Unidade IV - LIGACOES QUIMICAS 2013

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Ligações Químicas
	Ligação Química : a união entre átomos
	O arranjo resultante da união entre dois átomos tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados 
	Elétrons de valência : os elétrons na camada mais externa 
						N: 1s2 2s2 2p3
	O nitrogênio tem 5 elétrons de valência.
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Cations
Cations : átomos com carga positiva 
				
				metais perdem elétrons de valência , para 				formar cations
				
				metais adquirem configuração do gás nobre 			que o precede na Tabela Periódica 
				Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
				Na+ : [Ne] 
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Metais perdem elétrons
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Anions
Anions : átomos com carga negativa 
				Não-metais ganham elétrons para formar 				anions 
				Não-metais ganham elétrons para adquirirem 			a configuração do gás nobre que o segue na 				Tabela Periódica
					F : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
					F- : [Ne]
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Anions ganham elétrons
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Classificação das Ligações
Ligações Primárias ou Fortes 
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Ligações Secundárias ou Fracas 
van der Waals 
Dipolo permanente 
Dipolo induzido
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Ligações Iônicas
Ligação iônica: atração eletrostática entre cátions e 						anions, formando uma rede cristalina
Mn+ + Xn-
Energia de rede : energia requerida para separar 							 completamente os íons de uma rede 					 cristalina em íons gasosos
		NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) Hrede = + 788 kJ.mol-1
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A energia de rede aumenta à medida que:
 
• As cargas nos íons aumentam 
• A distância entre os íons diminui
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Na
Na
Cl
Os íons se ligam devido à atração Coulombiana entre cargas opostas. 
ΔHformação α – N(n+ n- /d)
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Exemplo
Calculo da força de atração entre Na+ e Cl- em uma molécula de NaCl 
K= 9 x 109 V.m/C 
 Q1 = Q2 = 1 x 1.6 x 10-19C 
 a = RNa+ + RCl- = 0.098nm + 0.181nm = 0.278 nm 
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A distância entre 2 átomos é determinada pelo balanço das forças atrativas e repulsivas
Quanto mais próximos os átomos maior a força atrativa entre eles, mas maior ainda são as forças repulsivas devido a sobreposição das camadas mais internas 
Quando a soma das forças atrativas e repulsivas é zero, os átomos estão na chamada distância de equilíbrio.
FORÇA E DISTÂNCIA DE LIGAÇÕES
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Espaçamento Interatômico 
Na distância de equilíbrio, a força de atração entre os íons é compensada pela força de repulsão
 entre as nuvens eletrônicas
nm
nm
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Ciclo de Born-Haber
Permite calcular indiretamente a energia de rede									
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Energias de rede
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Compostos Iônicos 
São sólidos
Alto ponto de fusão 
Alto ponto de ebulição 
Fragilidade (quebradiço)
Isolantes elétricos
Solúveis em água, com dissociação iônica
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq)
Soluções eletróliticas : são condutoras de eletricidade 
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Ligações Covalentes
Gilbert Lewis (1916) 
Ligação covalente : compartilhamento de um par de 						 elétrons de valência entre dois 							 átomos 
	Cada átomo compartilha elétrons até que seja adquirida a configuração de gás nobre por ambos os átomos
Regra do Octeto : Cada elemento forma ligações 							 covalentes de modo que oito elétrons 					 ocupem sua camada de valência
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Os elétrons de valência são compartilhados;
Forma-se com átomos de alta eletronegatividade; 
A ligação covalente é direcional e forma ângulos bem definidos;
A ligação covalente é forte = 125-300 Kcal/mol;
Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo em materiais poliméricos e diamante.
Ex: metano (CH4)
Ligação Covalente
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Ligação covalente 
 A ligação covalente é direcional e forma ângulos bem definidos 
Tem uma grande faixa de energias de ligação => pontos de fusão 
 Energias da ordem de centenas de kJ/mol 
 Ex: Carbono na estrutura do diamante  3550°C 
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DIAMANTE
GRAFITA
Ligação forte 
Ligação fraca
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Exemplo em polímeros	
 Etileno e Polietileno 
 Na mólecula de etileno (C2H4), os carbonos compartilham dois pares de elétrons. 
A ligação covalente dupla pode se romper em duas simples permitindo a ligação com outros “meros” para formar uma longa mólecula de polietileno.
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Gilbert Lewis
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Símbolos de Lewis
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Estruturas de Lewis
Ligação no H2: H + H H H 
Ligação no F2: F + F F F ou F-F
Par ligante
Eletrons não envolvidos na ligação: pares isolados ou não-ligantes
Regra do Octeto: Qualquer átomo, excepto o hidrogénio, tem tendência a formar ligações até ficar rodeado por oito electrons de valência (válido para elementos do 2º período).
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Diagramas de Lewis
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Diagramas de Lewis
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Comprimento de ligação
Comprimento de ligação: distância média entre os núcleos 
de dois átomos ligados através de uma ligação covalente, 
na posição de maior estabilidade.
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Comprimento de ligação
 
As ligações entre os átomos mais pesados tendem a ser mais 
longas, pois seus raios são maiores.
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Comprimento da ligação covalente
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Quando se forma uma ligação entre átomos, é liberada energia para meio ambiente.
Quando se desfaz (rompe) a ligação, é absorvida energia do meio ambiente.
A distância entre átomos ou íons ligados (comprimento de ligação) depende do tipo de ligação e da energia de ligação.
Energia de ligação: 
Energia requerida para separar dois átomos ligados em fase gasosa.
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Energia de Ligação
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A quantidade de energia necessária para romper as 
Ligações químicas deve ser a mesma quantidade de
energia liberada na formação dessas mesmas moléculas. 
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Ordem de ligação
É número de pares de elétrons ligantes compartilhados por
 dois átomos ligados numa molécula. 
OL = no. de pares compartilhados ligando X e Y 
 no. de ligações X – Y na molécula ou íon
H2 = 1 CO2 = 2 C2H2 = 3
O3 3/2 =1,5
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O comprimento de ligação é inversamente proporcional à ordem de ligação
A energia de ligação é diretamente proporcional à ordem ligação 
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Eletronegatividade
Eletronegatividade : medida da força com que um 							 átomo em uma molécula atrai 								 elétrons em suas ligações 									 covalentes
			XA – Xb = 0,102 [EAB – (EAA – EBB)1/2]
X - eletronegatividade dos átomos 
E - energia da ligação covalente
Maior a eletronegatividade , maior a atração do átomo por elétrons
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ELETRONEGATIVIDADE: é a habilidade de um átomo em atrair os elétrons de uma ligação química para si. 
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Eletronegatividade e Polaridade da Ligação Química
	Em uma ligação covalente, os elétrons podem estar localizados mais próximos de um dos átomos. Esse compartilhamento desigual se deve a diferença de eletronegatividade entre os átomos e resulta na formação de ligações polares.
 eletronegatividade = 0 ou  0  ligações covalentes apolares
 eletronegatividade  0  ligações covalentes polares
+ -
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Tabela de Eletronegatividade de Linus Pauling
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Polaridade de ligações
Maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos
maior o momento de dipolo 
maior a polaridade da ligação 
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Polaridade de moléculas 
A medida da polaridade da molécula é a soma vetorial dos momentos dipolares das ligações 
Uma molécula que contenha ligações polares não necessariamente é polar
As moléculas polares, num campo elétrico , sofrem ação 
e tendem alinhar-se na direção do campo. 
O Grau de alinhamento depende do momento de dipolo (μ)
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Momento dipolar
					 = q.d ( carga x distancia )
 = momento de dipolo ( vetorial)
q = carga líquida em um dos átomos
d = comprimento da ligação covalente
A unidade de  é em debye (D)
1 D = 3,34 x 10-30 C.m 
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Momento do dipolo - R
 = Q.d
+
-
d
+ Q
- Q
R = 0 ( apolar) 
R  0 ( polar)

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O=C=O
R = 0 (Espécie apolar) 
1 
 2 
R = 1 - 2
Clica Enter
Momento do dipolo- R
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 As moléculas que possuem momento de dipolo se atraem de modo mais forte do que as que são desprovidas dele. Isto causa uma maior coesão, que implica em pontos de ebulição anormalmente elevados e por vezes fenômenos de insolubilidade.
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Polaridade de moléculas
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Polaridade de moléculas 
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Polaridade de moléculas
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Geometria das moléculas
A estrutura de Lewis só nos fornece o número e o tipo de ligação que determinada molécula realiza.
A forma espacial que tal molécula adquire no espaço, é determinada por seus ângulos de ligação, gerado pela repulsão dos elétrons (ligantes e não ligantes) presentes na camada de valência dos átomos, dando uma geometria 3D à molécula.
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Geometria molecular
Existem 5 tipos de geometria fundamentais que obedecem o esquema ABn para a distribuição espacial
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Geometria molecular
5-Octaédrica ou bipiramidal tetragonal (presente em moléculas com seis nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central,
	e todas realizam
	ligação).
SF6
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Geometria molecular
4-Bipiramidal trigonal (presente em moléculas com cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações).
SF4
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Geometria molecular
3-Tetraédrica (presente em moléculas com quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, e todas realizam ligações).
CH4
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Geometria molecular
2-Trigonal Plana ou Triangular (presente nas moléculas em que o átomo central possui três nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações).
SO3 
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Geometria molecular
1-Linear (presente em todas as moléculas biatômicas ou em moléculas em que o átomo central possua no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência, e todas realizam ligações).
CO2
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Casos particulares (angular e piramidal)
Angular (moléculas que possuem par de elétrons não ligantes no átomo central).
H2O
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Casos particulares (angular e piramidal)
Piramidal (moléculas com quatro nuvens eletrônicas no átomo central, mas apenas três realizam ligações).
NH3
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Modelo RPECV – repulsão dos pares de eletrons na camada de valência 
Para determinar a geometria que a molécula adquire, usamos os pares de elétrons ligantes e não ligantes, determinados pela forma estrutural de Lewis.
A molécula adquire a geometria em que a repulsão entre seus elétrons seja a mínima possível.
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Modelo RPECV
Efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação.
Uma molécula pode adquirir a mesma geometria que outra molécula, mas não necessariamente devem ter o mesmo ângulo de ligação. Isso ocorre devido aos pares de elétrons não-ligantes serem atraídos por um único núcleo, gerando uma força repulsiva maior entre os adjacentes, comprimindo o ângulo de ligação. 
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Modelo RPECV
Moléculas com níveis de valência expandidos
*Moléculas com cinco nuvens eletrônicas, tendem a se estabilizar quando adquirem a geometria bipiramidal trigonal
*Moléculas com seis nuvens eletrônicas, tendem a se estabilizar quando adquirem a geometria bipiramidal tetragonal
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Modelo RPECV
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Modelo RPECV
Formas espaciais de moléculas maiores
Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente
CH3COOH (ácido acético)
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Exceções à Regra do Octeto 
Átomos que podem acomodar mais do que oito elétrons na camada de valência. Ocorre com átomos que possuem orbitais d vázios
Sofrem a chamada expansão da camada de valência
Elementos a partir do 3o período 
PCl5 - P 3s2 3p6 3d2 (10 elétrons na ligação)
Átomos com menos de quatro elétrons na camada de valência
BF3 - B 2s2 2p1 (6 elétrons na ligação)
Átomos com número ímpar de elétrons na camada de valência
NO – N 2s2 2p3 (7 elétrons na ligação)
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Octeto expandido
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Falha na teoria da ligação de Lewis: descreve a ligação química como o emparelhamento de dois eletrons não justificando as diferenças nos comprimentos de ligação e nas energias de dissociação; ex: H-H, 74 pm, 436,4 KJ/mol; F-F, 142 pm, 142 KJ/mol
Existem 2 teorias semelhantes, baseadas na Mecânica Quântica, que servem para descrever a formação de ligações covalentes e a estrutura eletrônica das moléculas:
		Teoria da ligação de Valência: postula que os eletrons numa molécula ocupam orbitais atômicos dos átomos individuais formando-se a ligação quando estas se sobrepõem;	
		Teoria das Orbitais Moleculares: pressupõe a formação de orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos.
Mecânica quântica e ligação covalente
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 Teoria da ligação de valência – TLV
-Há Superposição de Orbitais Atômicos Semi-Preenchidos
-Nos orbitais que se superpõem, estão presentes, no máximo, dois elétrons de spins opostos. cleos-
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Formação da molécula de hidrogênio: A ligação covalente na molécula de H2 (H-H) forma-se devido à sobreposição espacial (ou seja coalescência) de duas orbitais 1s dos átomos de H. 
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Teoria das Orbitais Moleculares 
As ligações covalentes resultam da interação dos orbitais atômicos envolvidos na ligação e estão associadas à molécula como um todo, ou sejam formam orbitais moleculares.
Quando 2 orbitais atômicas coalescem formam duas orbitais moleculares uma ligante e outra anti-ligante. 
Se forem colocados os eletrons numa orbital molecular ligante, resulta uma ligação covalente estável e eletrons numa orbital molecular antiligante resulta uma ligação instável.
Nos orbitais moleculares ligantes, a densidade eletrônica é máxima entre os núcleos dos átomos envolvidos na ligação. Por outro lado, nos orbitais moleculares antiligantes, a densidade eletrónica entre os núcleos é mínima (zero) numa determinada zona entre os núcleos dos átomos.
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Princípio da Teoria dos orbitais moleculares
-Há a conservação do número de orbitais atômicos;
-Orbital molecular ligante tem energia menor que o antiligantre;
-Atendem as regras de Hund e diagrama de Pauling para o preenchimento
dos orbitais;
-A combinação de orbitais atômicos para formar orbitais moleculares é mais 
eficaz quando a energia, nos orbitais, é semelhante.
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Coalescência das orbitais s
Para o caso dos orbitais s eles interagem e produzem dois orbitais moleculares sigma, um ligante e outro antiligante.
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Coalescência das orbitais p
Para o caso das orbitais p eles podem interagir entre si de duas formas:
1- Se os orbitais se aproximarem de topo, produzem-se dois orbitais moleculares sigma, um ligante e outro antiligante;
2- Se coalescerem lateralmente, dão origem a dois orbitais moleculares pi, um ligante e outro antiligante
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Ordem ligação = no. de e- nos OM ligantes - no. de e- nos OM antiligantes
 2 
Para a molécula de Li 
OL = 2 – 0 = 1
 2
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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p
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Configuração eletrônica
 e orbitais atômicos e 
Moleculares do oxigênio
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Ligações Metálicas
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Introdução
 Metais – grande número de átomos iguais mantidas coesos em um retículo cristalino.
 Não pode ser explicado pela teoria das ligações covalentes – o arranjo dos metais não segue o padrão geométrico das ligações covalentes – os metais se arranjam em retículos cristalinos.
 Não pode ser explicado pela teoria das ligações iônicas – não existe atração eletrostática entre íons com cargas opostas.
Mas pode ser explicado pela teoria dos orbitais moleculares (teoria das bandas).
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Ligação Metálica
Arranjo mantém-se junto por forças atrativas entre os íons positivos 
e a nuvem deslocalizada de elétrons.
A nuvem eletrônica se espalha por todo o sólido e distribui-se livremente sob o efeito de campos elétricos, fato que explica a elevada condutividade elétrica dos metais. 
Considerações:
 Estrutura formada por íons positivos e elétrons livres de valência que formam uma “nuvem eletrônica” que circula livrementeentre os íons positivos 
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Outras teorias são possíveis:
Em um metal os átomos se encontram muito próximos uns dos outros: os níveis energéticos de cada átomo são afetados pelos dos átomos vizinhos: formação de muitos orbitais ligantes (BANDA DE VALÊNCIA) e antiligantes (BANDA DE CONDUÇÃO):
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Evolução dos diagramas 
de orbitais moleculares 
até a formação de
 bandas nos metais
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Os OM estendem-se nas três dimensões sobre todos os átomos no cristal, fazendo com que os elétrons passem a ter uma grande mobilidade, que é responsável pela acentuada condutividade térmica e elétrica dos metais. Quando,por exemplo, uma peça metálica é aquecida numa de suas extremidades, oselétrons ali situados adquirem energia e se movem para um OM desocupado, ondepodem migrar rapidamente para qualquer outra parte do metal, o que faz com que apeça toda sobra uma elevação de temperatura. 
Do mesmo modo, a condução daeletricidade ocorre através de uma pequena perturbação que promove um elétronpara um nível não-preenchido, onde ele pode mover-se rapidamente. Na ausênciade um campo elétrico, igual numero de elétrons se move em todas as direções.
Quando um campo elétrico for aplicado, os elétrons se deslocarão na direção oposta ao campo e uma corrente liquida circulando a traves do metal pode ser medida. A condução existe porque os OM se estendem por todo o cristal, e porqueefetivamente não há um salto de energia entre os níveis preenchidos e vazios. 
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Características e propriedades da ligação metálica
 São não direcionais – atração eletrostática – forma retículos cristalinos.
 Força da ligação metálica – depende da carga dos cátions (Na (PE = 883o C); Mg (PF = 1090o C); Al (PF = 2519o C )). Aumenta a densidade da nuvem eletrônica e as forças eletrostáticas.
 Brilho metálico – interação dos elétrons livres do metal com os diversos comprimentos de onda incidentes (quase todas as transições são permitidas pois existem níveis com todas as energias).
 Condução da energia elétrica – elétrons são promovidos a níveis energéticos mais elevados que estão disponíveis (vazios).
 Condução de energia térmica:
 Elétrons “deslocalizados” interagem fracamente com os núcleos.
 No aquecimento os elétrons adquirem grande quantidade de energia cinética e deslocam-se para as regiões mais frias.
 Dissipação desta energia através de choque com outras partículas levando ao aquecimento do retículo.
 Vibração dos cátions em suas posições no retículo cristalino também contribui – razão pela qual a condutividade elétrica dos metais cai com o aumento da temperatura. 
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Propriedades dos metais
Nos retículos cristalinos dos metais, cada átomo está circundado por 8 ou 12 outros átomos. Como o conjunto é formado por átomos do mesmo elemento, as atrações são iguais em todas as direções.
 
Uma lamina, barra ou fio de cobre é constituído por inúmeros cátions de cobre cercados por um "mar" de elétrons, sendo o agregado representado apenas por Cu, que é o símbolo do elemento e assim sucessivamente.
Além disso os metais apresentam certas propriedades tais como a capacidade de se transformar em fios, chamada de ductibilidade. 
Capacidade de se transformar em lâminas, maleabilidade. 
Dureza, ponto de fusão e ponto de ebulição – dependem primordialmente da força da ligação metálica.
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Formação de ligas metálicas
 
Ligas metálicas: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos sendo que pelo menos um deles é metal. 
As ligas possuem propriedades diferentes dos elementos que a origina. Algumas propriedades são tais como diminuição ou aumento do ponto de fusão, aumento da dureza , aumento da resistência mecânica.
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ligas metálicas mais comuns no 
cotidiano:
Aço - constituído por Fe e C.
Aço inox - constituído por Fe , C , Cr e Ni.
Ouro de jóias - constituído por Au, Ag e ou Cobre.
Amálgama dental (utilizada em obturação)- constituído por Hg , Ag e Sn .
Latão ( torneiras)- constituído por Cu e Zn. 
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Condutores, Isolantes e Semicondutore
Condutores = há grande facilidade em provocar o movimento das cargas no material
Isolantes = há pouca facilidade 
Semicondutores = situação intermediária
Condutores, semi-condutores e isolantes
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CONDUTOR - POUCA
SEMICONDUTOR - INTERMEDIÁRIA
ISOLANTE - MUITA
A DIFERENÇA é a ENERGIA NECESSÁRIA para provocar o MOVIMENTO DAS CARGAS
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Condutores
Condutores são materiais nos quais eletrons estão livres
Eletrons livres não estão ligados aos átomos 
Estes eletrons podem-se mover livremente através do material
Exemplos de bons condutores cobre, alumínio e prata
Quando um bom condutor é carregado numa pequena região, a carga distribui-se por toda a superfície do material
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Semicondutores
As propriedades elétricas dos semicondutores estão entre os condutores e os isolantes 
Exemplos de materiais semicondutores silício e germânio
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Isolantes
são materiais nos quais todos os eletrons estão ligados aos átomos
Não podem se mover livremente através do material
Exemplos de bons isolante vidro, borracha e madeira
Quando um bom isolante é carregado numa pequena região, a carga é incapaz de se mover para outra região do material
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Condutores, semi-condutores e isolantes
Excesso ou deficiência de elétrons em um cristal de silício: 
em um cristal perfeito de silício cada átomo possui quatro elétrons de valência, que circundam os átomos da rede;
quando é acrescento arsênio como impureza,que tem cinco elétrons de valência, gera um cristal “doador” de elétrons;
- se é acrescentado boro, alumínio ou gálio, com três elétrons de valência, tem-se um cristal receptor 
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Estrutura cristalina de um semicondutores
A estrutura cristalina do silício só é conseguida quando o cristal é submetido à temperatura de zero graus absolutos (ou -273ºC). Nessa temperatura, todas as ligações covalentes estão completas, os átomos têm oito eletrons de valência o que faz com que o átomo tenha estabilidade química e molecular, logo não há eletrons livres e, consequentemente o material comporta-se como um isolante.
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Semicondutor intrínseco
Um semicondutor intrínseco é um semicondutor no estado puro. À temperatura de zero graus absolutos (-273ºC) comporta-se como um isolante, mas à temperatura ambiente (20ºC) já se torna um condutor porque o calor fornece a energia térmica necessária para que alguns dos eletrons de valência deixem a ligação covalente (deixando no seu lugar uma lacuna) passando a existir alguns eletrons livres no semicondutor.
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Semicondutor extrínseco
Há diversas formas de se provocar o aparecimento de pares eletrons-lacuna livres no interior de um cristal semicondutor. Um deles é através da energia térmica ( calor). Outra maneira, consiste em fazer com que um feixe de luz incida sobre o material semicondutor.
Na prática, contudo, necessitamos de um cristal semicondutor em que o número de eletrons livres seja bem superior ao número de lacunas, ou de um cristal onde o número de lacunas seja bem superior ao número de eltrons livres. Isto é conseguido tomando-se um cristal semicondutor puro (intrínseco) e adicionando-se a ele (dopagem), por meio de técnicas especiais, uma determinada quantidade de outros tipos de átomos, aos quais chamamos de impurezas.
Quando são adicionadas impurezas a um semicondutor puro (intrínseco) este passa a denominar-se por semicondutor extrínseco.
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Processo de dopagem
Quando são adicionadas impurezas a um semicondutor puro (intrínseco), este passa a ser um semicondutor extrínseco.
As impurezas usadas na dopagem de um semicondutor intrínseco podem ser de dois tipos: impurezas ou átomos doadores e impurezas ou átomos aceitadores.
Átomos dadores têm cinco electrons de valência (são pentavalentes): Arsênio (AS), Fósforo (P) ou Antimônio (Sb).
Átomos aceitadores têm três eletrons de valência (são trivalentes): Índio (In), Gálio (Ga), Boro (B)ou Alumínio (Al).
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Semicondutor do tipo N
A introdução de átomos pentavalentes (como o Arsénio) num semicondutor puro (intrínseco) faz com que apareçam eletrons livres no seu interior. Como esses átomos fornecem (doam) eletrons ao cristal semicondutor eles recebem o nome de impurezas dadoras ou átomos doadores. Todo o cristal de Silício ou Germânio, dopado com impurezas dadoras é designado por semicondutor do tipo N (N de negativo, referindo-se à carga do eletron).
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Semicondutor do tipo P
A introdução de átomos trivalentes (como o Índio) num semicondutor puro (intrínseco) faz com que apareçam lacunas livres no seu interior. Como esses átomos recebem (ou aceitam) eletrons eles são denominados impurezas aceitadoras ou átomos aceitadores. Todo o cristal puro de Silício ou Germânio, dopado com impurezas aceitadoras é designado por semicondutor do tipo P (P de positivo, referindo-se à falta da carga negativa do eletron).
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Portadores majoritários e minoritários
Num semicondutor extrínseco do tipo N os eletrons estão em maioria designando-se por portadores majoritários da corrente elétrica. As lacunas (que são a ausência de um eletron), por sua vez, estão em minoria e designam-se por portadores minoritários da corrente eléctrica.
Num semicondutor extrínseco do tipo P as lacunas estão em maioria designando-se por portadores majoritários da corrente elétrica. Os eletrons, por sua vez, estão em minoria e designam-se por portadores minoritários da corrente elétrica.
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Num cristal semicondutor tipo N o fluxo de eletrons será muito mais intenso (sete larga) que o fluxo de lacunas (sete estreita) porque o número de eletrons livres (portadores majoritários) é muito maior que o número de lacunas (portadores minoritários).
A lacuna comporta-se como se fosse uma partícula semelhante ao eletron, porém com carga elétrica positiva. Isto significa que, quando o semicondutor é submetido a uma diferença de potencial, a lacuna pode mover-se do mesmo modo que o eletron, mas em sentido contrário, uma vez que possui carga elétrica contrária. Enquanto os eletrons livres se deslocam em direção ao pólo positivo do gerador, as lacunas deslocam-se em direcção ao pólo negativo.
Movimento dos eletrons e das lacunas nos semicondutores do tipo N
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Movimento dos eletons e das lacunas nos semicondutores do tipo P
Num cristal semicondutor tipo P o fluxo de lacunas será muito mais intenso (sete larga) que o fluxo de eletrons (sete estreita) porque o número de lacunas livres (portadores majoritários) é muito maior que o número de eletrons livres (portadores minoritários).
A lacuna comporta-se como se fosse uma partícula semelhante ao eletron, porém com carga eléctrica positiva. Isto significa que, quando o semicondutor é submetido a uma diferença de potencial, a lacuna pode mover-se do mesmo modo que o eletron, mas em sentido contrário, uma vez que possui carga elétrica contrária. Enquanto os eletrons livres se deslocam em direção ao pólo positivo do gerador, as lacunas deslocam-se em direcção ao pólo negativo.
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 Ligações Secundárias ou Fracas 
FORÇAS DE VAN DER WAALS
São as forças intermoleculares mais fracas.
Dipolo - dipolo
Dipolo - dipolo induzido
 Dipolo instantâneo - dipolo induzido
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Van der Waals
 São ligações secundárias ou físicas;
 A polarização (formação de dipólos) 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;
A ligação é gerada por pequenas assimetria na distribuição de cargas
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Forças dipolo – dipolo (Debye):
Ocorre entre moléculas neutras que apresentam um momento de dipolo permanente.
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Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.
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B) Forças dipolo – dipolo induzido:
Ocorre quando substâncias polares e apolares neutras são misturadas.
Ex: Acetona e Hexano
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C) Forças dipolo instantâneo – dipolo induzido (Dispersão de London):
Este tipo de interações ocorre com todos os átomos e moléculas, mas só pode ser observado em espécies que não apresentam momento dipolar permanente.
Ex: He
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LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS EXEMPLO: MOLÉCULA DE ÁGUA
A molécula de água apresenta polarização de carga (formação de dipólos): positiva proxima aos átomos de H e negativa onde os elétrons de valência do oxigênio estão localizados
Isto produz forças de van der Waals entre as moléculas, fazendo com que as mesmas tendam a alinhar-se os pólos negativos com positivos. Como o angulo de ligação 109,5o, as moléculas formam uma estrutura quase hexagonal (veja figura)
O gelo tem estrutura hexagonal devido a este tipo de ligação. É menos denso por isso flutua sobre a água.
H H
o
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Pontes de hidrogênio
Estas formas de atração entre moléculas estão muito ligadas com a existência de dípolos, mas não são iguais. Por exemplo, moléculas de água atraem-se por ter dípolos. Mas, além disso existem pontes de hidrogênio: Um átomo de Hδ+ se encontra dentro de dois átomos δ- de modo linear, forma-se uma ponte, que chega a ter um pouco carácter de ligação covalente. δ-   δ+       δ- O - H - - - O
As condições para realizar uma ponte de hidrogênio:deve ser uma estrutura linear.sempre é necessário um Hδ+ os átomos δ- podem ser oxigênio, mas não necessariamente (no exemplo surge Nitrogénio) os traços (- - -) indicam a própria ponte: um par de eletrons do oxignio entrou um pouco sob influência do hidrogénio, começando assim uma ligação de caráter covalente.
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