Estrutura Atômica 40 ao 78

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Energia liberada quando se adiciona um elétron em um 
átomo.
Cl(g) + e- Cl-(g) AE = -349 KJ/mol
Eletronegatividade: Capacidade que o átomo
do elemento tem de atrair elétrons, quando
estes estão compartilhados com outro
elemento.
Afinidade Eletrônica
Eletropositividade e Eletronegatividade
Ligação Atômica nos sólidos
Forças e energias da ligação
E = Ea + Er
E0 = A Energia da ligação
Ligação Atômica nos sólidos
A magnitude da energia da ligação e a forma da curva de separação de
energia em função da separação Inter atômica variam de material para
material.
Inúmeras Propriedades do material dependem de E0, da forma da curva e
do tipo de ligação.
Ex.: Materiais com alta energia de ligação também tem pontos de fusão
elevados.
A temperatura ambiente:
Forças da ligação altas favorecem a formação de sólidos;
Forças intermediarias à formação de líquidos;
E fracas à formação de gases.
Ligação Atômica nos sólidos
A rigidez mecânica depende da forma de sua curva. Para uma material
relativamente duro, a inclinação da curva no ponto r = r0, será relativamente
íngreme
Um “vale” profundo esta relacionado normalmente a um baixo coeficiente
de expansão térmica e a alterações dimensionais relativamente pequenas
em resposta a mudanças de temperatura.
Prof.Me.Rolf de Campos Intema
Química Geral
Para que formar Ligações Químicas?
Forma-se uma ligação química entre dois
átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos
e seus elétrons tem menos energia do que a
energia total dos átomos separados
Moléculas tendem a 
buscar a situação de 
maior estabilidade.
Átomos raramente 
são encontrados em 
sua forma isolada
Átomos isolados 
constituem-se em 
entidades com alta 
energia.
Introdução
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos 
isolados
Átomos 
ligados
E
n
e
rg
ia
Introdução
Diminuição da Energia
Transferência 
completa de 
elétrons
Ligação Iônica
Compartilhamento 
de elétrons
Ligação Covalente
Muitos cátions 
mantidos unidos 
por um número 
grande de 
elétrons
Ligação Metálica
Busca por uma configuração estável –
regra do octeto (dueto)
(configuração de gás nobre)
Se a energia mais baixa é atingida pela transferência
completa de elétrons de um ou mais elétrons de um
átomo para outro, formando íons.
Ligação Iônica 
Se a energia mais baixa é atingida pelo
compartilhamento de elétrons.
Ligação Covalente
Uma ligação iônica é conseqüência da atração 
eletrostática entre íons com cargas opostas
Na(g) Na+(g) + e- +494 Kj/mol
Cl(g) + e- Cl-(g) -349 Kj/mol
Neste ponto 494 - 349 = 145Kj/mol
Um aumento na energia
[Ne]3s1
Contribuição da forte atração eletrostática entre os
Íons de carga opostas no sólido.
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) -787 Kj/mol
Assim, a mudança de energia é +145-787 = -642Kj/mol
Decréscimo de energia
[Ne]3s2 3p5
Ligações Iônicas
Estrutura Cristalina do Cloreto de Sódio
É possível observar que cada íon cloreto está circundado por seis íons Na+ e
cada íon sódio está ligado a seis íons cloreto. Assim, ambos os íons têm
N.C. = 6. A estequimetria do cristal é 1:1 (composto do tipo MX).
Estrutura Cúbica de Face Centrada (fcc)
Ligações Iônicas
Ligações Iônicas
Resultado da atração entre elementos 
metálicos e não metálicos.
Ligação não direcional
Energia da ligação e temperatura de fusão
Visão simplificada das interações da molécula de H2
Compartilhamento de elétrons
Exceção
Ligação Covalente
Aproximação de dois átomos;
Sobreposição de orbitais atômicos, 
Compartilhamento do elétron.
Ligação Covalente
Ligação Covalente
H2, F2, Cl2, etc...
Número de ligações covalente que 
um composto pode fazer
8-N’, onde N’ é a família 
Ligações Simples: compartilhamento de um par de elétrons.
Ligações Duplas: compartilhamento de dois pares de elétrons
Ligações Triplas: compartilhamento de três pares de elétrons.
Distância entre os átomos ligados diminui a
medida que o número de pares de elétrons
compartilhados aumenta, assim como a força da
ligação.
Ligações Múltiplas
Ligações Químicas ocorrem com os elétrons da camada mais 
externa dos átomos envolvidos
Camada de Valência
Os símbolos de Lewis consiste no símbolo químico do
elemento mais um ponto para cada elétrons da camada
de valência
Símbolos de Lewis
Exemplo: Tricloreto de fósforo (PCl3)
Etapa 1:
Etapa 2: Etapa 3:
Estrutura de Lewis
Etapa 4:
*
*
***
*
** *
*
****
**
**
* *
Ressonância
Carga Formal
Carga Formal = e- de
valência – [(1/2e-
compartilhados) + e-
isolados]
Carga formal da uma indicação da 
extensão da perda ou ganho de elétrons 
por um átomo na formação da ligação
Estrutura de Lewis
Camada de valência Expandida Octeto Incompleto
Orbitais d vazios disponíveis para
formar ligações Não-metais do
período 3 ou acima podem ter
octetos expandidos.
Não forma octeto pois o F é muito
Eletronegativo.
Exceções da Regra do Octeto
Ligação Metálica
Os materiais metálicos possuem apenas um, dois ou três elétrons de valência.
Os elétrons de valência não estão
ligados a nenhum átomo em particular
e estão livres para se movimentar por
todos o metal. (mar de elétrons).
O restante dos elétrons juntamente
com os núcleos atômicos formam
núcleos iônicos
Natureza não direcional