PROPRIEDADES DOS

SÓLIDOS

ESTRUTURA E TIPO
DE LIGAÇÕES

1
 REPRESENTAÇÃO

Diferentes estados
da matéria

gás – pouca ordem, líquido polar – mais ordenado,

movimentos rápidos. movimentos mais lentos.
- +
+ -
Sólido
cristalino – + -
altamente - +
Cristal iônico
ordenado

Cristal líquido
Sólido amorfo

2
 Cristal líquido
H3

3
4
5
6
7
 CLASSIFICAÇÃO DOS
SÓLIDOS

SÓLIDOS SÓLIDOS
AMORFOS CRISTALINOS

ENERGIA DE REDE

8
 SÓLIDOS NÃO TÊM
ESTRUTURA
AMORFOS CRISTALINA

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

9
 FACES DO CRISTAL

MINERAL GALENA : SÓLIDO CRISTALINO10

PbS
 SÓLIDOS ESTRUTURA
CRISTALINOS CRISTALINA

ANISOTROPIA, PTO DE
FUSÃO,TAMANHO,
FORMAS CRISTALINAS,ETC

ANISOTRÓPICOS: PROP.MECÂNICAS,
ELÉTRICAS, ÍND. DE REFRAÇÃO,
DUREZA, DEPENDEM DA DIREÇÃO 11
 ANISOTROPIA ISOTROPIA

Resistência a uma Empacotamento de moléculas

força diferente nas alongadas. Amianto reflete
duas direções propriedades macroscópicas.

12
Densidade: m/V (g/cm3)
Propriedade característica de cada substância:

Cu = 8,9 Hg = 13,5 Pb = 11,3 GELO MENOS DENSO

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)

d H2O a 40C = 1 g/cm3

13
Gelo e Neve
Estrutura com
vazios

14
TIPOS DE SÓLIDOS CRISTALINOS

SÓLIDOS IÔNICOS
SÓLIDOS COVALENTES
SÓLIDOS MOLECULARES
SÓLIDOS METÁLICOS

15
 SÓLIDOS IÔNICOS

CÉLULAS
UNITÁRIAS MICROGRAFIA – NaCl
DE NaCl 16
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

17
PROCESSO de FORMAÇÃO DO SÓLIDO
kJ/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

18
ENERGIAS DE REDE (KJ/mol)

F- Cl- Br- I-
Li+ -1036 - 857 - 813 - 758
Na+ - 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 NEUTROS

ÍONS NEGATIVOS – MAIORES QUE OS ÁTOMOS NEUTROS

NA REDE CRISTALINA – MAIOR O ÂNION, MENOR É A

ENERGIA DE REDE OU DE ESTABILIDADE.

19
 Uα

U = energia de estabilidade ou reticular

20
 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 21
SÓLIDOS COVALENTES

FORMA CRISTALINA DO
22
QUARTZO
PARTE DA ESTRUTURA DE UM
DIAMANTE

23
 SÓLIDO COVALENTE SÓLIDO COVALENTE E
MOLECULAR
Átomo de C

Átomo de C

GRAFITE
DIAMANTE
Retículo: átomos de C
Retículo: átomos de C

Ligação: covalente Ligação: covalente e v. der Waals

Duro, alto PF, mal condutor Mole, baixo pf, condutor 24
 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
25
 Nanotubos

Leves como o plástico e resistentes como o

aço

Uso potencial: cápsulas de liberação

controlada de drogas

Problema: inflamação semelhante ao asbesto em

animais de laboratório
Nature Nanotechnology, 20/05/08

Como colete protetor

Como fios de transmissão de energia – 1000 X mais eficientes

que fios de cobre

Mais resistente que fios de aço- 200 X

http://www.tecmundo.com.br/nanotecnologia/2640-o-que-sao-nanotubos-de-carbono-.htm 26
 SÓLIDOS MOLECULARES

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

27 (l)
ESTRUTURA
DO CARBONO
GRAFITE

Covalente
v. der Waals
(entre as camadas)

28
Gelo – interações
intermoleculares – ligações
de hidrogênio

Sólido molecular – baixo

ponto de fusão, mole

29
 SÓLIDOS METÁLICOS

MAR DE ELÉTRONS
MÓVEIS

Pb

PbO
CÁTIONS
30
 Núcleo e
camada
eletrônica
interna

Elétrons externos
“móveis”

31
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
32
Bandas de valência e
Bandas de condução

33
 SEMICONDUTOR

RESISTÊNCIA SUPERCONDUTOR

CONDUTOR
METÁLICO

TEMPERATURA 34
 TIPOS DE FORÇAS ENTRE
SÓLIDO AS PARTÍCULAS

IÔNICOS ATRAÇÕES
ELETROSTÁTICAS

COVALENTE LIG.COVALENTES

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

METÁLICOS LIGAÇÕES
METÁLICAS 35
 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 1610
MOLEC. H2 0,8 - 259
CH4 9 - 182
CO2 25 - 78 (sublima)

METÁLICO Na 108 98
Ag 285 962
Cu 340 1083

36
Difração de raios-x – conhecendo o cristal

a) Von Laue
1912

b) Difratômetro
moderno (Bragg)

37
ANALOGIA: ONDAS NOS PILARES E DIFRAÇÃO

38
DIFRAÇÃO DE RAIOS-X
EQUAÇÃO DE BRAGG

nλ = 2 d senθ
39
 l = d sen θ
l
= sen θ
d nλ=2l n λ = 2 d senθ
40
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

41
Célula unitária
de uma rede
cristalina

bidimensional

Analogia com
um tipo de
papel de parede

42
Representação de um retículo cristalino

43
44
 RETÍCULOS ESPACIAIS

Cúbico simples Cúbico corpo centrado Cúbico face centrada

1 át./cél. unit. 2 át./cél. unit. 4 át./cél. unit.

8 x 1/8 + 1 = 2 át. 8 x 1/8 + 6 x ½ = 4 át.
45
RETÍCULO CÚBICO DE FACE CENTRADA

46
 Retículo Cúbico de
face centrada - corte

NaCl

Cl-

47
 RETÍCULOS ESPACIAIS IÔNICOS

CORPO FACE FACE

CENTRADO CENTRADA CENTRADA

48
 ESTRUTURAS CRISTALINAS DO METAIS

Cúbica de corpo centrado – ccc (n. coordenação 8) 68 % do

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

49
Espaçamento (d) entre os planos de átomos no retículo
RAIO ATÔMICO OU IÔNICO

CÚBICO CÚBICO CORPO CÚBICO FACE

SIMPLES CENTRADO CENTRADA

r = d√2
r = d/2 r = d √3
4
4

50
51
 .O cobre tem um raio atômico de 1,28 A0 e cristaliza
APLICAÇÃO: 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

4r d 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
52
 SEMICONDUTORES

Si, Ge

Ligação covalente

Elétrons de
valência

53
 A altas temperaturas,
quebras de algumas
ligações covalentes –
elétrons livres - condução

elétron
livre Semicondutor
intrinsico

Elétron
livre

Elétron
livre
54
Semicondutor n Semicondutor p

Semicondutores
negativo positivo
extrínsicos 55
(dopados)
56
 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) 57

 Resistividade (Ω
Ωx
Substância
cm)
Prata 1.6 x 10-6
Cobre 1.7 x 10-6
Ouro 2.3 x 10-6 condutores
Alumínio 2.8 x 10-6
Tungsténio 4.9 x 10-6
Grafite 6 x 10-3
Germânio (puro) 47
semicondutores
Silício (puro) 21.4 x 104
Vidro 1012
Porcelana 3 x 1014
Baquelita 2 x 1016 isolantes
Borracha 9 x 1016
Mica 1017

58
FORÇAS INTERMOLECULARES
FORÇAS DE V. DER WAALS

Dispersão de LONDON

59
 MOLÉCULAS APOLARES
Dipolo-induzido

Ex: I2, Cl2, CO2, CH4 Cristal formado de

moléculas de I2

Moléculas ligadas por forças de v.

der Waals (dispersão de London) 60
Interação dipolo-dipolo

δ+ δ- δ+ δ-
H Cl ----- H Cl

61
 MOLÉCULAS
POLARES

Dipolo-dipolo

Cristal formado de
Ex: H2O, HBr, PCl3 moléculas de HBr

Moléculas ligadas por ligações

dipolo-dipolo (v. der Waals) 62
 INTERAÇÃO ÍON-DIPOLO

Ex: sal (íons de Na+ e Cl- ) em água

63
 Ligações de H
Este tipo de ligação é um caso especial de
ligação dipolo-dipolo, só ocorrendo entre
moléculas polares.

H2O HF NH3 64
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO – PONTES DE H

Moléculas polares com

Ex: H2O, NH3, HF H ligado a F, O, N 65