Post on 29-Jun-2015
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Prof. Ednilsom Orestes 04/08/2014 – 12/12/2014
Universidade Federal Fluminense
Instituto de Química
Departamento de Química Inorgânica
www.slideshare.net/Ednilsom
GQI 00042 Química Geral e Inorg. Exp. III
& GQI 00048
Química Geral Tecnológica
AULA 06
• MOLÉCULAS: ATRAÇÃO E REPULSÃO.
• FORÇAS INTERMOLECULARES MAIS IMPORTANTES PARA LÍQUIDOS E SÓLIDOS QUE PARA GASES.
• UMA ÚNICA MOLÉCULA DE H2O NÃO É ÚMIDA, NÃO CONGELA NEM FERVE!
• CONJUNTO vs MOLÉCULAS ISOLADAS.
• JÁ REFINAMOS O MODELO DE GÁS (INCLUIR ATRAÇÃO E REPULSÃO).
• QUAL A ORIGEM DESTAS FORÇAS?
• QUAL A RELAÇÃO COM AS PROPRIEDADES MOLECULARES?
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
• FORÇAS INTERMOLECULARES RESPONSÁVEIS PELAS FASES.
• TEMP. DE CONDENSAÇÃO OU SOLIDIFICAÇÃO DEPENDE FORÇAS INTERMOLECULARES.
• INTERAÇÕES ÍON-ÍON E QUASE TODAS INTERMOLECULARES SÃO DO TIPO COULÔMBICA
𝐸𝑝 =𝑄1𝑄2
4𝜋𝜀0𝑟
LÍQUIDOS & SÓLIDOS “FORÇAS INTERMOLECULARES”
FORÇAS ÍON-DIPOLO
• SÓLIDOS IÔNICOS HIDRATAÇÃO (SOLVATAÇÃO), NaCl EM H2O.
• RESULTADO DA INTERÇÃO ENTRE UM ÍON E AS CARGAS PARCIAIS (CARGA COMPLETA) DE UMA MOLÉCULA POLAR.
𝐸𝑝 ∝ −𝑧 𝝁
𝑟2
• ENERGIA DIMINUI COM A INTERAÇÃO ÍON–SOLVENTE POLAR.
• FORTE DEPENDÊNCIA COM A DISTÂNCIA.
• CURTO ALCANCE – PROXIMIDADE. GRANDES DISTÂNCIA – FORÇAS SE CANCELAM.
• MAIS FRACAS QUE ENTRE ÍONS (CARGAS PARCIAIS). ÍON ATRAÍDO POR PARTE DA MOLÉCULA, REPELIDO POR OUTRA.
• CRISTALIZAÇÃO – H2O RETIDA POR MOLÉCULAS FORMANDO HIDRATOS.
Na2CO3 ∙ 10H2O e CuSO4 ⋅ 5H2O
• TAMANHO E CARGA CONTROLAM NÍVEL DE HIDRATAÇÃO.
• Li e Na formam sais hidratados mas K, Rb e Ce (maiores) não – sais de NH4+
normalmente anidros (151 pm) ≃ Rb+ (152 pm).
• Ba2+ (135 pm) e K+ (138 pm): 𝐾𝐶𝑙 é anidro mas BaCl2 ⋅ 2H2O
• O La3+ ("vizinho" do Ba, tem 122 pm) forma La NO3 3 ⋅ 6H2O e La2 SO4 3 ⋅ 9H2O
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
• UMA MOLÉCULA POLAR CERCADA POR OUTRAS, 𝐂𝐇𝟑𝐂𝐥 (SÓLIDO).
𝐸𝑝 ∝ −𝝁1𝝁2
𝑟3
• MÁXIMO ALINHAMENTO POSSÍVEL.
• QUANTO MAIS POLARIZÁVEIS AS MOLÉCULAS MAIS FORTE A INTERAÇÃO.
• QUANDO DISTÂNCIA DOBRA 𝑬𝒑 = 𝑬𝒑/𝟖.
• CARGAS PARCIAIS DIFERENTES SE ATRAEM, MAS CARGAS IGUAIS SE REPELEM.
• MAIS FRACA QUE ÍON-ÍON E QUE ÍON-DIPOLO.
• 𝐂𝐇𝟑𝐂𝐥 (GÁS) MAIOR LIBERDADE – BREVE RETENÇÃO ORIENTAÇÕES ENERGIA FAVORÁVEL (SINAIS OPOSTOS ADJACENTES).
• ATRAÇÃO SUPERA LEVEMENTE REPULSÃO.
𝐸𝑝 ∝ −𝝁1𝝁2
𝑟6
• MOLÉCULAS NO GÁS TEM INTERAÇÃO MAIS FRACA (SEPARAÇÃO).
• NO LÍQUIDO INTERAÇÃO DIPOLO-DIPOLO MAIS FORTE E DETERMINA O PONTO DE EBULIÇÃO.
Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o p-dicloro-benzeno ou o o-dicloro-benzeno? Os valores experimentais sao 180°C, para o-dicloro-benzeno, e 174°C, para o p-dicloro-benzeno.
Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o cis-dicloro-eteno ou o trans-dicloro-eteno? [Resposta: cis-dicloro-eteno]
Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o 1,1-dicloro-eteno ou o trans-dicloro-eteno?
FORÇAS DE LONDON
• INTERAÇÕES ATRATIVAS MESMO ENTRE MOLÉCULAS APOLARES (LIQUEFAÇÃO DE GASES NOBRES E GASOLINA).
• DISTRIBUIÇÃO DE CARGA (ELÉTRONS) EM TORNO DOS NÚCLEOS É DINÂMICA E VARIÁVEL (DEPENDE DO AMBIENTE QUÍMICO).
• CARGAS PARCIAIS (DIPOLOS) INSTANTÂNEAS (𝟏𝟎−𝟏𝟔𝒔).
• DISTORÇÃO NUVEM ELETRÔNICA INDUZ DISTORÇÃO MOLÉCULA VIZINHA – DIPOLO INDUZIDO.
• ENERGIA INTERAÇÃO DEPENDE POLARIZABILIDADE (𝜶).
• MUITO POLARIZÁVEL – NÚCLEO TEM POUCO “CONTROLE” SOBRE ELÉTRONS – DISTÂNCIA OU BLINDAGEM – DIPOLOS INSTANTÂNEOS FORTES.
𝐸𝑝 ∝ −𝜶1𝜶2
𝑟6
• MOLECULAS VOLUMOSAS SÃO POLARIZAVEIS.
• 𝐅𝟐 E 𝐂𝐥𝟐 SÃO GASES, 𝐁𝐫𝟐 LÍQUIDO E 𝐈𝟐 SÓLIDO.
• 𝐂𝐇𝟒 FERVE –161°C, 𝐂𝐂𝐥𝟒 FERVE 77°C E 𝐂𝐁𝐫𝟒 É SÓLIDO.
• DEPENDÊNCIA COM FORMA.
C5H
12
Pto ebulição 36°C. Pto ebulição 10°C.
C1
8H
38
C1
5H
32
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
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INTERAÇÕES DO TIPO DIPOLO-DIPLO INDUZIDO, O2 EM H2O.
𝐸𝑝 ∝ −𝝁1
2𝜶2
𝑟6
INTERACOES DE VAN DER WAALS
Explique as tendências dos pontos de ebulição dos halogenetos de hidrogênio: HCl (-85°C); HBr (-67°C) e; HI (-35°C). diferencas de eletronegatividade diminuem de HCl para HI; logo, os momentos de dipolo diminuem e, em consequencia, as forcas dipolo-dipolo tambem diminuem. Sugere que os pontos de ebulicao deveriam diminuir de HCl para HI. Já o numero de eletrons da molecula aumenta de HCl para HI; logo, as interacoes de London tambem crescem e, em consequência, os pontos de ebulicao deveriam crescer de HCl para HI. Analise sugere que as interacoes de London predominam sobre as interacoes dipolo-dipolo no caso dessas moleculas.
Explique a tendência dos pontos de ebulição dos gases nobres, que aumentam do hélio para o xenônio. [Resposta: A energia das interacoes de London aumenta com o numero de eletrons.] Sugira uma razão para que o o trifluoro-metano, CHF3, tenha ponto de ebulicao mais alto do que o tetrafluoro-metano, CF4.
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LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
• INTERAÇÕES DE LONDON SÃO UNIVERSAIS (INDEPENDEM DA IDENTIDADE QUÍMICA).
• LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO MUITO FORTE (N, O OU F). 𝑂 − 𝐻 101 pm < 𝑂 ⋯ 𝐻 (175 pm no gelo)
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Quais das seguintes ligacoes intermoleculares podem ser atribuidas as ligacoes de hidrogenio: (a) CH3NH2 a CH3NH2; (b) CH3OCH3 a CH3OCH3; (c) HBr a HBr?
[Resposta: Somente (a) tem o H diretamente ligado a N, O ou F.]
Quais das seguintes moleculas podem, no estado puro, participar de ligacoes de hidrogenio: (a) CH3OH; (b) PH3; (c) HClO (cuja estrutura e Cl–O–H)?
REPULSÕES Resultado da superposição de orbitais de moléculas vizinhas e do princípio da exclusão de Pauli.
Ex.: He2
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/molecule-polarity
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/molecule-shapes
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/molecule-shapes-basics
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/states-of-matter
https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/states-of-matter-basics
ESTRUTURA DOS LÍQUIDOS
• UNIDAS POR FORÇAS INTERMOLECULARES MAS EM MOVIMENTO.
• TROCA CONSTANTE DE LUGAR – MULTIDÃO.
• ORDEM DE CURTO ALCANCE.
• CAMADAS DE SOLVATAÇÃO (HIDRATAÇÃO).
• FUSÃO H2O – 10% LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO SÃO DESFEITAS.
• RESISTÊNCIA AO ESCOAMENTO - INDICA INTENSIDADE DAS FORÇAS INTERMOLECULARES.
• VISCOSIDADE ÁGUA > BENZENO (LIG. DE HIDROGÊNIO) e VISCOSIDADE GLICEROL >> ÁGUA (LIG. DE HIDROGÊNIO & MOBILIDADE – ENOVELAMENTO).
• DIMINUI COM AUMENTO DA TEMPERATURA, VISCOSIDADE ÁGUA (100°C) = VISCOSIDADE ÁGUA (0°C) / 6.
• ENTRELAÇAMENTO DE CADEIAS LONGAS e APOLARES DE HIDROCARBONETOS (LONDON).
GASOLINA
ÓLEO
GASOLINA
ÓLEO
• MEDIDA DAS FORÇAS INTERMOLECULARES – ALTERAM EMPUXO. Tensão H2O ~ 3x demais líquidos (ligações de hidrogênio). Tensão Hg ~ 6x demais líquidos (ligações c/ caráter covalente).
• FORMA DA GOTA – TENSÃO INDUZ COMPACTAÇÃO MÁXIMA.
• DIMINUI C/ AUMENTO TEMPERATURA (INTERAÇÃO vs MOVIMENTAÇÃO).
• INTERAÇÃO H2O COM OUTROS MATERIAIS DIZ SE A AGUA “MOLHA”. INTERAÇÃO H2O COM CERA É BAIXA. INTERAÇÃO H2O COM MADEIRA É ALTA.
• AÇÃO CAPILAR – MENISCO
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
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ESTRUTURA DOS SÓLIDOS
• TEMPERATURA BAIXA IMOBILIZA OS ÁTOMOS, ÍONS OU MOLÉCULAS.
• TIPO DE INTERAÇÃO DETERMINA NATUREZA DO SÓLIDO.
• RELAÇÃO ENTRE ESTRUTURA E PROPRIEDADES.
• AMORFO: ARRANJO DESORDENADO (MANTEIGA,
BORRACHA E VIDRO – LÍQUIDO CONGELADO REPENTINAMENTE).
• CRISTALINO: ORDEM DE LONGO ALCANCE, ÂNGULOS E FACES.
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CLASSIFICAÇÃO: Sólidos moleculares: Conjuntos de moléculas discretas mantidas em suas posições por forças intermoleculares. Sólidos reticulares: Conjunto de átomos covalentemente ligados ao longo de todo o sólido. Sólidos metálicos (metais): Conjunto de cátions unidos por um “mar” de elétrons. Sólidos iônicos: Conjunto de cátions e ânions unidos pela atração entre eles.
SÓLIDOS MOLECULARES
• PROPRIEDADES DEPENDEM DAS FORÇAS INTERMOLECULARES.
• PONTO DE FUSÃO RELATIVAMENTE BAIXO.
• AMORFOS: HIDROCARBONETOS DE CADEIA LONGA – MACIOS (MANTEIGA, PARAFINA, GRAXA).
• CRISTALINOS: RÍGIDOS E QUEBRADIÇOS DEVIDO AS FORÇAS INTERMOLECULARES MAIS FORTES (SACAROSE; −𝐎𝐇, PF=184°C)
SÓLIDOS MOLECULARES
GELO: Cada Oxigênio está ligado 4 Hidrogênios.
(2 ligações σ e 2 ligação hidrogênio)
H2O(l) = 1,00 g.cm-3 e H2O(s) = 0,92 g.cm-3
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FORMAS VARIADAS INDUZ EMPACOTAMENTO VARIADO
ÁGUA vs BENZENO E CO2.
(London)
SÓLIDOS RETICULARES • LIGAÇÕES COVALENTES ENTRE ÁTOMOS. • MATERIAIS RÍGIDOS COM PONTO DE FUSÃO MUITO ALTO.
• DIAMANTE (C sp3) E GRAFITE (LÂMINAS C sp2):
ALÓTROPOS • MATERIAIS CERÂMICOS – ÓXIDOS, SILÍCIO E QUARTZO. • RESISTENTES, ESTÁVEIS E QUEBRADIÇOS. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
• CÁTIONS LIGADOS POR “MAR” DE ELÉTRONS, SÓDIO METÁLICO.
• ESTRUTURA DE EMPACOTAMENTO COMPACTO.
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SÓLIDOS METÁLICOS
• ESTRUTURA HEXAGONAL DE EMPACOTAMENTO: • ABABAB... (hcp), Mg e Zn. Número coordenação = 12.
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• ESTRUTURA CÚBICA DE EMPACOTAMENTO: • ABCABC... (ccp), Al, Cu, Ag e Au. No. coordenação = 12.
ESTRUTURA DE MENOR ENERGIA É PREFERIDA (ESTRUTURA ELETRÔNICA). OBS: EM QUALQUER CASO, APENAS FRAÇÃO DO CUBO É PREENCHIDA. Qual?
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ccp: • (8 vértices x 1/8 de esfera)
+ (6 faces x 1/2 de esfera). • Se a medida de cada vértice
= a, então a2 + a2 = 2a2 = (4r)2.
• Portanto, 𝑎 = 81/2𝑟 e o volume do cubo 𝑎3 = 83/2𝑟.
• Como o volume de cada
átomo é 4
3𝜋𝑟3, a fração do
volume do cubo ocupado por átomos é:
163
𝜋𝑟3
83/2𝑟3= 0,74
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• SE DEPRESSAO ENTRE TRES ATOMOS FOR COBERTA: BURACO TETRAE DRICO.
4 átomos nos vértices de um tetraedro regular.
2 buracos tetraédricos por átomo em um retículo.
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• SE DEPRESSÕES COINCIDEM: BURACO OCTAEDRICO.
6 átomos nos vértices de um octaedro regular.
1 buraco octaédrico para cada átomo em um retículo.
CÉLULAS UNITÁRIAS • MENOR UNIDADE DE REPETIÇÃO EM UM CRISTAL.
• ESTRUTURA CÚBICA DE FACE CENTRADA (fcc). Um átomo no centro de cada face do cubo.
• ESTRUTURA CÚBICA DE CORPO CENTRADO (bcc), Fe, Na e K. Um átomo isolado no centro do cubo.
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• ESTRUTURA CÚBICA PRIMITIVA, Po. Forças covalentes superam empacotamento.
Um átomo em cada vértice. Não é compacto.
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RETÍCULOS DE BRAVAIS
(14 padrões básicos) • CADA CÉLULA UNITÁRIA
ACOMODA UMA QUANTIDADE DIFERENTES DE ÁTOMOS.
• DEDUÇÃO ESTRUTURA ATRAVÉS DA DENSIDADE.
Empacotamento hexagonal e cúbico são indistinguíveis (NC = 12)
𝑎2 + 𝑓2 = 𝑏2 = 4𝑟 2 e 𝑓2 = 2𝑎2 (Pitágoras) - 𝑎 =4𝑟
31/2
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A densidade do Cu é 8,93 g/cm3 e o seu raio atômico é 128 pm. É mais provável que o metal seja (a) cúbico de empacotamento compacto (ccp ou fcp) ou (b) cúbico de corpo centrado (bcc)? Calcular densidade do Cu em ccp e bcc pela relação entre raio e aresta! 4 atomos na ce lula ccp , então massa = 4 x massa do atomo (M/NA). A densidade, d, e , portanto,
𝑑 =𝑚
𝑎3=
4𝑀𝑁𝐴
81/2𝑟 3=
4𝑀
83/2𝑁𝐴𝑟3
𝑑 =4 × 63,55 g ∙ mol−1
83/2 × 6,02 × 1023mol−1 × 1,28 × 10−8cm 3= 8,90 g/cm3
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Temos 2 átomos na célula bcc , então massa = 2 x massa do átomo (M/NA). A densidade, d, e , portanto,
𝑑 =𝑚
𝑎3=
2𝑀𝑁𝐴
4𝑟31/2
3 =33/2𝑀
32𝑁𝐴𝑟3
𝑑 =33/2 × 63,55 g ∙ mol−1
32 × 6,02 × 1023mol−1 × 1,28 × 10−8cm 3= 8,17 g/cm3
Fazer para a Ag (144 pm e 10,5 g/cm3). [Resposta: ccp]. Fazer para o Fe (124 pm e 7,87 g/cm3).
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ESTRUTURAS IÔNICAS • EMPACOTAMENTO ÍONS (CARGA E
RAIO DIFERENTES).
• ÂNIONS FORMAM BURACOS OCUPADOS PELOS CÁTIONS.
• ESTRUTURA DE SAL-GEMA. Coordenação –(6,6).
• NaCl, KBr, RbI, CaO, AgCl e etc.
• ÂNIONS E CÁTIONS COM RAIOS MUITO DIFERENTES.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
𝜌 =raio do menor íon
raio do maior íon=
rmenor
rmaior
• SE 𝟎, 𝟒 ≲ 𝝆 ≲ 𝟎, 𝟕 SAL-GEMA.
MgO (Mg = 72 pm e O = 140 pm).
• SE 𝒓𝐦𝐞𝐧𝐨𝐫 ∼ 𝐫𝐦𝐚𝐢𝐨𝐫 𝐞𝐧𝐭ã𝐨 𝝆 > 𝟎, 𝟕; Coordenação – (8,8).
CsCl (Cs = 167 pm e Cl = 181 pm) – CsBr, CsI, TlCl, TlBr e etc.
• SE 𝝆 < 𝟎, 𝟒; Coordenação – (4,4).
ZnS.
• HÁ EXCEÇÕES! ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
CRISTAIS LÍQUIDOS
• MESOFASE: VISCOSO E MODERADAMENTE ORDENADO.
• FORMA DAS MOLÉCULAS INDUZ AO EMPACOTAMENTO.
• PROPRIEDADES ANISOTRÓPICAS.
• FASE NEMÁTICA: ATRASO.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
CRISTAIS LÍQUIDOS
• MESOFASE: VISCOSO E MODERADAMENTE ORDENADO.
• FORMA DAS MOLÉCULAS INDUZ AO EMPACOTAMENTO.
• PROPRIEDADES ANISOTRÓPICAS.
• FASE NEMÁTICA: ATRASO.
• FASE ESMÉTICA: ALINHAMENTO.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
CRISTAIS LÍQUIDOS
• MESOFASE: VISCOSO E MODERADAMENTE ORDENADO.
• FORMA DAS MOLÉCULAS INDUZ AO EMPACOTAMENTO.
• PROPRIEDADES ANISOTRÓPICAS.
• FASE NEMÁTICA: ATRASO.
• FASE ESMÉTICA: ALINHAMENTO.
• FASE COLESTÉRICA: CAMADAS DIFERENTES DIREÇÕES.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
CRISTAIS LÍQUIDOS
• TERMOTRÓPICOS: FASE ENTRE SÓLIDO E LÍQUIDO.
• LIOTRÓPICOS: MICELAS E PAREDES LIPÍDICAS.
LÍQUIDOS IÔNICOS • ÂNION INORG. PEQUENO + CÁTION ORGÂNICO GRANDE.
• CÁTION: ASSIMÉTRICO C/ REGIÃO APOLAR.
Dificulta cristalização.
VANTAGENS:
• BAIXA PRESSÃO VAPOR.
• BAIXA INFRAMABILIDADE.
• BAIXA TOXICIDADE.
• DISSOLVE ORGÂNICOS
E INORGÂNICOS.
• RECICLÁVEL.
• DESIGN FLEXÍVEL. BF4−
MATERIAIS INORGÂNICOS
• Desenvolvimento da civilização
• Novos materiais • Novas tecnologias.
Ex.: Concreto, aço, plásticos, semicondutores...
• Contraste, sólidos iônicos, moleculares e reticulares: isolantes ou semicondutores (elétrons estão restritos aos átomos).
MATERIAIS METÁLICOS
• Conhecidos há + 10 mil anos... sob forma ligas. Ex: Aço liga Fe e C.
• Ligas não ferrosas. Ex: Latão (Cu+Zn) e bronze (Cu+Sn).
• Modelo: cátions juntos por um “mar” de elétrons, portanto, condutores.
• Exceções! - materiais iônicos, supercondutores e polímeros orgânicos (orbitais Π conjugados).
• Brilho
A cor rosa do cobre se deve a absorção de luz na região azul do espectro, em comprimentos de onda próximos de 470 nm. A que separação de energia (em joules) corresponde este comprimento de onda? [Resposta: 4,2 x 10-19 J] A cor amarela do ouro se deve à absorção de luz na região violeta do espectro, em comprimentos de onda próximos de 420 nm. A que separação de energia (em joules) corresponde este comprimento de onda?
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
• Maleabilidade e estrutura cristalina.
• Planos de deslizamento.
• No ccp há oito conjuntos de planos.
Ex.: Cu – maleável.
• No hcp só há um conjunto de planos.
Ex.: Zn ou Cd – quebradiços.
LIGAS
• Propriedades dependem composição estrutura cristalina, tamanho e textura dos grãos.
• Ligas homogêneas - distribuem uniformemente. Ex.: Latão e bronze. • Ligas heterogêneas - misturas de fases cristalinas com
composições diferentes. Ex.: Solda estanho-chumbo e amálgama de mercúrio. • Fundem (solidificam) faixa de temperaturas. • Metais bloco d muito utilizados – raios atômicos semelhantes. Ex1.: Cu (133 pm) e Zn (128 pm) usada em moedas. Cu = [Ar]3d104s1 e Zn = [Ar]3d104s2
Ex2.: ferro forjado ou ferro fundido – alto teor C, duro, alto pto fusão e quebradiço – uso em grades ornamentais, blocos de motores.
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Atkins and L. L. Jones
Liga Substitucional
• Diferença raios atômicos < 15%.
• Átomos menos abundantes (soluto) distorcem retículo do metal hospedeiro.
• Dificultam fluxo dos elétrons (aumento resistividade).
• Dificultam deslizamento de planos (aumento rigidez).
• Ex: Bronze = Cobre + Zinco.
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Atkins and L. L. Jones
Liga Intersticial
• Aço: liga homogênea base Fe (124 pm) e 2% ou menos de C (77 pm).
• Raio atômico soluto 60% do raio atômico do hospedeiro.
• Ligas “macias”:
Ex.: Pb (175 pm e 328°C)
Sn (145 pm e 232°C)
Bi (155 pm e 271°C)
Borrifadores contra incêndios – pto fusão liga = 95°C.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
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Ligas não Ferrosas
• Fundidos ou sinterizados (pressão sobre pó de metais).
• Ligas sinterizadas são mais porosas que fundidas. Uso em peças que exigem lubrificação.
• Macios, o Cu (1083oC) e o Sn (283oC) juntos formam o Bronze.
LATÃO
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Atkins and L. L. Jones
CLASSIFICAÇÃO DE ACORDO COM A RESISTÊNCIA ELÉTRICA
• Um isolante: alta resistência, não
conduz eletricidade.
• Um condutor: resistência aumenta com aumento da temperatura.
• Um semicondutor: resistência diminui com aumento da temperatura.
• Um supercondutor: resistência quase nula (geralmente em temperaturas muito baixas).
• Um eletrólito sólido e um condutor iônico.
• Condutividade elétrica, κ (kapa – S.m-1), amostra de comprimento l, seção de área A e resistividade R. (1S=1Ω-1)
• 𝜅 =𝑙
𝐴×𝑅
• Condutividade metal ~ 107 S.m-1. • Condutividade semicondutor ~ 10-4 S.m-1. Qual e a resistência de um fio de cobre de comprimento 1,0 m e seção 0,10 mm2? A condutividade do cobre na temperatura normal e 60,7 MS·m-1. [Resposta: 0,16 Ω] Qual e a resistência de uma folha de um semicondutor de espessura 0,10 mm e área 1,0 cm2? A condutividade do semicondutor na temperatura normal e 0,2 mS·m-1
.
Por que um determinado material é condutor?
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
TOM e propriedades elétricas
• N orb. atômicos N
moleculares.
• N orb. Moleculares = banda
Ex.: Na, valência (3s) 1 elétron.
N/2 ligantes e N/2 antiligantes.
2 elétrons cada orbital, N orbitais ligantes ocupados.
• Banda preenchida – valência.
• Banda vazia – condução.
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Atkins and L. L. Jones
• Metais: Bandas muito próximas (ou superpostas).
• Isolantes: Bandas muito separadas (gap).
• Semicondutores: Bandas relativamente próximas. Resistência diminui com temperatura.
• Uso em dispositivos eletrônicos – controle do fluxo de corrente elétrica.
• Semicondutor intrínseco: (bandas naturalmente próximas)
SEMICONDUTOR TIPO n
• Adição elétrons banda condução.
• Dopagem do sólido c/ impurezas.
• Semicondutor extrínseco (requer dopagem).
Ex.: As ao Si - elétrons adicionais ocupam a banda de condução do silício.
• Tipo n (= negatively).
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
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SEMICONDUTOR TIPO p
• Retirada elétrons banda valência - não esta completamente preenchida - “buracos”.
• Funciona como uma banda de condução
Ex.: In ao Si – “falta” de elétrons deixam buracos na banda de valência.
• Tipo p (= positively).
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
JUNÇÕES p-n
• Diodos, transistores e circuitos integrados, contêm junções p-n
• Corrente flua em uma só direção.
Que tipo de semicondutor e o germânio dopado com arsênio? [Resposta: tipo n]
Que tipo de semicondutor e o antimônio dopado com estanho?
SUPERCONDUTIVIDADE • Resistência=0 quando a T ≤ Ts;
• 1ª. vez em 1911, Hg – Ts = 4K. Atualmente: 130 K.
• Propriedades elétricas e magnéticas fortemente anisotrópicas – presença de camadas.
Pares de Cooper:
• Muitos são cerâmicos (altas
temperaturas).
• Quebradiços – pouco dúcteis!
• Fios: deposição sobre superfície de um fio ou fita de um metal. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones