Unidade 2 – Forças e energias de ligação interatômicas

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
*
Estrutura dos Materiais
2. Forças e Energias de Ligação Interatômicas
*
*
University of Kiel in Germany, a group led by Stanislav Gorb.
http://news.discovery.com/tech/gecko-tape-111107.htm
*
*
Estrutura Atômica
Conceitos Fundamentais
Elétrons nos Átomos
A Tabela Periódica
Ligação Interatômica
Forças e Energias de Ligação
Ligações Interatômicas Primárias
Ligações Secundárias ou de van der Waals
SUMÁRIO
*
*
Ligação Atômica
Porque estudar a estrutura atômica ? 
As propriedades macroscópicas dos materiais dependem essencialmente do tipo de ligação entre os átomos. 
O tipo de ligação depende fundamentalmente dos elétrons. 
Os elétrons são influenciados pelos prótons e nêutrons que formam o núcleo atômico. 
*
*
Conceitos Fundamentais
Número atômico (Z) = nº prótons = nº elétrons (no átomo).
Z é diferente para cada elemento químico: H (Z = 1), O (Z = 8)
Número de massa (A) = nº prótons (Z) + nº nêutrons (N)
Isótopos: átomos com mesmo Z mas diferentes A
 
Unidade de massa atômica (u, uma ou Da): 1/12 do C-12 = 1,660538921(73)×10−27 kg
Massa atômica: massa de um isotopo em uma (A ≈ Z + N)
Peso atômico: média ponderada das massa atômicos para um elemento. Unidades: uma/átomo =1 g/mol
Mol: quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilograma de carbono-12. 1 mol contém aproximadamente 6,022 × 1023 entidades (Número de Avogadro-NA).
*
*
Elétrons nos Átomos
Desenvolvimento dos modelos atômicos com base na mecânica quântica:
Bohr
Mecânico-ondulatório (Schrödinger, de Broglie e Heisenberg)
*
*
Estrutura Atômica
Responsáveis pela ligação atômica
Praticamente toda a massa do átomo está no núcleo.
Mpróton = Mneutron 
Melétron = 0,911x10-27g 
Mpróton = 1822 Melétron => 	
*
*
Orbitais e Níveis de Energia
Os elétrons são atraídos pelos prótons 
Os elétrons se distribuem em orbitais 
Níveis de energia bem definidos 
Os elétrons não podem assumir níveis intermediários 
Para trocar de nível, os elétrons tem que receber a energia exata que diferencia dois níveis. 
A energia é função da distância dos elétrons ao núcleo 
Quanto mais perto do núcleo mais ligado o elétron 
Quanto mais longe do núcleo menos ligado 
Se o elétron recebe energia suficiente, ele é arrancado, se torna um elétron livre e o átomo é ionizado
*
*
*
*
*
*
As teorias da MECÂNICA QUÂNTICA, definidas por Planck, De Broglie, Schrödinger e Heisemberg, dentre outras, auxiliaram na identificação dos elétrons.
Os NÚMEROS QUANTICOS são os modelos que nos auxiliam na localização 
e identificação da posição do elétron na orbita de um átomo.
1. Números Quânticos Principal (n);
2. Números Quânticos Secundário (l);
3. Números Quânticos Magnético (ml);
4. Números Quânticos Spin (ms).
Números Quânticos
*
*
1. Números Quânticos Principal (n): é um número inteiro que representa os níveis de energia, desde n = 1, para o primeiro nível; n = 2 para o segundo nível e assim até o infinito.
Como nos átomos conhecidos número máximo de camada é igual a 7, o NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL VARIA DE 1 A 7.
1 2 3 4 5 6 7
O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL foi deduzido independentemente por Bohr e Schrödinger, pela fórmula:
E = energia de uma camada;
m = massa de um elétron;
e = carga de um elétron;
Z = número atômico;
h = constante de Planck;
n número quântico principal;
*
*
O cientista Sueco Johannes Robert Rydberg definiu o número máximo de elétrons nas camada. 
Número máximo de elétrons nas camadas = 2n2 
*
*
2. Números Quânticos Secundário (l): também conhecido como número quântico de momento angular do orbital ou azimutal. Caracteriza a uma subdivisão de energia dentro de cada camada, revelando, desta maneira a existência do subnível de energia. 
É representado pelas (s, p, d, f”), respectivamente, “s (sharp), p (principal), d (difuse) e f (fundamental)”.
l = 0; 1; 2; ...; n - 1
l = 0; l = 1; l = 2; l = 3;
*
*
*
*
*
*
Cada subnível pode representar um ou mais orbitais, sendo que, O NÚMERO MÁXIMO DE ORBITAIS É CALCULADO PELA EXPRESSÃO:
2l + 1
*
*
O NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NO SUBNÍVEL É CALCULADO PELA EXPRESSÃO:
2.(2l + 1)
O NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NAS CAMADAS 32
*
*
*
*
3. Números Quânticos Magnético (ml): caracteriza o orbital em que existe a probabilidade de se encontrar o elétrons. O número quântico magnético assume valores positivos e negativos.
*
*
*
*
Sequência de Energia dos Subníveis. 
Linus Pauling (1901 a 1994): Químico norte americano desenvolveu a metodologia prática que fornece a ordem crescente de energia dos subníveis. 
Tem maior energia o elétron que apresenta a maior soma dos números quânticos principal e secundário ( n + l). 
Exemplo1: Entre os subníveis 5d e 6s qual o de maior energia?
5d : n = 5; l = 2; n + l = 7.
6s : n = 6; l = 0; n + l = 6.
5d é o de maior energia.
Exemplo2: Entre os subníveis 4p e 5s qual o de maior energia?
4p : n = 4; l = 1; n + l = 5.
5s : n = 5; l = 0; n + l = 5.
5s é o de maior energia, pois apresenta maior número quântico principal.
*
*
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2...
Diagrama de Pauling
*
*
Regra de Hund: Princípio da Máxima Multiplicidade. 
A distribuição dos elétrons é feita em duas etapas:
1. Coloca-se inicialmente um elétron em cada orbital, este deve apresentar spins paralelos; 
2. Após cada orbital, do mesmo subnível, apresentar um elétron inicia-se o emparelhamento dos demais. 
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
Questão: 
Forneça as configurações eletrônicas para os íons Fe3+ e S2-
Fe3+ → no de elétrons = 26 – 3 = 23
S2- → no de elétrons = 16 + 2 =18
Os elétrons são retirados das camadas mais externas (camadas de valência)
=> Errado!
*
*
A Tabela Periódica
*
*
Electropositive elements:
Readily give up electrons
to become + ions.
Electronegative elements:
Readily acquire electrons
to become - ions.
Smaller electronegativity
Larger electronegativity
*
*
S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
Forças e Energias de Ligação
Na distância de equilíbrio, a força de atração entre os íons é compensada pela força de repulsão entre as nuvens eletrônicas
*
*
Forças e Energias de Ligação
n8
*
*
• Separação interatômica, r
• Energia de ligação , Eo
• Temperatura de fusão, Tf
Tf é maior se Eo for maior.
Propriedades Resultantes da Ligação: Tf
*
*
• Coeficiente de expansão térmica, a
• a ~ simétrico em ro
a é maior se Eo for menor.
Propriedades Resultantes da Ligação: a
= 
a 
(
T
2
-
T
1
)
D
L
L
o
coef. Expansão térmica
 
*
*
A expansão térmica é devida à curva assimétrica da energia potencial.
T
*
*
*
*
Módulo de elasticidade ou Young (rigidez):
*
*
Classificação das Ligações
Ligações Primárias ou Fortes (químicas)
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Ligações Secundárias ou Fracas (físicas)
van der Waals 
Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes
Ligações de Dipolo Permanente - Molécula Polar
Ligações de Dipolo Permanente – Ponte (ou Ligação) de Hidrogênio
*
*
Ligação Iônica
Formada entre dois átomos que se ionizam
O Sódio tem apenas um elétron na última camada. Este elétron é fracamente ligado porque os outros 10 elétrons blindam a atração do núcleo. 
O Cloro tem 7 elétrons na última camada. Se adquirir mais um elétron forma uma configuração mais estável. 
O Sódio perde um elétron e se ioniza, ficando com carga positiva (cátion). 
O Cloro ganha o elétron e também se ioniza, ficando negativo (ânion). 
Os íons se ligam devido à atração coulômbica entre cargas opostas. 
Note a diferença entre o raio atômico e o raio iônico.
*
*
Ligações Interatômicas Primárias
Obs.: O número de coordenação (quantidade de vizinhos mais
próximos) na estrutura tridimensional do NaCl (cúbica de face centrada – CFC), tanto para o Na+ como para o Cl-, é 6.
Ligação iônica é não direcional.
*
*
*
*
Ligação Covalente
Gerada pelo compartilhamento de elétrons de valência entre os átomos. 
Elétrons de valência são os elétrons dos orbitais mais externos. 
Ex: Mólecula de Cl2 
 Um elétron de cada átomo é compartilhado com o outro, gerando uma camada completa para ambos. 
*
*
Ligação Covalente (cont.)
 A ligação covalente forma ângulos bem definidos (é direcional).
 
 
 
 
Configura uma elevada força de atração => pontos de fusão elevados. 
Ex: Carbono na estrutura do diamante > 3300°C
*
*
No máximo de ligações covalentes = 8 – N’ 
N’ = no de elétrons de valência
*
Ligação Covalente (cont.)
*
*
*
*
Caráter Iônico de Uma Ligação
 As ligações interatômicas podem ter caráter parcialmente iônico e covalente (são poucas os compostos que são puramente iônicos ou covalentes).
 % caráter iônico = {1-exp[-(0,25)(XA-XB)2]}*100
 onde XA e XB são as eletronegatividades (em ordem decrescente) dos elementos que compõem o composto.
*
Ligação Metálica
Nos metais, existe uma grande quantidade de elétrons quase livres, os elétrons livres ou de condução, que não estão presos a nenhum átomo em particular. 
*
*
Ligação Metálica
Estes elétrons são compartilhados pelos átomos, formando uma nuvem eletrônica, responsável pela alta condutividade elétrica e térmica destes materiais. 
A ligação metálica é não direcional, semelhante à ligação iônica. 
Na ligação metálica há compartilhamento de elétrons, semelhante à ligação covalente. 
*
*
Nuvem, gás ou mar de elétrons, que atuam como uma cola, mantendo os núcleos iônicos unidos. 
Ligação não direcional.
*
*
*
*
*
*
Questão: 
Explique por que os materiais ligados covalentemente possuem, em geral, menor massa específica do que os materiais ligados ionicamente ou por meio de ligações metálicas.
Isso ocorre porque as ligações covalentes são de natureza direcional, enquanto as ligações metálicas e iônicas não o são; quando as ligações são direcionais, os átomos não podem se compactar, acarretando uma massa específica menor.
Uso prático: escória que sobrenada o metal fundido.
*
*
Classificação das Ligações
Ligações Primárias ou Fortes (ocorrem de 					forma combinada)
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Ligações Secundárias ou Fracas 
van der Waals 
Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes
Ligações de Dipolo Permanente - Molécula Polar
Ligações de Dipolo Permanente – Ponte (ou Ligação) de Hidrogênio (considerada um caso à parte)
*
*
Forças de van der Waals
Ligações secundárias, mais fracas.
Gases nobres: neônio e argônio (p.ex.), têm oito elétrons na última camada.
Ligações fortes estudadas anteriormente não ocorrem.
Átomos com atração fraca.
Em temperaturas extremamente baixas estes gases condensam (vibrações térmicas muito reduzidas).
Esta condensação evidencia ligações fracas que unem os átomos.
*
Forças de Van der Waals (cont.)
*
Polarização Molecular
Ocorrência de dipolos elétricos: desbalanceamento elétrico dentro da molécula, pois o centro de carga positiva não coincide com o centro de carga negativa.
=> Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes
*
*
Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes
*
Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes
(forças de dispersão)
 Polarização momentânea decorrente do movimento aleatório dos elétrons: moléculas de gases monoatômicos se condensam em temperatura baixas.
*
*
Ligações de Dipolo Permanente 
Molécula Polar
(forças de orientação)
Obs.: As forças de indução de van der Waals se devem à interação de uma molécula polar e uma não polar, onde a polar induz uma polaridade nas vizinhanças da outra. O campo elétrico da molécula polar destrói a simetria da distribuição de cargas da molécula não polar, resultando em uma atração semelhante à registrada entre moléculas polares
*
Ligações de Dipolo Permanente
Pontes de Hidrogênio
 Pequeno núcleo de hidrogênio (próton) é atraído pelos elétrons (não compartilhados) das moléculas próximas.
 A ligação de hidrogênio é consideradas um caso a parte das ligações de van der Waals e a mais forte das ligações secundárias.
Ligações de dipolo permanente como a ligação de hidrogênio são ligações direcionais, enquanto a ligação produzida por dipolos flutuantes é não direcional e é tipicamente de uma ordem de grandeza menor do que a ligação de hidrogênio (em termos de energia de ligação).
*
*
Maior número de moléculas vizinhas na água líquida do que no gelo; logo o volume da água é menor que o do gelo (densidade da água é maior que a do gelo).
*
*
Ponte de Hidrogênio
Ocorre em ligações H-F (HF), H-O (H2O), H-N (NH3). 
F, O e N: apresentam as maiores eletronegatividades.
*
*
Comentários
As ligações covalente e iônica não são “puras” mas sim uma mistura com proporções que dependem, essencialmente, da diferença de eletronegatividade dos átomos envolvidos.
Material	Ligação	Pt.Fusão (°C) 
NaCl	Iônica	801 
C (diamante)	Covalente	3550 
Polietileno	Cov./Sec.	120 
Cu	Metálica	1085 
Ar	Sec. (ind.)	-189 
H2O	Sec. (perm.)	0
*
*
Tipo
Iônica
Covalente
Metálica
Secundária
Energia de Ligação
Grande!
Variável
grande-Diamante
pequena-Bismuto
Variável
grande-Tungstênio
pequena-Mercúrio
A menor
Comentários
Não direcional (cerâmicos)
Direcional
(semicondutores, cerâmicos
cadeias de polímeros)
Não direcional (metais)
Direcional
inter-cadeia (polímero)
inter-molecular
Resumo: Ligações
*
*
Cerâmicos
(Ligações iônica & covalente):
Grande energia de ligação
	alto Tm
	alto E
	baixo a
Resumo: Ligações (Cont.)
*
*
*
Estrutura Eletrônica
Ligação
Estado de agregação
Átomo de Bohr
Mecânica quântica
Tabela Periódica
Primária:
Iônica
Covalente
Metálica
Secundária
Gás
Líquido
Sólido
http://www.fastcodesign.com/1671053/a-superstrong-biomimetic-tape-inspired-by-gecko-feet#4
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
*
http://www.google.com.br/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=7&cad=rja&ved=0CFcQFjAG&url=http%3A%2F%2Fwww.ceres.udesc.br%2Farquivos%2Fid_submenu%2F203%2Funidade_2___numeros_quanticos.ppt&ei=ySSvUbPtIKHZ0wGMqoDYDg&usg=AFQjCNHz0MpVLgIJast0jSuMivxyFXVa4g&bvm=bv.47380653,d.dmQ 
Prof. Cristian Berto da Silveira, UDESC/Laguna
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
*
*
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
http://www.cbpf.br/~nanos/Apostila/03.html
*
*
Fonte: S. Paciornik – DCMM PUC-Rio
*
*
*