Estruturas atomicas e

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Estrutura Atômica e Ligações Interatômicas
 Revisão sobre estrutura atômica
 Ligação atômica em sólidos
 Tabela periódica
 Ligações interatômicas primárias
	Iônica
	Covalente
	Metálica
 Ligações secundárias (forças de Van Der Waals)
 Moléculas e sólidos moleculares
 Entender as ligações interatômicas é o primeiro passo em direção à compreensão/explicação das propriedades dos materiais.
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Revisão sobre estrutura atômica
Átomos = núcleo (prótons e nêutrons) + elétrons
Cargas: elétrons e prótons têm cargas negativa e positiva de mesma magnitude: 1,6 x 10-19 Coulombs.
Nêutrons são eletricamente neutros.
Massas: prótons e nêutrons têm a mesma massa: 1.67 x 10-27 kg.
A massa de um elétron é muito menor, 9.11x10-31 kg e pode ser desprezada no cálculo de massas atômicas.
Massa atômica (A) = massa de prótons + massa de elétrons
 prótons fornecem a identificação química do elemento
 número de prótons = número atômico do elemento (Z)
 nêutrons define o número do isótopo do elemento
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Isótopos: várias formas de um mesmo elemento, que se diferenciam entre si pelo número de nêutrons presentes em seu núcleo (12C, 13C, etc);
Peso atômico: média das massas atômicas dos isótopos do átomo;
Unidade de massa atômica (uma): 1 uma = 1/12 da massa atômica do 12C;
Mol: 6,023 x 1023 átomos ou moléculas equivale a um mol de substância.
Este valor corresponde ao número de Avogadro (Nav);
Nav = 1 g/ 1 uma
uma	 mol = 1 (uma/átomo ou molécula) = 1 (g/mol).
Revisão sobre estrutura atômica
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Elétrons nos Átomos
Modelo Atômico de Bohr:
 elétrons revoluem em torno do núcleo do átomo;
 a posição de qualquer elétron é bem definida em termos de sua orbital;
 um elétron pode se mover de um nível para outro, mas ele só deve se mover para um nível próximo se ceder ou adquirir energia suficiente para isso. 
Núcleo
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Modelo da Mecânico-Ondulatório:
 elétron exibe características tanto de onda quanto de partícula; 
criada a idéia de sub-orbitais para cada nível primário de energia;
 Dois elétrons por sub-orbital;
Princípio de exclusão de Pauli: um elétron pode ser caracterizado por 4 números quânticos:
n - número quântico principal
l - segundo número quântico
ml - terceiro número quântico
ms - quarto número quântico
Elétrons nos Átomos
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Ene
r
g
i
a
Elétrons nos Átomos
Elétrons:
 têm estados discretos de energia;
 tendem a ocupar o mais baixo estado de energia
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Elétrons nos Átomos
 Configurações estáveis
 observada quando a camada mais externa, ou camada de valência, está completamente preenchida com elétrons;
 tendem a ser não reativos.
 os elétrons que ocupam a camada de valência são responsáveis pelas ligações interatômicas;
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Elétrons nos Átomos
Estável
Eletronegativo
Eletropositivo
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A Tabela Periódica
Elementos eletropositivos
Elementos eletronegativos
Colunas: valência similar
 Metais são eletropositivos
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A Tabela Periódica
Menor eletronegatividade
Maior eletronegatividade
 Valores grandes de eletronegatividade indicam tendência de seqüestrar elétrons.
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Energias e Forças de Ligação
Estado de equilíbrio: FA+FR = 0
Energia total: EN = ER+EA
Energia de ligação: E0
r0 = distância interatômica
Energia de atração: EA = -A/r
Energia de repulsão: ER = B/rn
n  8
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O que faz uma molécula ser diferente de outra?
Diamante
Grafite
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Ligações Interatômicas
 Ligações iônicas:
 Ocorre entre íons + e -
 Requer transferência de elétrons
 Requer grande diferença de eletronegatividade entre os elementos
 Exemplo: NaCl
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Ligações Iônicas
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Cede elétrons
Seqüestra elétrons
Ligações Iônicas
Ocorre predominantemente nas cerâmicas
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Ligações Iônicas
Números de coordenação e geometrias
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Ligações Covalentes
 Configuração estável devido ao compartilhamento de elétrons de átomos vizinhos;
 Átomos ligados convalentemente contribuem com ao menos um elétron, cada um, para a ligação;
 Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos;
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Ligações Covalentes
Ex: CH4
C: tem valência 4 e precisa de mais quatro elétrons;
H: tem valência 1 e precisa de mais um elétron;
Eletronegatividades são equivalentes
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Ligações Covalentes
Exemplos: 
 Moléculas de metais e não metais;
 Moléculas com não metais;
 Sólidos elementares e compostos sólidos (IVA)
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Ligações Metálicas
Uma ligação metálica se forma quando átomos cedem seus elétrons de valência, que então formam um mar de elétrons. O núcleo dos átomos, positivamente carregados se ligam, por 
atração mútua, aos elétrons
carregados negativamente.
Quando aplica-se uma voltagem elétrica a um metal, os elétrons no mar de elétrons podem se mover facilmente e transportar uma corrente.
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Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
Forças de Coulomb entre dipolos
Atração
Repulsão
A ligação de Van Der Waals é formada como resultado da polarização de moléculas ou grupos de átomos. Na água, os elétrons de oxigênio tendem a se concentrar distantes dos elétros de hidrogênio. A diferença de carga resultante permite que uma molécula de água se ligue fracamente a outras moléculas de água.
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Ligações Secundárias ou de Van Der Waals
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* Iônica		 * Covalente		 * Metálica