quando os elétrons do orbital mais externo são transferidos ou compartilhados entre os átomos. 
Ligações secundarias: são fracas em relação às primárias. Ligação atômica (com energia de ligação substancialmente menores) sem transferência ou compartilhamento de elétrons. 
A atração depende de distribuição assimétrica (dipolo) de cargas positivas e negativas dentro de cada átomo ou unidade molecular que está sendo ligada.
3. a) Cite as principais diferenças entre as ligações iônicas, covalentes e metálicas. 
b) O que é ligação direcional e não direcional? Exemplifique.
a) A ligação iônica envolve a transferência de elétrons e é não-direcional. A ligação covalente envolve o compartilhamento de elétrons e é direcional. A ligação de metálica envolve o compartilhamento de elétrons e é não-direcional. Nesse caso, os elétrons de valência são considerados elétrons deslocalizados, ou seja, eles têm uma probabilidade igual de estará associado a qualquer um de um grande número de átomos adjacentes.
b) Ligações direcionais: Ligações nas quais a força de ligação é maior segundo direções particulares; por exemplo, todas as ligações covalentes (exceto as que envolvem orbitais s) e todas as ligações de dipolo permanente.
Ligações não-direcionais: Ligações para as quais não há direções preferenciais, por exemplo: ligações metálicas, ligações iônicas, ligações covalentes que envolvam somente orbitais e ligações de van der Waals.
A ligação iônica é feita por meio de forças eletrostáticas (atração coulômbica) que atuam em todas as direções não sendo, portanto, não direcional. Envolve todos os íons que estão sendo ligados.
A ligação covalente tende a ser mais forte que outros tipos de ligações, como a iônica. Ligações covalentes são altamente direcionais. Como resultado, Moléculas covalentemente ligadas tendem a formar-se em um número relativamente pequeno de formas características, exibindo ângulos de ligação específicos.
4. Explique e exemplifique ligação covalente polar e apolar.
Na ligação polar há uma diferença de eletronegatividade entre os átomos.
 A covalente apolar é aquela entre dois átomos iguais e a polar ocorre entre átomos diferentes.
Exemplo: Polar – H2O, HCl
 Apolar – Cl2
5. Explique o que é energia reticular? Calcule a energia reticular do cloreto de césio usando os seguintes dados:
Cs (s) → Cs (g) ΔHsubl = +79,9 KJ.mol-1 - sublimação
Cs (g) → Cs+ (g) ΔHPI = +374,05 KJ.mol-1 - ionização
Cl2 (g) → 2 Cl (g) ΔHdiss = +241,84 KJ.mol-1 - dissociação
Cl (g) + e- → Cl- (g) ΔHAE = -397,90 KJ.mol-1 - afinidade eletrônica
Cs (s) + ½ Cl2(g) → CsCl (s) ΔHf = -623,00 KJ.mol-1 - calor de formação
A energia reticular (U) de um dado composto iónico é a soma de todas as interações eletrostáticas na rede tridimensional do cristal iónico e corresponde à  energia liberada quando forma-se um mol de um cristal iónico a partir dos íons constituintes no estado gasoso perfeito, a 0 K. 
As energias reticulares podem ser determinadas através de um ciclo de Born-Haber, um ciclo termodinâmico que assenta na lei de Hess. A entalpia (calor a pressão constante) é uma função de estado pelo que a variação de entalpia associada a uma reação não depende do seu percurso, depende apenas dos estados final e inicial do sistema. Assim, podemos analisar a energia da formação de um composto iônico a partir dos elementos constituintes (a sua entalpia de formação), considerando a energia dos passos em que se pode dividir a reação de formação.
Com o cloreto de césio, a entalpia de formação do CsCl corresponde à variação de entalpia associada ao processo de formação do CsCl a partir dos elementos constituintes:
Cs (s) + ½ Cl2(g) → CsCl (s) ΔHf = -623,00 KJ.mol-1
A energia reticular do CsCl que se pretende calcular corresponde à variação de entalpia associada ao processo: Cs+ (g) + Cl- (g) → CsCl (s)			∆Hº = U (CsCl)
Este valor pode ser calculado se dividirmos a reação global em passos.
Sublimação do Césio: Cs (s) → Cs (g) ΔHsubl = +79,9 KJ.mol-1 
Ionização do Césio: Cs (g) → Cs+ (g) ΔHPI = +374,05 KJ.mol-1 
Dissociação do cloro: Cl2 (g) → 2 Cl (g) ∆H = ½ ΔHdiss = +241,84/2= 120,92 KJ.mol-1
Ionização do flúor: Cl (g) + e- → Cl- (g) ΔHAE = -397,90 KJ.mol-1
sendo o passo seguinte a formação da rede cristalina:
		Cs+ (g) + Cl- (g) → CsCl (s)	∆Hº = U (CsCl)
A entalpia da reação de formação do CsCl deverá ser igual à soma das entalpias dos vários passos através dos quais ocorre esse processo, isto é:
Cs (s) → Cs (g) ΔHsubl = +79,9 KJ.mol-1 
Cs (g) → Cs+ (g) ΔHPI = +374,05 KJ.mol-1 
Cl2 (g) → 2 Cl (g) ∆H = ½ ΔHdiss = +241,84/2= 120,92 KJ.mol-1
Cl (g) + e- → Cl- (g) ΔHAE = -397,90 KJ.mol-1
Cs+ (g) + Cl- (g) → CsCl (s)	 ∆Hº = U (CsCl)
Cs (s) + ½ Cl2(g) → CsCl (s) ΔHf = -623,00 KJ.mol-1
Somando as entalpias das reações parciais e igualando à entalpia de formação do CsCl, calcula-se a energia reticular neste cristal.
∆Hf (Cs) = ∆Hsubl + ∆HPI + ½ ∆Hdiss + ∆HAE + U (CsCl) ( 
( -623 = 79,9 + 374,05 + 120,92 – 397,9 + U (CsCl) ( U (CsCl) = -799,97 kJ/mol
A formação de CsCl sólido a partir dos seus elementos, é muito exotérmica devido essencialmente à energia reticular. 
6. A) Usando os dados de raios iônicos, calcule a força de atração coulombiana entre o par de íons Mg+2 e O-2 no MgO. B) Qual é a força repulsiva nesse caso? Dados: rMg+2=0,078nm, rO-2=0,132nm, K0=9x109V.m/C e q = 1,6 x10-19C
a0 = rMg+2 + rO-2 = 0,078 nm + 0,132 nm = 0,210 nm.
FC = - K0(Z1q) (Z2q)/a02
Onde o comprimento de ligação de equilíbrio é usado. Substituindo os dados numéricos na equação de força coulombiana, obtemos.
FC = - (9 x 109V.m/C)(+2)(1,6 x 10-19C)(-2)(1,6 x 10-19C)/ 0,210 x 10-9 m)2
Observando que 1V . C = 1 J, obtemos
FC = 2,09 x 10-8 N.
Como FC + FR = 0
FR = - FC = - 2,09 x 10-8 N
7. Defina número de coordenação. 
É o número de íons (ou átomos) adjacentes que cercam um íon (ou átomo)de referência.
8. Calcule a razão mínima para um número de coordenação de 8.
9. Estime o número de coordenação para o cátion em cada um desses óxidos de cerâmica: FeO e NiO. Sabendo-se que o raio do íon O-2 é 0,132nm, do íon Fe+2 é 0,087nm, do íon Ni+2 é 0,078nm.
FeO - r/R = 0,087/0,132 = 0,66 Para o qual a tabela indica número de coordenação igual 6
NiO - r/R = 0,078/0,132 = 0,59
Para o qual a tabela indica número de coordenação igual 6
10. Qual(is) o(s) tipo(s) de ligações químicas que predominam em cada um dos materiais: metálicos, cerâmicos e polímeros?