PMT-3131 Química dos Materiais Aplicada à Engenharia Elétrica. TURMA 3 AULA 1 Augusto Neiva

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Jorge Faro Sales
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1 PMT-3131 Química dos Materiais Aplicada à Engenharia Elétrica TURMA 3 AULA 1 Augusto Neiva

2 APOSTILA 2017 PARTE 1 - LIGAÇÕES QUÍMICAS PMT-3131 Química dos Materiais Aplicada à Engenharia Elétrica PQI-3110 Química Aplicada (Engenharias de Computação e Mecatrônica)

5 POR QUE ESTUDAR LIGAÇÕES QUÍMICAS? CERÂMICAS MATERIAIS METÁLICOS POLÍMEROS

7 Leitura complementar:... Eletronegatividade A eletronegatividade corresponderia ao poder de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para si. A diferença entre as eletronegatividades de dois elementos definiria o grau de caráter iônico da ligação entre eles....

8 LIGAÇÕES: ONDE FICAM OS ELÉTRONS? Nas ligações puramente iônicas, não há compartilhamento. Nas ligações metálicas, uma parte dos elétrons é compartilhada por todos os átomos do cristal ou da peça. Nas ligações covalentes, pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos (ou um número um pouco maior de átomos). Onde ficam os elétrons? Orbitais atômicos Orbitais moleculares Deslocaliza dos Átomos livres / Íons / Ligações iônicas Ligações covalentes Ligações metálicas

9 Regiões de probabilidade definidas pela resolução da equação de Schrödinger (95%) Os orbitais s apostila: pg.... 9

10 Números quânticos: Principal (n) 1, 2, 3,... TAMANHO Secundário ou azimutal (l) 0, 1,..., (n-1) FORMA Magnético (m) - -l,..., 0,..., +l DIREÇÃO Spin (m s ) - + ½ apostila: pg

11 Orbitais atômicos e as camadas eletrônicas n l m Símbolo s s 2 1-1, 0, +1 2p s 3 1-1, 0, +1 3p 3 2-2, -1, 0, +1, +2 3d s 4 1-1, 0, +1 4p 4 2-2, -1, 0, +1, +2 4d 4 3-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 4f 11

12 ENERGIA ener gia 3d 3p 3s 4f 4d 4p 4s 2p 2s 3d 3p 3s 1s 4f 4d 4p 4s 2p 2s 3d 3p 3s 1s 4f 4d 4p 4s 2p 2s ORBITAIS ATÔMICOS 1s número atômico 12

13 Sem compartilhamento: átomos e íons s orbital p orbitals d orbitals 13

18 ÍONS

19 ÍONS

20 ÍONS estrutura de pseudo gás nobre

23 Denomina-se Potencial de Ionização ou Energia de Ionização a quantidade de energia necessária para remover elétrons externos do átomo neutro.

A energia liberada com a incorporação de um elétron para a formação de um ânion é denominada Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade. Quanto maior esta energia, mais fácil será se formar o ânion.

24 A energia liberada com a incorporação de um elétron para a formação de um ânion é denominada Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade. Quanto maior esta energia, mais fácil será se formar o ânion * 2 60 * * * 3 53 * * * * * * * * * * * Tabela 1.7 Afinidade eletrônica (kj/mol) em função do período e do grupo na Tabela Periódica

25 LIGAÇÕES: ONDE FICAM OS ELÉTRONS? Nas ligações puramente iônicas, não há compartilhamento. Nas ligações metálicas, uma parte dos elétrons é compartilhada por todos os átomos do cristal ou da peça. Nas ligações covalentes, pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos (ou um número um pouco maior de átomos). Onde ficam os elétrons? Orbitais atômicos Orbitais moleculares Deslocaliza dos Átomos livres / Íons / Ligações iônicas Ligações covalentes Ligações metálicas

26 A eletrosfera de um átomo, para atingir uma condição energética mais estável, pode perder, ganhar ou compartilhar elétrons com outros átomos, dependendo dos átomos presentes na vizinhança e das condições de temperatura e pressão. Desta forma, podem surgir diferentes tipos de ligações entre átomos: 1) Ligação iônica: surge da interação eletrostática entre íons. É uma ligação forte que tende a formar estruturas ordenadas no estado sólido (cristais). 2) Ligação metálica: surge do compartilhamento de elétrons por um grande grupo de átomos. A força desta ligação é moderada. Tende a formar estruturas ordenadas no estado sólido (cristais). 3) Ligação covalente: surge do compartilhamento de elétrons entre pares de átomos. É uma ligação muito forte e de caráter direcional. Forma moléculas. As interações entre moléculas são forças secundárias fracas. 4) Forças secundárias: Interações de fraca intensidade de natureza eletrostática que podem ser interatômicas, intermoleculares e intramoleculares. Tipos: Van der Waals, ponte de hidrogênio.

27 Tabela 2: Moléculas e cristais Ligações fundamentais presentes Arranjo Exemplos Covalentes Metálicas Iônicas Forças secundárias Moléculas H 2 O, CO 2, etanol, DNA Cristais metálicos Fe, Au, Pt, Cu, Al, W Cristais iônicos NaCl, KBr, AgCl, MgCl 2 Cristais covalentes C diamante, Si Cristais moleculares Gelo, açúcar, gelo seco

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