CIOA Aula 02 Estrutura Atomica Configuracao Eletronica e Ligacoes Quimicas

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Estrutura Atômica e 
Ligações Químicas
Profa. Dra. Juliana Fonseca
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Por que estudar Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas?
Em alguns casos, o tipo de ligação nos permite explicar as 
propriedades de um material. Ex. Diamante e Grafita
carbono
Diferentes:
Propriedades Mecânicas
Propriedades Elétricas
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Introdução
Tópicos abordados na aula:
- Estrutura atômica;
- Configuração eletrônica;
- Tabela periódica;
- Ligações interatômicas:
• Primárias
• Secundárias
Algumas das propriedades importantes dos materiais sólidos 
dependem dos arranjos geométricos dos átomos e também das 
interações que existem entre os seus átomos ou moléculas.
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1. Estrutura Atômica
Elétrons
Os elétrons têm carga negativa: - 1,6 x 10-19 C
Os prótons têm carga positiva: + 1,6 x 10-19 C
Massaelétron = 9,11 x 10
-31 kg
Massapróton = 1,67 x 10
-27 kg
Massanêuton = 1,67 x 10
-27 kg
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1. Estrutura Atômica
Número Atômico
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1. Estrutura Atômica
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1. Estrutura Atômica
Massa Atômica
1 u corresponde a 1,66054 . 10-27 kg
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F
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1. Estrutura Atômica
Isótopos
são átomos de um elemento químico cujos núcleos têm o mesmo
número atômico, ou seja, o mesmo número de prótons (Z), mas
diferentes números de massa (A).
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Hidrogênio Carbono
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1. Estrutura Atômica
Para determinar a massa atômica relativa para um elemento, é
necessário considerar a média ponderada de cada isótopo
natural proporcionalmente à sua abundância.
Exemplo: Neônio
Fazendo a média ponderada temos:
𝑴𝑨𝑵𝒆 =
𝟐𝟎 × 𝟗𝟎, 𝟗𝟐 + 𝟐𝟏 × 𝟎, 𝟐𝟔 + (𝟐𝟐 × 𝟖, 𝟖𝟐)
𝟏𝟎𝟎
𝑴𝑨𝑵𝒆 =20,179 u
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1. Estrutura Atômica
MOL
Número de Avogadro: 6,02 x 1023
1 mol de NaCl contém:
- o n° de Avogadro de átomos de Na
- o n° de Avogadro de átomos de Cl
O número de Avogadro de átomos de C12
tem uma massa de 12,0107 g.
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2. Elétrons nos Átomos
Modelo Atômico de Bohr
Elétrons (planetas) – Núcleo (Sol)
Ex.:
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2. Elétrons nos Átomos
Princípio Quântico
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Por que Estudar as Ligações Interatômicas?
Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos
diferentes não tivessem a capacidade de se combinarem
uns com os outros, certamente não encontraríamos na
natureza uma grande variedade de substâncias.
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3. Ligações Interatômicas
Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar,
como, por exemplo, mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo
compartilhamento de elétrons dos níveis de valência.
Alguns poucos elementos, como os 
da família dos gases nobres, 
aparecem na forma de átomos 
isolados. 
Esses elementos apresentam oito 
elétrons na camada de valência. 
O hélio (He) é a única exceção: ele 
apresenta apenas uma camada com 
dois elétrons.
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3. Ligações Interatômicas
1916 - os cientistas Lewis e Kossel
associaram a tendência de elementos com 
8 elétrons na camada de valência 
aparecerem isoladamente, com a tendência 
que os elementos manifestam de perder, 
ganhar ou compartilhar elétrons. 
Lewis Kossel
Propuseram uma teoria para explicar as ligações químicas entre os 
elementos:
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3. Ligações Interatômicas
Ligações Primárias: fortes. São formadas quando os
elétrons do orbital mais externo são transferidos ou
compartilhados entre os átomos.
Ligações Secundárias: mais fracas. Resultam de uma
ação mais sutil entre cargas positivas e negativas,
sem transferência ou compartilhamento real de
elétrons.
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3. Ligações Interatômicas
Ligações Primárias:
-Ligação Iônica
-Ligação Covalente
-Ligação Metálica
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3.1 Ligação Iônica
Ligação Primária.
É o resultado de uma transferência de elétrons de um átomo
para outro.
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3.1 Ligação Iônica
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3.1 Ligação Iônica
Formação do NaCl – Na + Cl  Na+ Cl-
A transferência de um elétron do Na é favorecida porque produz uma 
configuração eletrônica mais estável.
A espécie Na+ resultante tem uma camada orbital externa completa, 
definida como um conjunto de elétrons em determinada órbita.
O Cl aceita o elétron, produzindo uma espécie de Cl- estável, também 
com uma camada orbital externa completa.
As espécies carregadas (Na+ e Cl-) são chamadas de íons, dando origem 
ao nome ligação iônica.
A espécie positiva (Na+) é um cátion e a espécie negativa (Cl-) é um 
ânion.
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3.1 Ligação Iônica
Transferência de elétrons
Elemento Eletropositivo + Elemento Eletronegativo
Metal + Ametal
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3.1 Ligação Iônica
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3.1 Ligação Iônica
Consequências das ligações iônicas:
 São mantidas por “interações fortes” e por isso é
necessária uma quantidade razoável de energia para
quebrar um sólido iônico;
 Possuem pontos de fusão e calores de fusão
relativamente altos;
 São fracos condutores de calor e eletricidade;
 São encontrados como cristais duros e quebradiços.
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3.1 Ligação Iônica
Fragilidade dos sólidos iônicos
+ + +
+ + + +
+++
+ + + +
Força
Força
+ + +
+ + + +
+++
+ + + +
REPULSÃO
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3.1 Ligação Iônica
Caráter não direcional:
Um Na+ carregado positivamente atrairá qualquer Cl- vizinho
igualmente em todas as direções.
Na+
Cl-
Os íons são empilhados de 
forma a maximizar o n° de íons 
com carga oposta adjacentes a 
qualquer íon dado.
NaCl: 6 Na+ cercam cada Cl- e 6 
Cl- cercam cada Na+.
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3.1 Ligação Iônica
É o resultado da Força de Atração Coulombiana entre 
as espécies com cargas opostas:
0 1 2
2
( )( )
a
C
k Z q Z q
F  
constante de proporcionalidade (9 x 109 V m/C)
distância de separação entre os centros dos íons 
carga de um elétron isolado (1,6 x 10-19 C)
valência do íon carregado
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3.1 Ligação Iônica
FC aumenta à medida que a 
distância de separação entre 
centros de íons adjacentes 
diminui.
 o comprimento de ligação 
ideal seria zero.
Por outro lado, a tentativa de 
juntar dois íons com cargas 
opostas é combatida por uma 
força repulsiva oposta (FR).
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3.1 Ligação Iônica
A força de ligação é a força 
líquida em função da distância de 
separação entre dois átomos ou 
íons.
O comprimento de ligação em 
equilíbrio, a0, ocorre no ponto 
onde as forças de atração e 
repulsão são equilibradas 
(FC + FR = 0).
A força coulombiana domina para 
valores > a.
A força repulsiva domina para 
valores < a.
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a0
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3.1 Ligação Iônica
Número de Coordenação
É o número de íons (ou átomos) adjacentes que cercam um íon (ou
átomo de referência).
Para cada íon mostrado na figura, o NC é 6; ou seja, cada íons tem 6
vizinhos mais próximos.
Na+
Cl-
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3.1 Ligação Iônica
r/R = 0,20
O número maior de íons maiores que podem coordenar
o íon menor é 3.
Um número maior exige que os maiores se
sobreponham o que gera instabilidade, devido às altas
forças repulsivas.
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3.1 Ligação Iônica
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3.2 Ligação Covalente
A ligação covalente é direcional.
Compartilhamento cooperativo dos elétrons 
de valência entre 2 átomos adjacentes.
Os elétrons de valência (orbitais mais 
externos), que fazem parte da ligação.
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3.2 Ligação Covalente
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3.2 Ligação Covalente
Os elétrons são compartilhados 
Elemento Eletronegativo + Elemento Eletronegativo
Ametal + Ametal
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3.2 Ligação Covalente
Molécula: H-H (H2)
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3.2 Ligação Covalente
Ligações múltiplas
 Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
 Dois paresde elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
 Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
- Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à
medida que o número de pares de elétrons compartilhados
aumenta.
H H O O N N
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3.2 Ligação Covalente
Etileno (C2H4)
A linha dupla entre os 
dois carbonos significa 
uma ligação dupla, ou 
compartilhamento 
covalente de dois 
pares de elétrons de 
valência.
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3.2 Ligação Covalente
Polietileno - Estrutura “tipo espaguete”.
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3.2 Ligação Covalente
Observações:
Ligações secundárias (fracas) ocorrem entre seções 
adjacentes das cadeias moleculares longas. 
Tal ligação secundária é o “elo fraco” que leva a 
baixas resistências e baixos pontos de fusão para os 
polímeros tradicionais.
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3.2 Ligação Covalente
Diamante: dureza excepcionalmente alta e um ponto de
fusão maior que 3.500 °C, tem uma ligação covalente
entre cada par adjacente de átomos de C.
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3.3 Ligação Metálica
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 metálica envolve o compartilhamento de
elétrons e é não direcional.
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3.3 Ligação Metálica
Os elétrons de valência são considerados elétrons 
deslocalizados
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3.3 Ligação Metálica
Propriedades dos Metais
Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
 Apresentam brilho metálico.
 Densidade superior à da água, exceção para os alcalinos.
Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5 °C, maior W = 3382 °C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. Ag > Cu > Au > Al.
 Maleabilidade e ductilidade.
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3.3 Ligação Metálica
Ligas Metálicas
- materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou 
mais elementos, sendo pelo menos um deles metal.
Exemplos:
Liga para 
fusíveis
Bi, Pb, Sn e Cd
Liga de ouro 
de joalharia
Au, Ag e Cu
Bronze
Cu e Sn
Latão
Cu e Zn
Amálgama 
dental
Hg, Ag e Cu
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3.4 Ligação Intermolecular
Ligação secundária.
Ligações sem transferência ou compartilhamento de
elétrons.
Mecanismo de atração de cargas opostas.
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3.4 Ligação Intermolecular
Eletronegatividade e
polaridade da ligação 
A extremidade positiva (ou pólo) em uma ligação
polar é representada por + e o pólo negativo por -
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3.4 Ligação Intermolecular
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Ligação Intermolecular
Forças íon-dipolo
A interação entre um íon e um dipolo.
A mais forte de todas as forças intermoleculares.
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Ligação Intermolecular
Forças íon-dipolo
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Ligação Intermolecular
Forças dipolo-dipolo
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Ligação Intermolecular
Forças dipolo-dipolo
• Existem entre moléculas polares neutras.
• As moléculas polares necessitam ficar muito unidas.
• Mais fracas do que as forças íon-dipolo.
• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as
moléculas se viram.
• 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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Ligação Intermolecular
Forças de dispersão de London (ou de van der Waals)
• A mais fraca de todas as forças intermoleculares.
• É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem.
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula
adjacente (ou átomo).
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Ligação Intermolecular
Forças de dispersão de London (ou de van der Waals)
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.
• Forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo).
• Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em
uma molécula (ou átomo) adjacente.
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Ligação Intermolecular
• As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa
molecular aumenta.
• Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas.
• As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula.
• Quanto maior for a área de superfície disponível para contato,
maiores são as forças de dispersão.
• As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são
menores do que entre as moléculas com formato de linguiça.
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Ligação Intermolecular
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Ligação Intermolecular
Ligação de Hidrogênio
• Caso especial de forças dipolo-dipolo.
• Forças intermoleculares anomalamente fortes.
• Necessita do H ligado a um elemento eletronegativo (F, O e N).
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Ligação Intermolecular
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Materiais – a classificação das ligações
Pontos de fusão
Indica a temperatura à qual o material deve ser
exposto para fornecer energia térmica suficiente
para quebrar suas ligações coesivas.
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Materiais – a classificação das ligações
Polietileno – tem característica de ligação mista.
A ligação secundária é um elo fraco que faz com que o
material perca rigidez estrutural acima de,
aproximadamente, 120 °C.
Esse não é um ponto de fusão preciso, mas uma
temperatura acima da qual o material amolece rapidamente
com o aumento da temperatura.
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Materiais – a classificação das ligações
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