Materiais Elétricos - Lapa - aula 03 2018.ppsx

(1)

Curso Superior de Tecnologia em Instalações Elétricas

Professor : ARMANDO LAPA JUNIOR

FA

TE

C

S

P

2018

(2)

MATERIAIS

ELÉTRICOS

Aula 03

2018

Aula 03

(3)

Os elétrons que circundam o núcleo do átomo não

têm todos, o mesmo nível energético, sendo assim

distribuídos em vários níveis, com propriedades

energéticas diferentes :

Os elétrons que circundam o núcleo do átomo não

têm todos, o mesmo nível energético, sendo assim

distribuídos em vários níveis, com propriedades

energéticas diferentes :

Números

quânticos

maior a energia

(4)

• Os chamados números quânticos são usados para

demonstrar a posição dos elétrons nos orbitais.

• São eles:

• Os chamados

números quânticos

são usados para

demonstrar a posição dos elétrons nos orbitais.

• São eles:

Números

quânticos

n: número quântico principal

ℓ: número quântico azimutal ( ou secundário)

m

₁

: número quântico magnético

m

_s

: número quântico spin

n: número quântico principal

ℓ: número quântico azimutal ( ou secundário)

m

₁

: número quântico magnético

(5)

Estes níveis são representados pelos números

inteiros correspondentes a:

• K = 1 s 2 elétrons

s2

• L = 2 s p 8 elétrons

s2 p6

• M = 3 s p d 18 elétrons

s2 p6 d10

• N = 4 s p d f 32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• O = 5 s p d f g 32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• P = 6 s p d f g h 18 elétrons

s2 p6 d10

• Q = 7 s p d f g h i... 8 elétrons

s2 p6

Estes níveis são representados pelos números

inteiros correspondentes a:

• K = 1

s

2 elétrons

s2

• L = 2

s p

8 elétrons

s2 p6

• M = 3

s p d

18 elétrons

s2 p6 d10

• N = 4

s p d f

32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• O = 5

s p d f

g

32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• P = 6

s p d

f

g

h

18 elétrons

s2 p6 d10

• Q = 7

s p

d f

g h i...

8 elétrons

s2 p6 M ai o r En e rg ia

Número Quântico Principal (n): também conhecido como nível energético.

Número Quântico Principal (n): também conhecido como

(6)

Estes níveis são representados pelos números

inteiros correspondentes a:

• K = 1 s 2 elétrons

s2

• L = 2 s p 8 elétrons

s2 p6

• M = 3 s p d 18 elétrons

s2 p6 d10

• N = 4 s p d f 32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• O = 5 s p d f g 32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• P = 6 s p d f g h 18 elétrons

s2 p6 d10

• Q = 7 s p d f g h i... 8 elétrons

s2 p6

Estes níveis são representados pelos números

inteiros correspondentes a:

• K = 1

s

2 elétrons

s2

• L = 2

s p

8 elétrons

s2 p6

• M = 3

s p d

18 elétrons

s2 p6 d10

• N = 4

s p d f

32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• O = 5

s p d f

g

32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• P = 6

s p d

f

g

h

18 elétrons

s2 p6 d10

• Q = 7

s p

d f

g h i...

8 elétrons

Número Quântico Principal (n): também conhecido como nível energético.

Número Quântico Principal (n): também conhecido como

(7)

...

Níveis ou Camadas de Energia

Níveis ou Camadas K,L,M,N,O,P,Q

(8)

(9)

• É comumente conhecido como subnível energético e

representado pelas letras(“s, p, d, f,”...),

Sendo :

• s: sharp

• p: principal

• d: difuse

• f: fundamental

• É comumente conhecido como

subnível energético

e

representado pelas letras(“s, p, d, f,”...),

Sendo :

• s: sharp

• p: principal

• d: difuse

• f: fundamental

Número Quântico Azimutal(ℓ) ou Número Quântico

Secundário .

(10)

Estes subníveis são representados pelas letras :

s,p,d,f

• K = 1 s 2 elétrons

s2

• L = 2 s p 8 elétrons

s2 p6

• M = 3 s p d 18 elétrons

s2 p6 d10

• N = 4 s p d f 32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• O = 5 s p d f g 32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• P = 6 s p d f g h 18 elétrons

s2 p6 d10

• Q = 7 s p d f g h i... 8 elétrons

s2 p6

Estes subníveis são representados pelas letras :

s,p,d,f

• K = 1

s

2 elétrons

s2

• L = 2

s p

8 elétrons

s2 p6

• M = 3

s p d

18 elétrons

s2 p6 d10

• N = 4

s p d f

32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• O = 5

s p d f

g

32 elétrons

s2 p6 d10 f14

• P = 6

s p d

f

g

h

18 elétrons

s2 p6 d10

• Q = 7

s p

d f

g h i...

8 elétrons

Secundário .

(11)

K M L _N Diagrama de Pauling 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2 _4d10 _5p6 _6s2_4f14 _5d10_6p6 _7s2 _5f14_6d10 _7p6_... Diagrama de Pauling 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2 _4d10 _5p6 _6s2_4f14 _5d10_6p6 _7s2 _5f14_6d10 _7p6_... Ordem de preenchimento dos subníveis Ordem de preenchimento dos subníveis

(12)

Diagrama de Pauling

1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2 _4d10 _5p6 _6s2_4f14 _5d10_6p6 _7s2 _5f14_6d10 _7p6_...

Diagrama de Pauling

Maior Energia

Ordem de preenchimento dos subníveis Ordem de preenchimento dos subníveis

(13)

• Os subníveis energéticos são formados por

orbitais, que comportam 2 elétrons com spins

opostos segundo o Princípio da exclusão de

Pauli.

• Os subníveis energéticos são formados por

orbitais, que comportam 2 elétrons

com spins

opostos segundo o Princípio da exclusão de

Pauli.

2 6 10 14

s² = 1 orbital e 2 spins

p

6

_{= 3 orbitais e 6 spins}

d

10

_{= 5 orbitais e 10 spins}

f

14

_{= 7 orbitais e 14 spins}

s² = 1 orbital e 2 spins

p

6

_{= 3 orbitais e 6 spins}

d

10

_{= 5 orbitais e 10 spins}

f

14

_{= 7 orbitais e 14 spins}

(14)

número quântico principal e número quântico secundário

Diagrama de Pauling fornece a ordenação dos níveis e subníves

(15)

número quântico principal e número quântico azimutal ( ou secundário) Diagrama de Pauling 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2 _4d10 _5p6 _6s2_4f14 _5d10_6p6 _7s2 _5f14_6d10 _7p6_... Diagrama de Pauling 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2 _4d10 _5p6 _6s2_4f14 _5d10_6p6 _7s2 _5f14_6d10 _7p6_... K, L, M, N .... ou 1,2,3,4....

s,p,d,f

2,6,10,1 4

(16)

• O número quântico magnético se relaciona com a orientação

dos orbitais. Os orbitais da direita tem valor (+) e os da

esquerda valor (-).

O termo magnético é relativo ao fato de que os orbitais de uma dada subcamada possuem diferentes energias

quantizadas, na presença de um campo magnético.

O valor deste número quântico oferece informações a respeito da orientação de um orbital no espaço.

• O número quântico magnético se relaciona com a orientação

dos orbitais. Os orbitais da direita tem valor (+) e os da

esquerda valor (-).

O termo magnético é relativo ao fato de que os orbitais de uma dada subcamada possuem diferentes energias

quantizadas, na presença de um campo magnético.

O valor deste número quântico oferece informações a respeito da orientação de um orbital no espaço.

subcamada

s

apresenta valor zero, ... 0 subcamada p pode assumir valores no

intervalo de –1 a +1, ... -1, 0, +1

subcamada d, valores de –2 a +2 ... -2, -1, 0, +1, +2

subcamada f , valores de –3 a +3 ... -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

subcamada

s

apresenta valor zero, ... 0

subcamada p pode assumir valores no

intervalo de –1 a +1, ... -1, 0, +1

subcamada d, valores de –2 a +2 ... -2, -1, 0, +1, +2

subcamada f , valores de –3 a +3 ... -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

(17)

Número Quântico MagnéticoNúmero Quântico Magnético

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

( m ou m_l)

(18)

• Por exemplo, utilizando o subnível f que possui um

maior número de orbitais, temos:

• Por exemplo, utilizando o

subnível f

que possui um

maior número de orbitais, temos:

(19)

***Lembrar que :

De acordo com o Princípio da exclusão de

Pauli, em um orbital atômico podemos ter no

máximo 2 elétrons com rotações em sentido

contrário ( spins opostos ) .

Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo

orbital porque a atração magnética é maior

que a repulsão elétrica.

***Lembrar que :

De acordo com o Princípio da exclusão de

Pauli, em um orbital atômico podemos ter no

máximo 2 elétrons com rotações em sentido

contrário ( spins opostos ) .

Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo

orbital porque a atração magnética é maior

que a repulsão elétrica.

2 6 10 14

(20)

• O quarto número quântico, denominado

muitas vezes apenas de spin, representa o eixo

de rotação do elétron no orbital.

• Possui valor de +1/2 e –1/2, sendo atribuído

ao primeiro uma rotação em sentido

anti-horário e ao segundo em sentido anti-horário.

• ↑ Para cima é positivo M

_s

=+½(meio)

• ↓ Para baixo é negativo M

_s

=-½(meio)

• O quarto número quântico, denominado

muitas vezes apenas de spin, representa o eixo

de rotação do elétron no orbital.

• Possui valor de +1/2 e –1/2, sendo atribuído

ao primeiro uma rotação em sentido

anti-horário e ao segundo em sentido anti-horário.

• ↑

Para cima é positivo M

_s

=+½(meio)

• ↓

Para baixo é negativo M

_s

=-½(meio)

(21)

Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo orbital porque a atração magnética é maior que a repulsão

elétrica.

Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo orbital porque a atração magnética é maior que a repulsão

elétrica.

(22)

• Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de

Cloro

Átomo de Cloro Cl

• Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de

Cloro

(23)

(24)

• Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de

Cloro

Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição

é 17,

Átomo de Cloro Cl (número atômico 17):

• Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de

Cloro

Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição

é 17,

(25)

• Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de

Cloro

Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição

é 17,

Átomo de Cloro Cl (número atômico 17):

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

ou 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

K=2, L=8 e M=7 elétrons ( camada mais energética

ou camada de valência )

• K L M

• Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de

Cloro

Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição

é 17,

Átomo de Cloro Cl (número atômico 17):

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

ou 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

K=2, L=8

e

M=7 elétrons ( camada mais energética

ou camada de valência )

• K L

M

Maior Energia

(26)

• Para os íons, visto que

íons são átomos que possuem

carga

e são subdividos em :

• Cátions – átomos que perderam elétrons

 (+)

• Ânions – átomos que ganharam elétrons



(-)

• Exemplo: Para o íon Cloreto Cl-1

( para o

ânion cloreto,

passa a ser de 18 elétrons por que ele ganha 1

elétron 17 +1 ):

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 ou 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 K=2, L=8 e M=8 elétrons

(27)

(28)

Ligações Químicas

• Fundamentalmente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria:

forças intermoleculares, isto é, entre moléculas forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos.

As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals.

As forças intramoleculares são as chamadas ligações químicas, que podem ser do tipo :

iônica

covalente metálica

Ligações Químicas

• Fundamentalmente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria:

forças intermoleculares, isto é, entre moléculas forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos.

As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals.

As forças intramoleculares são as chamadas ligações químicas, que podem ser do tipo :

iônica

covalente metálica

(29)

• As ligações químicas são uniões estabelecidas

entre átomos para formarem moléculas ou no caso de ligações

iônicas ou metálicas, aglomerados atômicos organizados de

forma a constituírem a estrutura básica de uma substância ou composto.

• Na Natureza existem aproximadamente uma centena

de elementos químicos ( Ver Tabela Periódica dos Elementos ). Os átomos destes elementos químicos ao se unirem, formam a

grande diversidade de substâncias químicas. • As ligações químicas são uniões estabelecidas

entre átomos para formarem moléculas ou no caso de ligações

iônicas ou metálicas, aglomerados atômicos organizados de forma a constituírem a estrutura básica de

uma substância ou composto.

• Na Natureza existem aproximadamente uma centena

de elementos químicos ( Ver Tabela Periódica dos Elementos ).

Os átomos destes elementos químicos ao se unirem, formam a grande diversidade de substâncias químicas.

(30)

Na Natureza existem aproximadamente uma centena

de elementos químicos

Na Natureza existem aproximadamente uma centena

de

elementos químicos

(31)

Regra do octeto

Os átomos se ligam de forma a buscarem

completar esses oito elétrons; especificamente ao completar suas camadas externas.

Exceções para essa regra :

• Hidrogênio (H) que se estabiliza com dois elétrons na

última camada.

• O Helio (He) que é estável com 2 elétrons.

Regra do octeto

Os átomos se ligam de forma a buscarem

completar esses oito elétrons; especificamente ao completar suas camadas externas.

Exceções para essa regra :

• Hidrogênio (H) que se estabiliza com dois elétrons na última camada.

• O Helio (He) que é estável com 2 elétrons.

Um grande número de elementos químicos adquire estabilidade eletrônica quando

seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa.

Um grande número de elementos químicos adquire estabilidade eletrônica quando

seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa.

(32)

Como exemplo da regra do octeto :

Átomo de Carbono ( C ), que é tetravalente ,pode realizar quatro ligações.

Além do Carbono( C ) , todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica ( Si , Ge, Sn, Pb ), também são tetravalentes.

C(6) : 1s2 2s2 2p2 O(8) : 1s2 2s2 2p4 Molecula de CO_{2 (dióxido de Carbono)}

A regra do octeto termina com 8 elétrons em sua ultima

camada para todos os gases nobres, exceto o hélio(He), que termina com 2.

Como exemplo da regra do octeto :

Átomo de Carbono ( C ), que é tetravalente ,pode realizar quatro ligações.

Além do Carbono( C ) , todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica ( Si , Ge, Sn, Pb ),

também são tetravalentes.

C(6) : 1s2 2s2 2p2 O(8) : 1s2 2s2 2p4

Molecula de CO_{2 (dióxido de Carbono)}

A regra do octeto termina com 8 elétrons em sua ultima

camada para todos os gases nobres, exceto o hélio(He), que termina com 2.

(33)

A- Ligações Iônicas (ou Eletrovalentes)

Ligações Iônicas : tipo de ligação química baseada

na atração eletrostática entre dois íons carregados

com cargas opostas.

Ligações Iônicas : tipo de ligação química baseada

na atração eletrostática entre dois íons carregados

com cargas opostas.

(34)

• Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo

ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal,( necessidade de pouca energia para remover um elétron ).

• Para os não-metais, a grande tendência é ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica.

• Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo

ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal,( necessidade de pouca energia para remover um elétron ).

• Para os não-metais, a grande tendência é ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica.

(35)

Assim,os dois íons formados, cátion (+) e ânion (-), se

atraem devido a forças eletrostáticas e formam

a ligação iônica.

Assim,os dois íons formados, cátion (+) e ânion (-), se

atraem devido a forças eletrostáticas e formam

(36)

Exemplo :

• Configuração Eletrônica do Lítio (Li) e do Fluor (F):

O Lítio (Li)(3), tem um elétron em sua última

camada (camada de valência ), mantido com pouca

dificuldade porque sua energia de ionização é baixa.

• 1s

2

2p

1

O Fluor (F)(9), possui 7 elétrons em sua camada de

valência.

• 1s

2

2s

2

2p

5

Exemplo :

• Configuração Eletrônica do Lítio (Li) e do Fluor (F):

O Lítio (Li)(

3 ), tem um elétron em sua última

camada (camada de valência ), mantido com pouca

dificuldade porque sua energia de ionização é baixa.

• 1s

2

2p

1

O Fluor (F)(

9 ), possui 7 elétrons em sua camada de

valência.

(37)

(38)

• Quando um elétron se move do Lítio para o

Fluor, cada íon adquire a configuração estável

( 8 elétrons na última camada ).

• Quando um elétron se move do Lítio para o

Fluor, cada íon adquire a

configuração estável

( 8 elétrons na última camada ).

Átomo de Lítio (Li) (3)

1s2 _2p1

Estável com 2 eletrons

Átomo de Flúor (F) (9)

1s2 _2s2 _2p5 Estável com 8 eletrons

O átomo de Flúor se torna um íon negativo ( - ) O átomo de Lítio se torna um íon positivo ( + )

(39)

• Exemplo:

• Cloreto de Sódio ( Sal de cozinha ) NaCl

Antes da formação da ligação iônica entre um

átomo de Sódio (Na) (11) e Cloro (Cl) (17), as

camadas eletrônicas se encontram da seguinte

forma:

Na K = 2; L = 8; M = 1

Cl K = 2; L = 8; M = 7

• Exemplo:

• Cloreto de Sódio ( Sal de cozinha ) NaCl

Antes da formação da ligação iônica entre um

átomo de

Sódio (Na) (11) e Cloro (Cl) (17),

as

camadas eletrônicas se encontram da seguinte

forma:

Na

K = 2; L = 8;

M = 1

Cl

K = 2; L = 8;

M = 7

(40)

(41)

• Na -> K = 2; L = 8; M = 1 Cl -> K = 2; L = 8; M = 7

O Sódio (Na) possui 1 elétron na última camada (camada M).

Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável com 8 elétrons na 2ª camada (camada L).

O Cloro(Cl) possui 7 elétrons na sua última camada (camada M).

É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável.

• Na -> K = 2; L = 8; M = 1

Cl -> K = 2; L = 8; M = 7

O Sódio (Na) possui 1 elétron na última camada (camada M).

Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável com 8 elétrons na 2ª camada (camada L).

O Cloro(Cl) possui 7 elétrons na sua última camada (camada M).

É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável.

(42)

• No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo.

Os átomos se aproximam e ocorre a transferência de um elétron do Sódio para o Cloro, ficando os dois íons com 8 elétrons na ultima camada :

O átomo de Cloro se torna um íon negativo ( - )

O átomo de Sódio se torna um íon positivo ( + )

(43)

Não existem moléculas nos

sólidos iônicos.

.

Não existem moléculas nos

sólidos iônicos.

.

Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo

aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas

retículos cristalinos

Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo

aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas

retículos cristalinos

No retículo cristalino cada cátion atrai

simultaneamente vários ânions e vice-versa

No retículo cristalino cada cátion atrai

simultaneamente vários ânions e vice-versa

O resultado final da força de atração entre cátions (ions +) e ânions (íons - ), é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm).

(44)

1s2 _2s2_2p6 _3s1 1s2 _2s2_2p6 _3s1 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p5 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p5 1s2 _2s2_2p6 1s2 _2s2_2p6 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6 1s2 _2s2_2p6 _3s2_3p6

(45)

• Características dos compostos iônicos:

Apresentam forma (cristalina) definida; são

sólidos nas condições ambientes;

Apresentam forma (cristalina) definida; são

sólidos nas condições ambientes;

Possuem elevado ponto de fusão e elevado ponto

de ebulição;

Possuem elevado ponto de fusão e elevado ponto

de ebulição;

Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos

em água ou fundidos

Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos

em água ou fundidos

(46)

Célula unitária de um cristal de sal (NaCl).

(observar a ordenação dos átomos)

Célula unitária de um cristal de sal (NaCl).

(observar a ordenação dos átomos)

Com base na estrutura cristalina , é possível entender a razão dos sólidos cristalinos serem construídos a partir da repetição, no espaço, de uma estrutura elementar denominada célula unitária .

Com base na estrutura cristalina , é possível entender a razão

dos sólidos cristalinos serem construídos a partir da repetição, no

(47)

• A partir das células unitárias, e levando em conta os eixos de simetria e a posição do centro geométrico de cada elemento do cristal, é possível descrever qualquer cristal com base em

diagramas designados por

Redes de Bravais.(Bravais Lattice )

)

• A partir das células unitárias, e levando em conta os eixos de simetria e a posição do centro geométrico de cada elemento do cristal, é possível descrever qualquer cristal com base em

diagramas designados por

Redes de Bravais.(Bravais Lattice )

)

Redes de Bravais

(48)

Triclínico

Monoclínico

Rede de BravaisRede de Bravais

Sistema de cristalização Sistema de cristalização Centrado Simples Ortorrômbico Simples Centrado no volume Centrado na base Centrado na face

(49)

Hexagonal Romboédrico ou trigonal Tetragonal Cúbico ou isométrico Simples Simples Centrado no volume Centrado no volume Centrado na face Sistema de cristalização Sistema de

(50)

• Um material cristalino é aquele no qual os átomos se repetem num arranjo periódico em longas distâncias atômicas.

• A maioria dos materiais de interesse em tecnologia tem

arranjos atômicos que se repetem nas três dimensões de uma unidade básica.

• Um material cristalino é aquele no qual os átomos se repetem num arranjo periódico em longas distâncias atômicas.

• A maioria dos materiais de interesse em tecnologia tem

arranjos atômicos que se repetem nas três dimensões de uma unidade básica.

Célula unitária Cristal

(51)

Tais estruturas são denominadas cristais.

• Todos os metais, muitos materiais cerâmicos e até

certos polímeros, formam estruturas cristalinas sob

condições normais de solidificação

Tais estruturas são denominadas

cristais

.

• Todos os

metais

,

muitos materiais cerâmicos

e até

certos

polímeros

, formam estruturas cristalinas sob

condições normais de

solidificação

(52)

Cristal de Bismuto

Cristal de Gelo

Cristais de Cobre

Cristal de Ametista Cristal de Quartzo SiO₂

(53)

• B - Ligações Covalentes ou Moleculares

Ligação covalente (ou molecular) é aquela onde os

átomos possuem a tendência de compartilhar os

elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua

camada mais instável.

Neste caso, um átomo adquire o oitavo elétron na

camada de valência compartilhando elétrons com

um átomo adjacente.

• B - Ligações Covalentes ou Moleculares

Ligação covalente (ou molecular) é aquela onde os

átomos possuem a tendência de

compartilhar os

elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua

camada mais instável.

Neste caso, um átomo adquire o

oitavo elétron

na

camada de valência

compartilhando elétrons com

um átomo adjacente.

molécula de ácido clorídrico HCl molécula de ácido clorídrico HCl

(54)

Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras

Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras

Elétrons compartilhados entre átomos próximos Elétron do hidrogênio Elétron do Oxigênio

Cristal de SilícioCristal de Silício Molécula de metano CH4Molécula de metano CH4

..

.

..

Elétrons compartilhados entre átomos próximos

Elétrons compartilhados entre átomos próximos, assim nenhum atomo cede ou recebe eletrons.

(55)

A ligação covalente ( sempre entre dois átomos não

metálicos) forma os compostos de natureza molecular,

de modo a constituir uma molécula de natureza:

H

2

0 O

2

A ligação covalente ( sempre entre dois átomos não

metálicos) forma os compostos de natureza molecular,

de modo a constituir uma molécula de natureza:

H

₂

0 O

2

CO₂

a)polar (ligação entre dois átomos diferentes) a)polar (ligação entre dois átomos diferentes)

(56)

Assim é formada, por exemplo, uma molécula de água H₂O. O Hidrogenio (H), necessita de dois elétrons para ficar

estável assim, irá compartilhar seu elétron com o Oxigenio (O).

O Oxigenio (O), ainda necessita de um elétron para se

estabilizar, então é preciso de mais um átomo de H , que vai compartilhar seu elétron com o Oxigenio, estabilizando-o.

Assim é formada, por exemplo, uma molécula de água H₂O.

O Hidrogenio (H), necessita de dois elétrons para ficar

estável assim, irá compartilhar seu elétron com o Oxigenio (O).

O Oxigenio (O), ainda necessita de um elétron para se

estabilizar, então é preciso de mais um átomo de H , que vai compartilhar seu elétron com o Oxigenio, estabilizando-o.

(57)

compostos iônicos e

compostos moleculares

(58)

• Características dos compostos

moleculares

Quando puros, não conduzem eletricidade

Apresentam ponto de fusão e ponto de

ebulição menores que os compostos iônicos.

Apresentam ponto de fusão e ponto de

ebulição menores que os compostos iônicos.

Podem ser encontrados nos três

estados físicos.

Podem ser encontrados nos três

estados físicos.

(59)

• Características dos compostos iônicos:

Apresentam forma (cristalina) definida; são

sólidos nas condições ambientes;

Apresentam forma (cristalina) definida; são

sólidos nas condições ambientes;

Possuem elevado ponto de fusão e elevado ponto

de ebulição;

Possuem elevado ponto de fusão e elevado ponto

de ebulição;

Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos

em água ou fundidos

Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos

em água ou fundidos

(60)

(61)

C- Ligações metálicas

( metal + metal)

A ligação metálica ocorre entre metais, isto é,

átomos de alta eletropositividade (tendência a

doar elétrons).

• Num sólido, os átomos estão dispostos de

maneira variada, mas sempre próximos uns

aos outros, compondo um retículo cristalino..

C- Ligações metálicas

( metal + metal)

A ligação metálica ocorre entre

metais

, isto é,

átomos de

alta eletropositividade (tendência a

doar elétrons).

• Num sólido, os átomos estão dispostos de

maneira variada, mas sempre próximos uns

aos outros, compondo um retículo cristalino.

.

(62)

Na Ligação Metálica, os elétrons distribuem-se

sobre núcleos positivos de átomos metálicos,

formando uma nuvem eletrônica sobre toda

estrutura da matéria formada, sendo esta a

responsável pelas propriedades físicas e

químicas da matéria constituída.

Na Ligação Metálica, os elétrons distribuem-se

sobre núcleos positivos de átomos metálicos,

formando uma nuvem eletrônica sobre toda

estrutura da matéria formada, sendo esta a

responsável pelas propriedades físicas e

químicas da matéria constituída.

Nuvem eletrônica

Núcleo (+)

(63)

Se um átomo apresenta elétrons de valência,

estes podem ser removidos com relativa

facilidade, enquanto que os demais elétrons são

firmemente ligados ao núcleo.

Se um átomo apresenta elétrons de

valência

,

estes podem ser removidos com relativa

facilidade, enquanto que os demais elétrons são

firmemente ligados ao núcleo.

Isto origina uma estrutura formada por íons

positivos e elétrons “livres”

Isto origina uma estrutura formada por

íons

positivos e elétrons “livres”

(64)

Metais apresentam uma estrutura formada por

íons positivos e elétrons “livres”

Metais apresentam uma estrutura formada por

íons positivos e elétrons “livres”

Nuvem de

elétrons que não

pertencem a nenhum íon

Íons + que pertencem a estrutura do metal

Elétrons livres nuvem eletrônica

ìons Elétrons livres

nuvem eletrônica

(65)

A ligação metálica é aquela que se

estabelece entre os átomos num metal

sólido ou numa liga metálica (dois ou mais

metais.

A ligação metálica é aquela que se

estabelece entre os átomos num metal

sólido ou numa liga metálica (dois ou mais

metais.

Nestes metais, considera-se que

os átomos se encontram

ionizados, ocupando os íons

positivos posições regularmente

dispostas na rede

cristalina.

Nestes metais, considera-se que

os átomos se encontram

ionizados, ocupando os íons

positivos posições regularmente

dispostas na rede

(66)

• Como os metais possuem baixa energia de ionização,

os seus elétrons mais externos (elétrons de valência),

também designados por elétrons livres, são atraídos

simultaneamente pelos núcleos dos átomos vizinhos,

podendo mover-se livremente ou quase livremente

através do cristal. .

• Como os metais possuem baixa energia de ionização,

os seus elétrons mais externos (elétrons de valência),

também designados por elétrons livres

, são atraídos

simultaneamente pelos núcleos dos átomos vizinhos,

podendo mover-se livremente ou quase livremente

através do cristal. .

(67)

Este modelo pressupõe que cada átomo possa colocar

os seus elétrons de valência à disposição dos outros

átomos, não se mantendo os elétrons

permanentemente ligados ao átomo de origem

Este modelo pressupõe que cada átomo possa colocar

os seus elétrons de valência à disposição dos outros

átomos, não se mantendo os elétrons

permanentemente ligados ao átomo de origem

Núcleo (+) Nuvem eletrônica Núcleo (+) Nuvem eletrônica

(68)

A existência de elétrons livres dá origem a

excepcional condutividade elétrica (e térmica!)

dos metais.

A existência de elétrons livres dá origem a

excepcional condutividade elétrica

(e térmica!)

dos metais.

Quanto maior for o número de elétrons livres por

cada átomo metálico, mais forte será a ligação

metálica.

Quanto maior for o número de elétrons livres por

cada átomo metálico, mais forte será a ligação

metálica.

Deste modo forma-se uma nuvem eletrônica

Deste modo forma-se uma

nuvem eletrônica

Esta força de ligação, consiste então, na atração

eletrostática entre os íons positivos do metal e os

elétrons.

.

Esta força de ligação, consiste então, na atração

eletrostática entre os íons positivos do metal e os

elétrons.

(69)

• É o que diferencia, em termos de

condutibilidade elétrica, os corpos condutores

dos isolantes.

• Nos corpos condutores, muitos dos elétrons

se movimentam livremente no cristal, de

forma desordenada, isto é, em todas as

direções.

• É o que diferencia, em termos de

condutibilidade elétrica, os corpos condutores

dos isolantes.

• Nos corpos condutores, muitos dos elétrons

se movimentam livremente no cristal, de

forma desordenada, isto é, em todas as

direções.

(70)

Por ser caótico, esse movimento

não resulta em qualquer

deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

Por ser caótico, esse movimento

não resulta em qualquer

deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

Porem, sob a ação de um campo elétrico externo, as cargas

( elétrons ) se orientam, formando um movimento ordenado :

Corrente elétrica

Porem, sob a ação de um campo elétrico externo, as cargas

( elétrons ) se orientam, formando um movimento ordenado :

Corrente elétrica

(71)

• Leitura

Complementar

:

(72)

• A constante de Planck, representada por h, é uma das constantes fundamentais da Física.

• Tem um papel fundamental na Mecânica quântica, aparecendo sempre no estudo de fenômenos em que a explicação por meio da mecânica quântica é relevante.

• Tem o seu nome em homenagem a Max Planck, um dos fundadores da Teoria Quântica.