Cap. 2 - Estrutura atômica

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CAPÍTULO 2
 ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÕES 
 INTERATÔMICAS
 
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FOTO 6 – No Campo de Marte, em 1936.
Na foto de 26 de janeiro de 1936, alguns dos ases da Aviação Militar, com Montenegro à esquerda.
Naquele tempo, era essa uma das Armas do Exército, da mesma maneira que existia uma outra congênere: a Aviação da Marinha. Em 1941, passaram ambas à égide do recém-criado Ministério da Aeronáutica.
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Características metálicas
Boas condutividades térmica e elétrica.
Altas refletividade, maleabilidade e ductilidade.
 Variações à temperatura ambiente
 ۰ chumbo: maleável e dúctil
 ۰ tungstênio: duro e frágil
Motivo: as características fundamentais do
 estado metálico são funções das
 estruturas atômicas /eletrônicas.
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Características metálicas
Condutividade elétrica 
 cobre melhor: 0,941 ± 0,005 cal/cm2.s.°C
 chumbo pior: 0,083 cal/cm2.s.°C
Resistividade 
 chumbo > 12 vezes a do cobre
 ( 1,673 μΩ.cm )
 diamante: 108 vezes maior que a do cobre
 ( 20,648 μΩ.cm )
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O átomo
Modelo de Rutherford 
 órbitas circulares;
 forças iguais núcleo/elétrons;
 elétrons ao redor do núcleo.
Modelo de Bohr (1913) 
somente eram possíveis algumas órbitas discretas – elípticas;
fundamentos da moderna Teoria Atômica;
explicação do átomo de hidrogênio;
 mudança de órbita radiação;
 momento angular nh/2π
 h – constante de Planck( 6,6252 x 10-24 J.s)
 n = 1,2,3,4 ..........
 energia quantizada: níveis ou estados de energia.
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O átomo
Teoria atômica: de Broglie, Schrödinger e Heisenberg.
as leis clássicas da Dinâmica não podem ser 
 aplicadas às partículas fundamentais;
Dinâmica clássica: posição e momento definidos;
princípio da incerteza de Heisenberg:
 Δp . Δx = h .
Princípio da exclusão de Pauli
Números quânticos
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O átomo
 Átomo núcleo + elétrons 
 prótons nêutrons
e± = 1,6.10-19 C me = 9,11.10-31 kg
mp = mn = 1,67.10-27 kg
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Orbital externo (com 4 elétrons 
de ligação sp3)
Núcleo(com seis prótons e seis nêutrons)
 Orbital externo (com dois elétrons 1s) 
 Esquema planetário do átomo de 12C 
Fonte: Löic Le Bourlegat
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O átomo
Número atômico: Z (H 1; Pu 94)
Número de massa: A (mp + mn)
 A ~ Z + N
Isótopos: mesmo Z 
Isóbaros: mesmo A 
Isótonos: mesmo N
Unidade de massa atômica: u.m.a. (em relação ao C–12).
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O átomo
Números quânticos
 n - número quântico principal
 l - número quântico orbital
 m - número quântico interno
 s - número quântico de spin
 
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O átomo
Número quântico principal (n) : relaciona-se com a distância de um elétron do núcleo e exprime como a energia é quantizada. 
 estabilidade n 
n = 1 caracteriza o estado de menor energia, e
 os elétrons com este valor são os mais
 estáveis .
n = 1,2,3,4,......... Camadas K L M N O ....
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O átomo
Número quântico orbital (l): associado ao momento angular do elétron ( forma da órbita ). Descreve como o momento orbital é quantizado.
 Está associado ao momento angular do elétron e determina a forma da órbita(l = 0 , 1 , 2 ... n-1 ).
Para um dado n menor valor de l 
 menor energia
n = 1 ; l = 0 n = 2 ; l = 0 , 1
n = 3 ; l = 0 , 1 , 2
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O átomo
Número quântico orbital: 
 subcamadas s, p, d, f
 l = 0, 1, 2, 3 ........ n-1
O raio de uma órbita é proporcional a n2, para
 um dado elemento, e também depende da carga
da carga do núcleo (Z).
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O átomo
Número quântico interno ou orbital (m):
 ligado à orientação da órbita ao redor do núcleo.
 Define o número de estados de energia em cada subcamada.
 m varia de - l ...... 0 ...... + l
 Para l = 2 m = +2, +1, 0, -1, -2
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O átomo
Número quântico de spin ( s ): ligado à orientação do spin do elétron.
 up down
 s = ± ½ ( princípio da exclusão de Pauli )
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Nomenclatura dos estados 
eletrônicos em um átomo
Número quântico orbital: s, p, d, f
 l = 0 
 n = 1 m = 0 1 s2 
 s = ± ½
 l = 0 , 1
 n = 2 m = +1 ; 0 ; -1 1s2 2p6
 s = ± 1/2
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Número de estados eletrônicos disponíveis em algumas camadas e subcamadas 
Número 
quântico 
principal n
Designação 
do camada
Subcamadas
Número 
 de estados
Número de elétrons
Por subcamada
Por camada
Fonte: Shackelford.
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Configurações eletrônicas esperadas para alguns elementos comuns 
Elemento
Símbolo
Número atômico
Configuração eletrônica
Quando alguns elementos ligam-se covalentemente, formam ligações híbridas tipo sp. Isto é esperado para C, Si e Ge.
Fonte: 
Shackelford.
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A Tabela Periódica
Períodos: linhas horizontais (terminam em um gás inerte)
 He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn 
Grupos: colunas verticais (elementos da camada mais
 externa , na mesma configuração)
 
Entre La (57) e Hf (72) lantanídeos ou
 terras raras
Entre Ac (89) e Lr (103) actinídeos
 
Acima de U (92) transurânicos 
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Metal
Não-metal
Metaloide
Metais de transição
Lantanídeos
Actinídeos
Tabela Periódica dos Elementos
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A Tabela Periódica
Grupo 0: gases inertes (gases raros)
Grupo IA: alcalinos
Grupo IIA: alcalino-terrosos
Grupos IIIA,IVA,VA: metais/não-metais
 (B, Si, Ge, As, Sb, etc.)
Grupo VIIA: haletos/halogenetos
Grupos IIB, IIIB: metais de transição
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Tabela Periódica dos Elementos: em verde, os elementos 
que são inerentemente metálicos por natureza.
Fonte: Shackelford.
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Tabela Periódica dos Elementos, apresentando elementos metálicos e não-metálicos.
Deve-se observar que Si e Ge estão incluídos nos metais, o que não se apresentava 
na figura anterior. Na forma elemental, Si e Ge comportam-se como semicondutores.
O Sn elemental pode ser metal ou semicondutor, dependendo da sua estrutura cristalina.
Fonte: Shackelford.
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Tabela Periódica dos Elementos: em verde os elementos 
associados a polímeros comerciais. Fonte: Shackelford.
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Tabela Periódica dos Elementos, com os semicondutores elementais em verde mais escuro e os outros elementos, que formam compostos semicondutores, em verde mais claro.
Os compostos semicondutores são constituídos de pares das colunas III e V (por ex., AsGa) ou das colunas II e VI (por ex. CdS). Fonte: Shackelford.
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Distribuição de elétrons em camadas para os três primeiros períodos
Diagrama de Lewis
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Diagramas de pontos de Lewis para elementos selecionados
Não-metal
Metaloide
Metal
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Propriedades Químicas 
 Metais Não- metais
Usualmente apresentam 1 – 3 elétrons em sua camada mais externa.
 Perdem facilmente seus elétrons de valência.
 Formam óxidos
que são básicos.
 São bons agentes redutores. 
Apresentam as menores eletronegatividades.
Usualmente apresentam 4 – 8 elétrons em sua camada mais externa. 
Ganham ou compartilham os elétrons de valência facilmente.
 Formam óxidos que são ácidos.
 São bons agentes oxidantes. 
Apresentam as maiores eletronegatividades.
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Propriedades Físicas
 Metais Não metais
Bons condutores elétricos e bons condutores de calor. 
Maleáveis – podem ser colocados em chapas finas. 
Dúcteis – podem ser colocados na forma de fios.
 Possuem brilho metálico. 
Opacos quando em chapas finas. 
Sólidos à temperatura ambiente (exceto Hg). 
Pobres condutores de calor e de eletricidade. 
Frágeis: se sólidos. 
Não-dúcteis. 
Não possuem brilho metálico.
Transparentes, quando em chapas finas.
Sólidos, líquidos ou gases à temperatura ambiente.
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Comportamento químico
Ligações químicas
Explicação das propriedades dos materiais
 grafite (mole)
 Exemplo : Carbono 
 
 diamante(duro)
Esta dramática disparidade em propriedades está 
ligada ao tipo de ligação interatômica encontrada no 
grafite, mas que não existe no diamante. 
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Orbital externo (com 4 elétrons 
de ligação sp3)
Núcleo(com seis prótons e seis nêutrons)
 Orbital externo (com dois elétrons 1s) 
 Esquema planetário do átomo de 12C. 
Fonte: Löic Le Bourlegat
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Comportamento químico
Ligações químicas
Comportamento químico: grande estabilidade quando as camadas eletrônicas estão preenchidas
 Ligação iônica ou heteropolar (NaCl)
 Ligação covalente ou homopolar (C)
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Fonte: Löic Le Bourlegat
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Fonte: Löic Le Bourlegat
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Transferência de elétrons
Ligação
iônica
Ligação iônica entre átomos de Na e Cl.
A transferência de elétron do Na para o Cl cria um cátion (Na+) e um ânion (Cl-).
A ligação iônica deve-se à atração coulombiana
entre os íons de cargas opostas. 
Fonte: Shackelford.
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Empacotamento regular dos íons Na+ e Cl- em NaCl sólido. Isto é indicativo da natureza não-direcional das ligações iônicas.
Na+
Cl-
Fonte: Löic Le Bourlegat
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Ligação covalente em molécula de gás cloro, Cl2.
Em (a): tem-se um modelo planetário comparado 
com (b),que é a densidade eletrônica real.
Em (c): esquema de Lewis.
Em (d): esquema de ligação por linhas.
Fonte: Shackelford.
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Fonte: Löic Le Bourlegat
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Molécula de etileno
Molécula de polietileno
Mer de etileno
Molécula de etileno (C2H4) comparada 
com (b) molécula de polietileno (- C2H4 -)n
que resulta da conversão da ligação dupla
C=C em duas ligações simples.
Fonte: Shackelford.
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Representação esquemática bidimensional de uma estrutura tipo”espaguete” de polietileno sólido.
Fonte: Shackelford.
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Estrutura tridimensional de ligação em sólido covalente: carbono (diamante). Cada átomo de carbono (C) possui quatro ligações covalentes para cada outros quatro átomos de carbono. Esta geometria pode ser comparada à estrutura “cúbica diamante”. Nesta ilustração, a “ligação” esquemática da ligação covalente está em perspectiva para enfatizar o arranjo espacial dos átomos ligados de carbono.
Fonte: Shackelford.
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Tetraedro representado como um cluster de íons.
De fato, a ligação Si-O exibe as características iônica e covalente.
Fonte: Shackelford.
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Configuração tetraédrica das ligações covalentes no
 carbono.O ângulo de ligação é de 109,5°. 
Fonte: Löic Le Bourlegat
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Comportamento químico
Ligações químicas
Ligações metálicas : subgrupos I , II e III
 séries de transição
 terras raras
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Nuvem de elétrons com os 
elétrons de valência
Vista em corte
do íon Cu2+
Ligação metálica consistindo de um gás ou nuvem de 
elétrons. Fonte: Shackelford.
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Eletronegatividade dos elementos (retirada de Linus Pauling, The nature of the 
chemical bond and the structure of molecules and crystals – An introduction to 
modern structural chemistry, 3 ed., Cornell University Press, Ithaca, New York, 1960)
Fonte: Shackelford.
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Energias de ligação e temperaturas de fusão para substâncias selecionadas.
Tipo de ligação
Iônica
Covalente
Metálica
Substância
Energia de ligação
Temperatura 
de fusão
 (°C)
(diamante)
Fonte: Shackelford.
kJ/mol
(kcal/mol)
eV/átomo,
íon,molécula
Hidrogênio
van der Waals
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TIPOS BÁSICOS DE SÓLIDOS
CLASSIFICAÇÃO SEGUNDO O TIPO DA FORÇA DE LIGAÇÃO
Metálica 
Iônica 
 
Covalente
Molecular
Van der Waals
definem propriedades do material como:
 condutividade térmica;
 condutividade elétrica;
 estrutura de bandas;
 energia coesiva;
 propriedades ópticas.
 
 
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Átomo de Ar isolado
Átomo de Ar isolado
Centro da carga 
positiva (núcleo)
Centro da carga 
negativa (elétron)
Magnitude do 
momento de dipolo
Ligação 
secundária
Desenvolvimento de dipolos induzidos em átomos adjacentes de
argônio, e que resulta em uma ligação secundária (fraca).
A distorção apresentada na figura é exagerada.
Fonte: Shackelford.
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“Ponte de hidrogênio.” Esta ligação secundária é formada entre dois dipolos permanentes em moléculas adjacentes de água. (retirado de W. G. Moffatt, G. W. Pearsal, e J, Wulff, The structure and properties of materials. v.1: Structures, John Wiley & Sons, Inc., New York, 1964.) Fonte: Shackelford.
Dipolo