PROPRIEDADES DOS SÓLIDOS ESTRUTURA E TIPO DE LIGAÇÕES

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Betty Aleixo Marroquim
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1 PROPRIEDADES DOS SÓLIDOS ESTRUTURA E TIPO DE LIGAÇÕES 1

2 REPRESENTAÇÃO Diferentes estados da matéria gás pouca ordem, movimentos rápidos. Sólido cristalino altamente ordenado líquido polar mais ordenado, movimentos mais lentos Cristal iônico + Sólido amorfo Cristal líquido 2

3 Cristal líquido H 3 3

4 CLASSIFICAÇÃO DOS SÓLIDOS SÓLIDOS AMORFOS SÓLIDOS CRISTALINOS ENERGIA DE REDE 4

5 SÓLIDOS AMORFOS NÃO TÊM ESTRUTURA CRISTALINA ISOTRÓPICOS : PROPRIEDADES MECÂNICAS, ELÉTRICAS, IND.DE REFRAÇÃO, INDEPENDEM DA DIREÇÃO 5

6 FACES DO CRISTAL MINERAL GALENA : SÓLIDO CRISTALINO PbS 6

7 SÓLIDOS CRISTALINOS ESTRUTURA CRISTALINA ANISOTROPIA, PONTO DE FUSÃO,TAMANHO, FORMAS CRISTALINAS,ETC ANISOTRÓPICOS: PROP.MECÂNICAS, ELÉTRICAS, ÍND. DE REFRAÇÃO, DUREZA, DEPENDEM DA DIREÇÃO 7

8 ANISOTROPIA ISOTROPIA Resistência a uma força diferente nas duas direções Empacotamento de moléculas alongadas. Amianto reflete propriedades macroscópicas. 8

9 Densidade: m/v (g/cm 3 ) Propriedade característica de cada substância: Cu = 8,9 Hg = 13,5 Pb = 11,3 cortiça = 0,25 g/cm3 GELO MENOS DENSO GERAL: Sólido mais denso que o líquido. O gelo é menos denso, devido à sua estrutura. gelo H 2 O se torna mais empacotada (a 4ºC densidade maior) d H 2 O a 4 0 C = 1 g/cm 3 9

10 Gelo e Neve Estrutura com vazios 10

11 TIPOS DE SÓLIDOS CRISTALINOS SÓLIDOS IÔNICOS SÓLIDOS COVALENTES SÓLIDOS MOLECULARES SÓLIDOS METÁLICOS 11

12 SÓLIDOS IÔNICOS CÉLULAS UNITÁRIAS DE NaCl MICROGRAFIA NaCl 12

13 UMA MEDIDA DA ESTABILIDADE DA REDE CRISTALINA: ENERGIA DE REDE ou RETICULAR ou de COESÃO ou de ESTABILIDADE (U) energia liberada por mol de íons gasosos quando eles se unem e formam um mol do sólido. Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 Cl -1 Na +1 13

14 PROCESSO de FORMAÇÃO DO SÓLIDO kj/mol Na(s) Na (g) (energia absorvida) ½ Cl 2 Cl (g) (energia absorvida) Na (g) Na+ (g) + e (energia absorvida) e - + Cl (g) Cl- (g) (energia liberada) Na+ (g) + Cl - (g) NaCl (s) (energia liberada) TOTAL : Na(s) + ½ Cl 2 NaCl (s) (energia líquida liberada) LIBERAÇÃO DE ENERGIA: PROCESSO EXOTÉRMICO ENERGIA DE REDE É UMA ENERGIA EXOTÉRMICA 14

15 ENERGIAS DE REDE (KJ/mol) F- Cl- Br- I- Li Na K LiF é o menos solúvel em água do que os outros haletos ÍONS POSITIVOS - MENORES QUE OS ÁTOMOS NEUTROS ÍONS NEGATIVOS MAIORES QUE OS ÁTOMOS NEUTROS NA REDE CRISTALINA MAIOR O ÂNION, MENOR É A ENERGIA DE REDE OU DE ESTABILIDADE. 15

16 ENERGIA DE REDE AUMENTA QUANDO: Q e/ou r Composto Energia de Rede (KJ/mol) MgF Q = +2, -1 MgO 3938 Q = +2, -2 LiF 1036 LiCl 853 r F < r Cl 16

17 SÓLIDOS COVALENTES LIGAÇÃO COVALENTE FORMA CRISTALINA DO QUARTZO 17

18 LIGAÇÃO COVALENTE: RESULTADO DE FORÇAS ATRATIVAS E REPULSIVAS FORÇAS ATRATIVAS NUVEM ELETRÔNICA FORÇAS REPULSIVAS NÚCLEO 18

19 PARTE DA ESTRUTURA DE UM DIAMANTE LIGAÇÃO COVALENTE FORTE 19

20 SÓLIDO COVALENTE SÓLIDO COVALENTE E MOLECULAR Átomo de C Átomo de C DIAMANTE Retículo: átomos de C Ligação: covalente Duro, alto PF, mal condutor GRAFITE Retículo: átomos de C Ligação: covalente e v. der Waals Mole, baixo pf, condutor 20

21 FULERENOS H. W. Kroto e R. E. Smalley lançaram laser em grafite a mais de 104 C Moléculas com número de átomos de carbono de 44 a 90. A de 60 carbonos é a de maior destaque (rede de pentágonos e hexágonos) fulerenos (Buckminster Fuller) (domos geodésicos) bola de futebol 21

22 SÓLIDOS MOLECULARES H 2 O (l) H 2 O (s) Benzeno (s) Benzeno 22 (l)

23 ESTRUTURA DO CARBONO GRAFITE Covalente v. der Waals (entre as camadas) 23

24 SÓLIDOS METÁLICOS MAR DE ELÉTRONS MÓVEIS Pb PbO CÁTIONS 24

25 Núcleo e camada eletrônica interna Elétrons externos móveis 25

26 Nos metais: a força de ligação aumenta a medida que o número de elétrons disponíveis para a ligação aumenta Propriedades físicas variam Sódio Na Pf = 98 0 C Cromo Cr Pf = C Tungstênio W Pf = C Metais de transição: ligações covalentes complementares (além da ligação metálica) subníveis d semipreenchidos 26

27 TIPOS DE SÓLIDO IÔNICOS COVALENTE MOLECULAR FORÇAS ENTRE AS PARTÍCULAS ATRAÇÕES ELETROSTÁTICAS LIG.COVALENTES DISPERSÃO DE LONDON, DIPOLO- DIPOLO, LIG. DE H METÁLICOS LIGAÇÕES METÁLICAS 27

28 SÓLIDOS: ENERGIA DE REDE E PONTO DE FUSÃO TIPO SUBSTÂNCIA ENERGIA RETICULAR PONTO FUSÃO kj/mol 0 C IÔNICO NaCl CaF CaO COV. C SiC (sublima) SiO MOLEC. H 2 0,8-259 CH CO (sublima) METÁLICO Na Ag Cu

29 CONHECENDO O CRISTAL - Difração de raios-x a) Von Laue 1912 b) Difratômetro moderno (Bragg) 29

30 l = d sen θ l d = sen θ n λ = 2 l n λ = 2 d senθ 30

31 EQUAÇÃO DE BRAGG E A DISTÂNCIA ENTRE OS PLANOS DE ÁTOMOS NO RETÍCULO nλ = 2 d senθ n = planos de átomos λ = comprimento de onda do raio X d = espaçamento entre planos de átomos θ = ângulo de difração OBS: sabendo-se os valôres de cada membro da equação, calcula-se o valor do raio dos átomos ou íons da rede cristalina 31

32 Célula unitária de uma rede cristalina bidimensional Analogia com um tipo de papel de parede 32

33 Representação de um retículo cristalino 33

34 RETÍCULOS ESPACIAIS Cúbico simples 1 át./cél. unit. Cúbico corpo centrado 2 át./cél. unit. 8 x 1/8 + 1 = 2 át. Cúbico face centrada 4 át./cél. unit. 8 x 1/8 + 6 x ½ = 4 át. 34

35 Retículo Cúbico de face centrada - corte NaCl Cl - 35

36 RETÍCULOS ESPACIAIS IÔNICOS CORPO CENTRADO FACE CENTRADA FACE CENTRADA 36

37 ESTRUTURAS CRISTALINAS DO METAIS Cúbica de corpo centrado ccc (n. coordenação 8) Li, Na, K, Rb, Cs, Ba, V, Cr, Mn, Fe, Nb, Ta 68 % do espaço ocupado Hexagonal compacta hc (n. coordenação 12) Be, Mg, Sc, La, Tc, Ru, Zn, Cd, Os, Re 74 % do espaço ocupado Cúbico denso (cúbico de face centrada cfc (n. coordenação 12) Ca, Sr, Rh, Ir, Pd, Pt, Ag, Au, Cu, Al 37

38 FORÇAS INTERMOLECULARES Dispersão de LONDON FORÇAS DE V. DER WAALS 38

39 MOLÉCULAS APOLARES Dipolo-induzido Ex: I 2, Cl 2, CO 2, CH 4 Cristal formado de moléculas de I 2 Moléculas ligadas por forças de v. der Waals (dispersão de London) 39

40 Interação dipolo-dipolo δ+ δ- δ+ δ- H Cl H Cl 40

41 MOLÉCULAS POLARES Dipolo-dipolo Ex: H 2 O, HBr, PCl 3 Cristal formado de moléculas de HBr Moléculas ligadas por ligações dipolo-dipolo (v. der Waals) 41

42 INTERAÇÃO ÍON-DIPOLO Ex: sal (íons de Na + e Cl - ) em água 42

43 Ligações de H Este tipo de ligação é um caso especial de ligação dipolo-dipolo, só ocorrendo entre moléculas polares. H 2 O HF NH 3 43

44 LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO PONTES DE H Ex: H 2 O, NH 3, HF Moléculas polares com H ligado a F, O, N 44

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