1

PROPRIEDADES DOS SÓLIDOS

ESTRUTURA E TIPO DE LIGAÇÕES

2

gás – pouca ordem, movimentos rápidos.

líquido polar – mais ordenado, movimentos mais lentos.

+

+

+

+

-

-

-

-Sólido

cristalino –altamente ordenado

Cristal iônico

Cristal líquidoSólido amorfo

REPRESENTAÇÃO

Diferentes estados da matéria

3

Cristal líquidoH3

4

5

6

7

8

CLASSIFICAÇÃO DOS SÓLIDOS

SÓLIDOS AMORFOS

SÓLIDOS CRISTALINOS

ENERGIA DE REDE

9

SÓLIDOS AMORFOS

ISOTRÓPICOS :

PROPRIEDADES MECÂNICAS, ELÉTRICAS, IND.DE REFRAÇÃO, INDEPENDEM DA DIREÇÃO

NÃO TÊM ESTRUTURA CRISTALINA

10

FACES DO CRISTAL

MINERAL GALENA : SÓLIDO CRISTALINOPbS

11

SÓLIDOS CRISTALINOS

ESTRUTURA CRISTALINA

ANISOTRÓPICOS: PROP.MECÂNICAS, ELÉTRICAS, ÍND. DE REFRAÇÃO, DUREZA, DEPENDEM DA DIREÇÃO

ANISOTROPIA, PTO DE FUSÃO,TAMANHO,

FORMAS CRISTALINAS,ETC

12

Resistência a uma

força diferente nas duas direções

Empacotamento de moléculas alongadas. Amianto reflete propriedades macroscópicas.

ANISOTROPIA ISOTROPIA

13

Densidade: m/V (g/cm3)

Propriedade característica de cada substância:

Cu = 8,9 Hg = 13,5 Pb = 11,3 cortiça = 0,25 g/cm3

GERAL: Sólido mais denso que o líquido.

O gelo é menos denso, devido à sua estrutura.

gelo H2O se torna mais empacotada (a 4ºC densidade maior)

GELO MENOS DENSO

d H2O a 40C = 1 g/cm3

14

Gelo e Neve Estrutura com vazios

15

TIPOS DE SÓLIDOS CRISTALINOS

SÓLIDOS IÔNICOS

SÓLIDOS COVALENTES

SÓLIDOS MOLECULARES

SÓLIDOS METÁLICOS

16

SÓLIDOS IÔNICOS

MICROGRAFIA – NaClCÉLULASUNITÁRIASDE NaCl

17

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

18

PROCESSO de FORMAÇÃO DO SÓLIDOkJ/mol

Na(s) Na (g) + 108 (energia absorvida)

½ Cl2 Cl (g) + 121 (energia absorvida)Na (g) Na+ (g) + e- + 495 (energia absorvida)e- + Cl (g) Cl- (g) - 348 (energia liberada)Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) - 787 (energia liberada)

TOTAL :

Na(s) + ½ Cl2 NaCl (s) - 411 (energia líquida liberada)

LIBERAÇÃO DE ENERGIA: PROCESSO EXOTÉRMICO

ENERGIA DE REDE É UMA ENERGIA EXOTÉRMICA

19

ENERGIAS DE REDE (KJ/mol)

F- Cl- Br- I-Li+ -1036 - 857 - 813 - 758Na+ - 922 - 788 - 752 - 704 K+ - 820 - 718 - 688 - 648

LiF é o menos solúvel em água do que os outros haletos

ÍONS POSITIVOS - MENORES QUE OS ÁTOMOS NEUTROSÍONS NEGATIVOS – MAIORES QUE OS ÁTOMOS NEUTROS

NA REDE CRISTALINA – MAIOR O ÂNION, MENOR É A ENERGIA DE REDE OU DE ESTABILIDADE.

20

U α

U = energia de estabilidade ou reticular

21

ENERGIA DE REDE AUMENTA QUANDO:

Q e/ou r

• Composto Energia de Rede (KJ/mol)

• MgF2 2957 Q = +2, -1• MgO 3938 Q = +2, -2• LiF 1036• LiCl 853 r F < r Cl

22

SÓLIDOS COVALENTES

FORMA CRISTALINA DO QUARTZO

23

PARTE DA ESTRUTURA DE UM DIAMANTE

24

SÓLIDO COVALENTE

DIAMANTE

SÓLIDO COVALENTE E MOLECULAR

GRAFITE

Retículo: átomos de C

Ligação: covalente

Duro, alto PF, mal condutor

Retículo: átomos de C

Ligação: covalente e v. der Waals

Mole, baixo pf, condutor

Átomo de C

Átomo de C

25

fulerenos (Buckminster Fuller)

(domos geodésicos)

bola de futebol

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)

26

Nanotubos

Uso potencial: cápsulas de liberação controlada de drogas

Problema: inflamação semelhante ao asbesto em animais de laboratório

Nature Nanotechnology, 20/05/08

Leves como o plástico e resistentes como o aço

Como colete protetor

Como fios de transmissão de energia – 1000 X mais eficientes que fios de cobre

Mais resistente que fios de aço- 200 Xhttp://www.tecmundo.com.br/nanotecnologia/2640-o-que-sao-nanotubos-de-carbono-.htm

27

SÓLIDOS MOLECULARES

H2O(l) H2O(s) Benzeno(s) Benzeno(l)

28

ESTRUTURA DO CARBONO GRAFITE

Covalente

v. der Waals(entre as camadas)

29

Gelo – interações intermoleculares – ligações de hidrogênio

Sólido molecular – baixo ponto de fusão, mole

30

SÓLIDOS METÁLICOS

MAR DE ELÉTRONS MÓVEIS

CÁTIONS

Pb

PbO

31

Núcleo e camada eletrônica interna

Elétrons externos “móveis”

32

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 0C

Cromo Cr Pf = 1890 0C

Tungstênio W Pf = 3400 0C

Metais de transição: ligações covalentes complementares (além da ligação metálica)

subníveis d semipreenchidos

33

Bandas de valência e Bandas de condução

34

RESISTÊNCIA

TEMPERATURA

SEMICONDUTOR

SUPERCONDUTOR

CONDUTOR

METÁLICO

35

TIPOS DE FORÇAS ENTRESÓLIDO AS PARTÍCULAS

IÔNICOS ATRAÇÕES ELETROSTÁTICAS

COVALENTE LIG.COVALENTES

MOLECULAR DISPERSÃO DE LONDON, DIPOLO-DIPOLO, LIG. DE H

METÁLICOS LIGAÇÕESMETÁLICAS

36

SÓLIDOS: ENERGIA DE REDE E PONTO DE FUSÃO

TIPO SUBSTÂNCIA ENERGIA RETICULAR PONTO FUSÃO

kJ/mol 0C

IÔNICO NaCl 787 801

CaF2 2590 1423

CaO 3520 2614

COV. C 714 3600

SiC 1235 2700 (sublima)

SiO2 1865 1610MOLEC. H2 0,8 - 259

CH4 9 - 182CO2 25 - 78 (sublima)

METÁLICO Na 108 98Ag 285 962Cu 340 1083

37

a) Von Laue 1912

b) Difratômetro moderno (Bragg)

Difração de raios-x – conhecendo o cristal

38

ANALOGIA: ONDAS NOS PILARES E DIFRAÇÃO

39

DIFRAÇÃO DE RAIOS-X

EQUAÇÃO DE BRAGG

nλ = 2 d senθ

40

ld = sen θ

l = d sen θ

n λ = 2 l n λ = 2 d senθ

41

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

42

Célula unitária de uma rede cristalina

Analogia com um tipo de papel de parede

bidimensional

43

Representação de um retículo cristalino

44

45

Cúbico simples

1 át./cél. unit.

Cúbico face centrada

4 át./cél. unit.

8 x 1/8 + 6 x ½ = 4 át.

Cúbico corpo centrado

2 át./cél. unit.

8 x 1/8 + 1 = 2 át.

RETÍCULOS ESPACIAIS

46

RETÍCULO CÚBICO DE FACE CENTRADA

47

Retículo Cúbico de face centrada - corte

NaCl

Cl-

48

RETÍCULOS ESPACIAIS IÔNICOS

CORPO CENTRADO

FACE CENTRADA

FACE CENTRADA

49

ESTRUTURAS CRISTALINAS DO METAIS

Cúbica de corpo centrado – ccc (n. coordenação 8)

Li, Na, K, Rb, Cs, Ba, V, Cr, Mn, Fe, Nb, Ta

Hexagonal compacta – hc (n. coordenação 12)

Be, Mg, Sc, La, Tc, Ru, Zn, Cd, Os, Re

Cúbico denso (cúbico de face centrada – cfc (n. coordenação 12)

Ca, Sr, Rh, Ir, Pd, Pt, Ag, Au, Cu, Al

68 % do espaço ocupado

74 % do espaço ocupado

50

CÚBICO SIMPLES

CÚBICO CORPO CENTRADO

CÚBICO FACE CENTRADA

r = d/2r = d√2

4r = d √3

4

Espaçamento (d) entre os planos de átomos no retículo

RAIO ATÔMICO OU IÔNICO

51

52

.O cobre tem um raio atômico de 1,28 A0 e cristaliza numa estrutura cúbica de face centrada. Calcule a densidade do cobre.

4r = d √2

d = 4r/ √2

d = 4 x 1,28 x 10-8 cm = 3,63 x 10 -8 cm

√2

Vcél. Unit. = d3 = (3,63 x 10 -8 cm)3 = 4,74 x 10-23 cm3

n. at./ cél. unit = 8 x 1/8 + ½ x 6 = 4

Volume molar do Cu:

4 at 4,74 x 10 -23 cm3

6,02 x 10 23 át. X X= 7,13 cm3/mol

d=m (de 1 mol)/ V (de 1 mol) = 63,5 g/mol

7,13 cm3/mol

d = 8,91g/cm3

d4r

APLICAÇÃO:

53

SEMICONDUTORES

Ligação covalente

Si, Ge

Elétrons de valência

54

A altas temperaturas, quebras de algumas ligações covalentes –elétrons livres - condução

Semicondutor intrinsico

elétron livre

Elétron livre

Elétron

livre

55

Semicondutor n

negativo positivoSemicondutores extrínsicos (dopados)

Semicondutor p

56

57

Diodos

O led (light emitter diode - diodo emissor de luz),como o próprio nome já diz, é um diodo (junção P-N) que quando energizado emite luz visível.

A luz é monocromática e é produzida pelas interações energéticas do elétron.

O processo de emissão de luz pela aplicação de uma fonte elétrica de energia é chamado eletroluminescência

arsenieto de gálio (GaAs) ou o fosfeto de gálio (GaP)

58

SubstânciaResistividade (ΩΩΩΩ x cm)

Prata 1.6 x 10-6

Cobre 1.7 x 10-6

Ouro 2.3 x 10-6

Alumínio 2.8 x 10-6

Tungsténio 4.9 x 10-6

Grafite 6 x 10-3

Germânio (puro) 47

Silício (puro) 21.4 x 104

Vidro 1012

Porcelana 3 x 1014

Baquelita 2 x 1016

Borracha 9 x 1016

Mica 1017

semicondutores

isolantes

condutores

59

FORÇAS INTERMOLECULARES

Dispersão de LONDON

FORÇAS DE V. DER WAALS

60

MOLÉCULAS APOLARES

Dipolo-induzido

Ex: I2, Cl2, CO2, CH4Cristal formado de moléculas de I2

Moléculas ligadas por forças de v. der Waals (dispersão de London)

61

Interação dipolo-dipolo

δ+ δ- δ+ δ-H Cl ----- H Cl

62

Dipolo-dipolo

MOLÉCULAS POLARES

Ex: H2O, HBr, PCl3Cristal formado de moléculas de HBr

Moléculas ligadas por ligações dipolo-dipolo (v. der Waals)

63

INTERAÇÃO ÍON-DIPOLO

Ex: sal (íons de Na+ e Cl- ) em água

64

Ligações de H

Este tipo de ligação é um caso especial de ligação dipolo-dipolo, só ocorrendo entre moléculas polares.

H2O HF NH3

65

LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO – PONTES DE H

Ex: H2O, NH3, HFMoléculas polares com H ligado a F, O, N