CTM_Aula_03 (1)

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Autor: Prof. Dr. Carlos Alberto R. Brito Júnior
São Luís – MA/Brasil
(1) Usando os dados abaixo, calcule a força de atração 
coulombiana entre Na+ e Cl- no NaCl. Qual a força 
repulsiva nesse caso?.
Dados:
rNa = 0,098 nm e rCl = 0,181 nm
K0 = 9x10
9 V∙m/C
Algumas relações de unidades
1 V∙C = 1 J
1 F = 1 C/V
V/m = N/m Resposta: 2,98 x 10-9 N
Configuração eletrônica estável adquirida pelo 
compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes.
Nº de ligações covalentes = 8 – nº elétrons de valência 
Metano: CH4
Exemplos: Configuração tetraédrica do Carbono 
(Diamante) e outros sólidos elementares como o Silício e 
o Germânio; Moléculas elementares de não metais (H2, 
Cl2, F2, O2, N2, etc.) e moléculas com átomos diferentes 
(H2O, NH3, HNO3, C2H3Cl, HF, etc.).
Carbeto de Silício: SiC
Aplicações: abrasivos, disco de lixa para retificadoras, brunimento, 
cadinhos para fundição. Componentes de queimadores, fornos e 
peças sujeitas a altas temperaturas, trocadores de calor, anéis para
selos mecânicos, válvulas e peças afins, bicos, pulverizadores e
componentes de máquinas de jateamento de granalhas, rolamentos,
tubulações e componentes sujeitos a processos químicos, 
dessulfuradores, buchas e grelhas sujeitas a erosão, corrosão e 
temperaturas elevadas, componentes usados em indústrias 
alimentícias, etc. 
Carbeto de Silício: SiC
Aplicação recente – PCU (módulo de controlador de 
potência) em veículos elétricos e híbridos.
Carbeto de Silício: SiC
Pode melhorar a 
autonomia do veículo em 
até 10%;
Redução do tamanho do 
PCU em até 80%;
Consumo energético, 
tamanho e propriedades 
térmicas.
Em geral os compostos químicos exibem tanto ligações 
iônicas quanto ligações covalentes.
Diferença de 
Eletronegatividade
Ligação Iônica
Diferença de 
Eletronegatividade
Ligação Covalente
O percentual de caráter iônico CI de uma ligação entre 
os átomos A e B (onde A é o elemento mais 
eletronegativo) pode ser aproximado pela expressão: 
Onde XA e XB são as eletronegatividades dos respectivos 
elementos.
- Elétrons livres e distantes do núcleo para o elemento 
metálico;
- No máximo 03 elétrons de valência;
-Gás ou Nuvem eletrônica;
- Encontrada em elementos dos Grupos IA e IIA na 
tabela periódica e em todos metais elementares.
+ +
+ +
+
+
+
+ ++
+
+
+ + + +
Núcleo iônico 
(Cátions) = 
núcleos atômicos + 
elétrons restantes 
Nuvem eletrônica 
= elétrons de 
valência livres
Arranjo cristalino em sólidos 
metálicos
Em geral, por causa dos elétrons livres, os metais 
apresentam:
➢Elevada condutividade elétrica – os elétrons se movem 
livremente sob ação de um campo elétrico;
➢Elevada condutividade térmica – associada a mobilidade 
dos elétrons de valência que transferem a energia 
térmica de um nível de alta temperatura para outro de 
baixa;
➢ Absorção da energia luminosa – os materiais são opacas;
➢ Ponto de fusão e ebulição elevados - a nuvem de 
elétrons “segura” os átomos unidos uns aos outros com 
maior intensidade.
Johannes Diderik Van der 
Waals (1837 — 1923): 
físico neerlandês.
Nobel de Física de 1910.
Corrigiu a equação PV=RT
-Ligações secundárias - Ligações 
físicas fracas (energia de ligação na 
ordem de 10kJ/mol);
- Originam ligações intermoleculares;
-Ocorrem, na maioria, em gases 
inertes e em moléculas ligadas 
covalentemente;
- Origem: dipolos atômicos ou 
moleculares.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Nobel_de_F%C3%ADsica
O momento dipolar mede a separação de cargas no 
interior da molécula. Numa molécula linear, como o 
CO2, na qual seus extremos C – O são polares, como 
um todo é apolar porque as polaridades se cancelam. 
Já a molécula de H2O (não linear) é polar. A forma 
da molécula é fundamental para determinar seu 
momento dipolar.
Todas as moléculas diatômicas homonucleares, tais 
como O2, F2, Cl2 e H2, são não polares (ou apolares). 
Ambos os átomos têm a mesma eletronegatividade e 
os elétrons compartilhados sofrem igual atração por 
ambos os núcleos.
O momento dipolar (µ) mede a separação de cargas no 
interior da molécula. Numa molécula linear, como o CO2, 
na qual seus extremos C – O são polares, como um todo é 
apolar porque as polaridades se cancelam. Já a molécula 
de H2O (não linear/ligação de hidrogênio) é polar. A 
forma da molécula é fundamental para determinar seu 
momento dipolar.
Todas as moléculas diatômicas homonucleares, tais como 
O2, F2, Cl2 e H2, são não polares (ou apolares).
As moléculas diatômicas heteronucleares, como HF, são 
polares, a variação eletronegativa causa uma distribuição 
assimétrica da densidade eletrônica da molécula.
Atração entre Dipolos permanentes: Dipolo-Dipolo
-Ocorre entre moléculas polares;
- Atração entre polos.
Atração entre Dipolos induzidos flutuantes: Forças de 
dispersão ou Forças de London
Todas as moléculas simétricas e átomos de gases nobres 
têm momentos de dipolo transitórios ou flutuantes;
Efeito temporal e randômico: distorções da simetria 
elétrica de alguns átomos ou moléculas, que criam um 
pequeno dipolo elétrico.
Pode ser definida como um grupo de átomos que estão 
ligados entre si por meio de fortes ligações primárias 
(especificamente a ligação covalente). 
Estes grupos de átomos, eletricamente neutros, agem 
como se fosse uma unidade, pois as atrações 
intramoleculares são muito fortes, porém, as ligações 
intermoleculares são fracas (Van der Waals).
Molécula de Butano
Ligações dipolo-dipolo
entre
moléculas de água
Em relação a estrutura dos materiais sólidos costuma-se 
empregar o termo molécula (monômero) para a unidade 
fundamental dos materiais poliméricos (Macromoléculas 
Sintéticas). 
Materiais Metálicos e Cerâmicos geralmente se associa a 
uma estrutura originada de um arranjo atômico (arranjo 
cristalino).
Distância de equilíbrio (distância interatômica) do Fe = 2,48 Å
Raio atômico do Fe metálico = 1,24 Å
Alguns fatores que afetam o tamanho de um átomo ou íon:
- Valência:
Alguns fatores que afetam o tamanho de um átomo ou íon:
Nº de átomos adjacentes repulsão eletrônica
Ligações Covalentes Distância interatômica
Exemplo:
Representa o número de vizinhos mais próximos que um 
átomo tem.
Ex.: O NC do carbono é quatro, e do hidrogênio é um.
Os elétrons de valência e o empacotamento atômico 
afetam diretamente o número de coordenação.
Em geral, os NCs dos metais e sólidos iônicos são 
governados pelo empacotamento enquanto que para 
sólidos covalentes pelos limites de compartilhamento 
eletrônico.
O NC depende diretamente dos tamanhos relativos dos 
íons carregados com cargas opostas. Esse tamanho 
relativo é caracterizado pela razão dos raios (r/R).
r – raio do menor íon
R – raio do maior íon
Quantos íons de O2- (r = 1,32 Å) podem circundar um íon 
de Mg2+ (r= 0,78 Å)? 
Relação entre raios:
0,78/1,32 = 0,59
Quantos íons de O2- (r = 1,32 Å) podem circundar um íon 
de Si4+ (r= 0,39 Å)? 
Relação entre raios:
0,39/1,32 = 0,3
Mostre que a mínima relação entre os raios, para um 
número de coordenação de três, é 0,155.
Mostrar que a mínima relação entre os raios, para um 
número de coordenação de seis, é 0,414.
(1) Calcule a razão mínima para um número de 
coordenação de 8.
(2) Estime o número de coordenação para o cátion em 
cada um desses óxidos de cerâmica: Al2O3, B2O3, CaO
e MgO.
rAl = 0,057 nm; rB = 0,02 nm; rCa = 0,106 nm; rMg = 
0,078 nm; rO = 0,132 nm.