profa. liliane de souza - 20101 universidade paulista – unip curso de engenharia aula-03:...

Profa. Liliane de Souza - 2010 1

Universidade Paulista – UNIP Curso de Engenharia

Aula-03: Ligações Químicas e sua relações com as propriedades dos materiais

Modelos Atômicos:1. Menor parte da matéria formado por uma esfera maciça

indivisível (Dalton – 1803).

2. Esfera carregada e eletricamente neutra – “pudim de passas” (Thomson -1904).

3. Esfera onde os elétrons se encontram regularmente distribúidos em torno de uma pequeníssima área chamada de núcleo onde as partículas de carga positivas se encontram – modelo nucleado (Rutherford – 1911).

4. Esfera onde os elétrons circulam ao redor do núcleo em órbitas definidas e discretas e suas posições estão mais ou menos definidas em termos de seus orbitais (Bohr – 1913)

5. Os elétrons não são mais vistos como partículas que se movem em um orbital discreto mas por ter também caráter ondulatório sua posição é dada por uma distribuição de probabilidade ou nuvem eletrônica (Schrodinger – 1928).


Comparação entre o modelo de Bohr e o mecânico-ondulatório

núcleoElétron em órbita

Distância do núcleo

0

0

Região de máxima probabilidade

Surgem os números quânticos

Cada elétron é caracterizadopor 04 números quânticos

n- principal (camada)

l- subcamada (orbitais)

ml=no de estados energéticos de cada orbital

ms= orientação do elétron


Energia

Número quântico principal, n

1 2 3 4 5

s

sp

sp

d sp

d

f

sp

d

f

Elemento No Atômico Conf.Eletrônica

H Z=1 1s1

He Z=2 1s2

Li Z=3 1s22s1

Be Z=4 1s22s2 B Z=5 1s22s22p1

Na Z=11 1s22s22p63s1

Cl Z=17 1s22s22p63s23p5



AtrativaRepulsiva Magnitude: distância entre os

átomos

Atração Interatômica : ligação atômica

Quanto mais profundo for o poço de energia mais forte é a ligação química


Tipos de Atrações lnteratômicas

• Ligação Iônica – atração eletrostática: cátion + ânion.

Ligação Metálica – um caso especial de atração eletróstatica: cátions + nuvem de elétrons.

• Ligação Covalente – formação de dipolos induzidos ou permanentes formação de moléculas.


• Ligação iônica: mais fácil de ser descrita e visualizadaos átomos se tornam íons com perda ou ganho de elétrons para adquirir configurações estáveis semelhante a um dos gases nobres (2 ou 8 elétrons m sua última camada)

a ligação ocorre por forças atrativas que é função da distância interatômica:atrativa: EA= - A /r

repulsiva: ER= - B / rn Onde A e B são constantes que dependem de cada sistema iônico e r é o raio de aproximação.

Ligação interatômica

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Ligação Atômica Ligação Covalente

– compartilhamento dos elétrons de valência de dois átomos adjacentes

Representação esquemática da ligação covalente na molécula

de metano ( CH4 ) e água (H2O)

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Atrações Interatômicas

• Ligações Primárias: iônicas, covalentes e metálicas•Ligações Secundárias: --dipolo induzido- forças Van der Waals-ligações de hidrogênio

são fracas em relação às primárias (Energia de ligação 10

kJ/mol ou 0,1 eV/átomo)

Ocorrem entre dipolos induzidos e moléculas polares

Os estados sólidos, líquidos e gasosos dos materiais estão diretamente ligados às atrações que mantém os átomos unidos.

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Ligação Atômica nos Sólidos Ligação Metálica

– elementos metálicos possuem de um a três elétrons de valência

– os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo, mas estão mais ou menos livres para de movimentar por todo o metal - nuvem eletrônica

– os núcleos e os elétrons restantes formam o núcleo iônico carregados positivamente

– os elétrons livres protegem os núcleos iônicos das forças repulsivas (“cola”)

– bons condutores elétricos e térmicos devido aos elétrons livres

– ruptura dúctil na temperatura ambiente

Ilustração esquemática da ligação metálica

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Ligação: interação com muitos átomos em todas as direções. Energia de ligação relativamente grandes (600 a 1500 kJ/mol)

temperaturas de fusões elevadas

Sólidos iônicos em geral são duros e frágeis Sólidos iônicos em geral são isolantes térmicos e elétricos

Características dos sólidos iônicos:

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Sólidos covalentes: interação direcional, isto é, ela ocorre na direção entre um átomo e outro.

No de ligações covalentes: número de elétrons de valência(N’)Cl = 1s22s22p63s23p5 N’=7 logo No

LV= 8 - N’ = 1C= 1s22s22p2 N’=4 logo No

LV= 8 – N’ = 4

Os sólidos covalentes podem ser muito fortes ou muito fracos dependerá dos átomos envolvidos e suas estruturas de empacotamento.

Características:

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Ligação Iônica e Covalentes Exemplos ligação iônica:

– Diamante (Tf = 3550oC)

– Bismuto (Tf = 270oC) Informações gerais: ligações iônicas e covalentes

Normalmente as ligações interatômicas são parcialmente iônicas e parcialmente covalentes, poucos compostos exibem ligações com caráter que seja exclusivamente iônico ou covalente;

Quanto maior for a diferença entre as eletronegatividades mais iônica será a ligação. De modo contrário, quanto menor for a diferença de eletronegatividade maior será o grau de covalência.

Diferença eletronegatividade

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Ligação Atômica nos SólidosLigações Secundárias: Dipolo Induzido Flutuantes

Todos os átomos apresentam constantes movimentos vibracionais, que podem causar distorções instantâneas e de curta duração com a conseqüente criação de pequenos dipolos elétricos.

Um dipolo pode ser criado ou induzido num átomo ou molécula que seja normalmente simétrico.

Sólidos formados por este tipo de ligações apresentam baixíssimos pontos de fusões e ebulições.

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Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Secundárias ou de Van der Waals

Ligações entre Molécula Polares e Dipolo InduzidoMomentos dipolo permanentes existem em algumas moléculas em virtude de um arranjo assimétrico, tais moléculas são chamada de moléculas polares.As moléculas polares podem induzir dipolos em moléculas apolares adjacentes, desse modo se forma uma ligação.

A magnitude dessa ligação será maior que será maior que a de dipolo induzido.

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Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Secundárias ou de Van der Waals

Ligações Dipolo Permanentes e pontes de hidrogênioLigação de hidrogênio é o tipo mais forte de ligação secundária. Ocorre entre moléculas nas quais o H está ligado covalentemente ao Fluor, F

Oxigênio, O

Nitrogênio, N

Ex.: HF, H2O,NH3.

Ligação por ponte de hidrogênio com magnitude de ligação maior que para os outros tipos de ligação secundária.


Relação com as Propriedades• Materiais sólidos: interação com muitos

átomos.• Resistência mecânica: aumenta com a força

máxima e com o aumento da energia de ligação (aumento da profundidade do poço da curva de energia de ligação.

• Pontos de fusão e de ebulição: aumentam com o aumento da energia de ligação.

• Coeficiente de expansão térmica: diminui com o aumento da energia de ligação.


Classificação dos Materiais: tipos• Pode-se classificar a maioria dos materiais em 3 tipos:

Metais, Poliméricos e Cerâmicos- Os metais são compostos por elementos cujos átomos perdem elétrons facilmente (ligação metálica)- Elementos não metálicos que compartilham elétrons formam os materiais orgânicos como os polímeros (ligação covalente).- Materiais cerâmicos contêm elementos metálicos e não-metálicos: MgO, SiO2, vidros (ligações iônicas e covalentes).

• As 3 categorias citadas, às vezes, não são nitidamente delineadas.• Temos materiais intermediários entre os cerâmicos e os plásticos

(silicones, por exemplo).• Os semicondutores podem ser considerados como metais ou como

materiais cerâmicos dependendo da composição.• O grafite também é outro material que não se encaixa em nenhuma

das classificações básicas.


ExercícioTendo em conta as energia de ligação dos seguintes compostosMgO – 640 kj/molC (diamante) - 713 kj/molH2O – 51 kJ/mol

E os raios atômicos:O (Z=8) – 0,60 AngstronC (Z=6)– 0,70 AngstronH (Z=1) - 0,46 AngstronMg (Z=12) – 1,6 Angstron

Estime as curvas de Energia Potencial vs distância internuclear.

Tendo em conta os números atômicos de cada átomo a partir de suas distribuições eletrônicas proponha os tipos de ligações dos compostos.



COORDENAÇÃO ATÔMICA

Distância interatômica Raio Atômico e IônicoNo Coordenação



No Coordenação – NC: número de vizinhos mais próximos de um dado átomo emuma dada estrutura espacial

EMPACOTAMENTOSEstruturas cristalinas

Estruturas amorfas

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