2ª EdiçãoD I S C I P L I N A Arquitetura Atômica e Molecular O estado sólido Autores Ótom Anselmo de Oliveira Joana D’Arc Gomes Fernandes aula 14 Governo Federal Presidente da República Luiz Inácio Lula da Silva Ministro da Educação Fernando Haddad Secretário de Educação a Distância Ronaldo Motta Reitor José Ivonildo do Rêgo Vice-Reitora Ângela Maria Paiva Cruz Secretária de Educação a Distância Vera Lucia do Amaral Secretaria de Educação a Distância (SEDIS) Coordenadora da Produção dos Materiais Célia Maria de Araújo Coordenador de Edição Ary Sergio Braga Olinisky Projeto Gráfico Ivana Lima Revisores de Estrutura e Linguagem Eugenio Tavares Borges Marcos Aurélio Felipe Ilustradora Carolina Costa Editoração de Imagens Adauto Harley Carolina Costa Diagramadora Mariana Araújo de Brito Adaptação para Módulo Matemático Thaisa Maria Simplício Lemos Pedro Daniel Meirelles Ferreira Revisoras de Língua Portuguesa Janaina Tomaz Capistrano Sandra Cristinne Xavier da Câmara Divisão de Serviços Técnicos Catalogação da publicação na Fonte. Biblioteca Central Zila Mamede – UFRN Oliveira, Ótom Anselmo de Arquitetura atômica e molecular / Ótom Anselmo de Oliveira, Joana D’arc Gomes Fernandes – Natal (RN) : EDUFRN – Editora da UFRN, 2006. 280 p. ISBN 85-7273-278-0 1. Ligações químicas. 2. Modelos atômicos. 3. Tabela periódica. I. Fernandes, Joana D”arc Gomes. II. Título. RN/UF/BCZM 2006/18 CDU 541 CDD 541.5 Todos os direitos reservados. Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa da UFRN - Universidade Federal do Rio Grande do Norte. 2ª Edição relacionaremos a estrutura dos sólidos com sua densidade e com algumas propriedades observadas no nosso cotidiano. baseado na relação limite de raios. íons e moléculas estão ordenados no espaço formando os sólidos. Calcular a densidade de um sólido cristalino. Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 1 . Também. estruturas e propriedades nos sólidos cristalinos. 4 Correlacionar as ligações químicas. Abordaremos algumas das estruturas cristalinas e as correlacionaremos com as ligações químicas que você estudou em aulas anteriores. 5 2ª Edição Diferenciar sólidos amorfos de cristalinos. Vamos aprender a diferenciar sólidos amorfos dos cristalinos com relação à estrutura e a algumas de suas propriedades.Apresentação Nesta aula. teremos uma visão de como os átomos. Objetivos 1 2 Identificar os tipos de células unitárias que compõem o sistema cristalino cúbico. 3 Prever a estrutura de um sólido iônico. quanto a sua organização interna. são classificados em: .sólidos moleculares – formados por átomos ou moléculas discretas unidas por forças intermoleculares. em: amorfos e cristalinos. . vamos estudar um pouco sobre este estado da matéria. quando aquecidos.sólidos iônicos – constituídos de cátions e ânions unidos por ligação iônica. se fundem em temperaturas definidas.Os sólidos A química do estado sólido tem sido bastante explorada nas últimas décadas em virtude do desenvolvimento de novos materiais. Os sólidos amorfos são aqueles que não têm uma organização interna repetida a longo alcance. 2 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . São exemplos de sólidos amorfos. Sólidos cristalinos Os sólidos cristalinos. vidros. Deve-se registrar que muitos sólidos podem apresentar regiões cristalinas e nãocristalinas. Por isso. Uma das características desses sólidos é o amolecimento lento. quando aquecidos. borrachas e plásticos. .sólidos covalentes – constituídos de átomos ligados covalentemente por toda a extensão do sólido. podendo ser classificado. Chamamos de sólido a matéria que tem uma forma rígida e definida. Já os sólidos cristalinos caracterizam-se por apresentarem uma ordem que se repete a longas distâncias e. . pelas suas características. Isso ocorre principalmente com os plásticos.sólidos metálicos – formados por átomos metálicos unidos por ligação metálica. (b) célula unitária cúbica de corpo centrado. a = b = c e = = = 90o. nesta disciplina vamos abordar apenas o sistema cúbico (os demais tipos de célula unitária serão estudados na disciplina Química dos Materiais). representado por (CS ou P). c. Existem três simetrias para o sistema cúbico. e cúbico de face centrada (CFC). ccc e cfc. A menor unidade que se repete ao longo de todo o retículo é denominada de célula unitária. a qual é especificada pelos parâmetros de rede a. cs. como mostra a Figura 1. que são: cúbico simples ou primitivo. Cúbico de Face Centrada Alguns autores representam CS. CFC com letras minúsculas.A estrutura interna destes sólidos é descrita como uma rede tridimensional de átomos. íons ou moléculas ordenadas a longas distâncias. (c) célula unitária cúbica de face centrada. c e os ângulos . e as espécies químicas que formam os sólidos podem ocupar os vértices. Figura 1 – Célula unitária cúbica mostrando os parâmetros a. 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 3 . b. o centro e o centro das faces do cubo. CCC. e Neste sistema. Figura 2 – (a) Célula unitária cúbica simples. Veja a Figura 2. . b. originando os sete sistemas cristalinos. e . cúbico de corpo centrado (CCC). Embora existam sete possíveis combinações diferentes dos parâmetros de rede. formando um retículo cristalino. hexagonal close-packed. Nesse grupo. grande parte dos metais têm elevado ponto de fusão. e os elétrons que formam as ligações. Nos sólidos metálicos. Os metais que possuem temperatura de fusão elevada são classificados como materiais refratários. 2415 oC. como maleabilidade e ductilidade. como a cúbica de face centrada (CFC) ou de empacotamento compacto hexagonal (EDH). molibdênio (Mo). está representada a célula unitária hexagonal compacta. mas eles devem estar distribuídos da maneira mais simétrica possível. Na Figura 3. tungstênio (W). A maioria das ligações metálicas é relativamente forte e. Esse número é denominado número de coordenação (NC). Essas ligações são não-direcional. o empacotamento compacto hexagonal é representado pela sigla HCP. 2996 oC. em inglês. são duros. e alguns deles são altamente resistentes à corrosão. conseqüentemente. e tântalo (Ta). Isso explica algumas propriedades características dos metais. Figura 3 − Célula unitária hexagonal compacta Devido ao caráter não-direcional das ligações metálicas. não existem restrições em relação ao número e à posição dos átomos vizinhos mais próximos. existe um número relativamente elevado de vizinhos mais próximos ligados a um átomo no sólido. também denominada hexagonal compacta (HC). se ajustam rapidamente. os átomos nos metais podem deslizar uns sobre os outros. os pontos específicos da rede cristalina são ocupados por átomos metálicos unidos por ligação metálica. mantendo-os unidos na sua nova posição. Por isso. em decorrência disso. podemos citar: nióbio (Nb). por não se encontrar preso diretamente a nenhum dos átomos. 2610 °C. 3410 °C.Sólidos metálicos Empacotamento compacto hexagonal (EDH) Às vezes. 4 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . A maioria dos metais cristalizase em estruturas compactas. As ligações iônicas que mantêm unidos os cátions e os ânions são ligações nãodirecionais. Nesses sólidos.Atividade 1 Pesquise. Mo. 0. de um composto para outro. encontra-se no intervalo entre 0. o primeiro número indica o NC do cátion e o segundo o do ânion.564 Observando o Quadro 1. portanto. constata-se que o valor encontrado. b) Quais são os cinco metais de transição d mais densos? Onde eles estão localizados na tabela periódica? Explique a alta densidade desses metais. Para o NaCl. variando. Isso indica que seis íons sódio (Na+) estão ligados diretamente a seis íons cloretos (Cl-) e vice-versa. portanto. o número de coordenação (NC) é seis para ambos os íons. e deve estar distribuído de maneira simétrica para minimizar as forças repulsivas e maximizar as forças atrativas. 6). tem-se: Relação limite de raios = r+ r – = 0. W e Ta. nas referências desta aula e em sites.102 nm 0.564. Sólidos iônicos Os retículos iônicos são formados por íons negativos. os ânios. a) Cite no mínimo três aplicações para os metais Ti. e responda às seguintes questões.414 e 0. sendo os cátions distribuídos nos interstícios tetraédricos ou octaédricos formados na rede. 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 5 . A notação comumente usada é: NC (6. que ocupam as posições do retículo cristalino.181 nm = 0. a estrutura depende diretamente da relação entre o raio do cátion e o do ânion.732. por isso o número de ânions que circundam os cátions deve ser o maior possível. por exemplo. Figura 4 – Estrutura cúbica de face centrada (CFC) para um composto iônico.Relação limite de raios r+/r- Substância iônica Estrutura Número de coordenação (NC) 0. (a) Representação da célula unitária. 4) 0. e que os íons Cl.414 ZnS CFC (4.ocupam as posições do retículo cristalino.732-1. 6) 0.414 e maior do que 0.326 sugerindo um NC (4. os íons S2. ocupando os vértices e o centro das fases do cubo e os cátions ocupam os interstícios tetraédricos. 8) Quadro 1 – Relação de raios e estrutura cristalina dos sólidos iônicos NaCl O NaCl também é chamado de sal de rocha ou salgema.732 NaCl CFC (6. cuja razão entre os raios do Zn2+/S2. 4). Observe o NC 6 para cátions e ânions. 6 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição .é Zn 2+ S 2– = 0. tipo NaCl. também conhecido como blenda de zinco.225.ocupam os pontos da rede CFC e os íons Zn2+ ocupam a metade dos interstícios tetraédricos. Veja a Figura 5. Um exemplo de substância que apresenta esse tipo de estrutura é o sulfeto de zinco (ZnS). os ânions formam uma estrutura CFC. O NC 6 indica que a estrutura do NaCl é formada a partir de um arranjo CFC de íons Clcom os íons Na+ ocupando os interstícios octaédricos da estrutura.414-0.184 nm = 0. Quando a relação entre os raios é menor do que 0. Nesse caso. Observando a Figura 4 a seguir.00 CsCl Cúbica simples (8.e vice-versa.225-0. você perceberá claramente que os íons Na+ são rodeados por seis íons Cl.060 nm 0. (b) Representação de uma rede tridimensional da estrutura CFC. tornam-se bons condutores de eletricidade. Sólidos iônicos Existem outras estruturas mais complexas para os sólidos iônicos. frágeis. qual a estrutura cristalina no cloreto de césio (CsCl) e compare com a estrutura prevista. qual será a estrutura do cloreto de césio (CsCl)? 2 Pesquise nas referências indicadas nesta aula. Esses sólidos não conduzem corrente elétrica. entretanto.167 nm e do Cl. Atividade 2 1 2ª Edição Como foi visto no assunto anterior. os quais iremos estudar posteriormente na disciplina Química dos Materiais.181 nm.0. Considerando os raios dos íons Cs+ igual a 0. podemos prever a estrutura de um sólido iônico baseado na relação limite dos raios. Essas propriedades indicam a presença de fortes interações atrativas entre cátions e ânions. Os sólidos iônicos geralmente são duros. têm um elevado ponto de fusão e são quebradiços.Figura 5 – (a) Célula unitária da estrutura CFC. quando passam à fase líquida. Descreva e desenhe a estrutura pesquisada. 3 A que podemos atribuir a baixa condutividade elétrica nos sólidos iônicos? Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 7 . formada por íons sulfetos (S2-). (b) Observe o NC 4 para o ZnS. e o íon Zn2+ ocupando a metade dos intertísios tetraédricos. Além disso. ou seja. são constituídos por átomos ligados covalentemente. Nesses sólidos. Quando dois orbitais sp 3 de átomos distindos se sobrepõem. eles são isolantes ou semicondutores. Um material é considerado mais duro que outro quando consegue riscar esse outro deixando um sulco. não existem elétrons livres. tem quatro elétrons de valência ocupando quatro orbitais híbridos sp 3. também chamados de sólidos reticulares. e varia de 1 a 10. ficando um átomo no centro de um tetraedro regular. pois os elétrons que formam as ligações encontram-se localizados entre os átomos. O valor 10 é atribuído à dureza do diamante. observe que o Si ocupa o centro do tetraedro. 8 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . (b) Estrutura da célula unitária do (sp .Sólidos covalentes Os sólidos covalentes. através de toda a extensão da rede cristalina. como os elétrons que formam as ligações . Dureza é a resistência que os materiais apresentam ao desgaste. cada átomo de carbono. com ponto de fusão elevado e baixa densidade. são extremamente duros e frágeis. o mineral mais duro que se conhece. e que um átomo de carbono ocupa o centro do tetraedro. O caráter direcional dessas ligações gera um sólido com estrutura aberta. encontrado nos grãos de areia) e o carbeto de silício (SiC. o talco. Essas ligações são direcionais. e (sp 3 . ocorre a formação de uma ligação covalente (sp 3. O diamante. que cada um dos átomos forma. Observe que cada átomo forma quatro ligações 3 3 . sendo a estrutura cristalina nesses sólidos definida pelo número de ligações covalentes . abrasivo usado nas lixas) são exemplos típicos de sólidos covalentes. Figura 6 – (a) Estrutura da célula unitária do carbono diamante. ou de silício. quartzo (SiO2. encontram-se fortemente ligados aos átomos.sp ) carbeto de silício (SiC).sp 3). Cada átomo forma quatro ligações covalentes com quatro átomos vizinhos. Isso explica a baixa condutividade elétrica nesses sólidos. A escala de dureza de Mohs é usada em mineralogia para se determinar a dureza dos materiais. e encontra-se ligado a quatro átomos de carbono.sp 3) quatro átomos ocupam os vértices do tetraedro (veja a Figura 6). O valor 1 corresponde ao mineral menos duro que se conhece. a resistência que a superfície de um material tem ao risco. Neles. em Houston. forças de London ou ligação hidrogênio. A estrutura molecular do fulereno.Sólidos moleculares Nos sólidos moleculares.U. como argônio. C60. e da Universidade de Sussex. na Inglaterra. CO2 ou fulerenos. diamante e grafite. O prêmio Nobel de Química de 1996 foi concedido aos cientistas Richard Smalley. E. (b) Arranjo cristalino cúbico de faces centradas (CFC) de moléculas C60.A. acreditava-se que o carbono sólido existia em apenas duas formas alotrópicas. 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 9 . as posições do retículo cristalino são ocupadas por átomos. cientistas da Universidade Rice. As espécies químicas formadoras da rede podem ser polares ou apolares e estão unidas entre si por forças intermoleculares do tipo dipolo-dipolo. ou moléculas como H2O. que é uma das formas alotrópicas do carbono que se cristaliza em um arranjo cúbico de faces centradas de moléculas C60. criptônio. descobriram uma nova forma molecular do carbono sólido.. e sua célula unitária estão representadas na Figura 7. Um exemplo é o fulereno. C60. que foi denominado buckminsterfulereno ou fulerenos. Em 1985. (a) (b) Figura 7 – (a) Estrutura molecular do fulereno. Robert Curl e Harry Kroto pela descoberta do buckminsterfulereno. Esses sólidos têm pontos de fusão pouco elevados (em geral abaixo de 200 °C) e baixa dureza porque seus constituintes estão unidos por forças intermoleculares relativamente fracas. Carbono Até meados de 1980. ligadas entre si por forças de London. Pesquise nas referências desta aula a fórmula molecular e estrutural do naftaleno. terminando por desaparecer sem deixar resíduos. têm suas massas diminuídas gradativamente. Que tipo de sólido ele forma? Como pode ser explicada a diminuição gradativa da sua massa.Atividade 3 1 2 Tipo de sólido Você provavelmente já deve ter observado que bolinhas de naftalina (nome usual do composto orgânico naftaleno). usadas para evitar baratas e traças em nossas casas. à temperatura ambiente. preenchendo a tabela a seguir. quando esse composto sólido encontra-se exposto à temperatura ambiente? Como esse fenômeno é denominado? Resuma o que você aprendeu. íons ou moléculas) que formam a célula unitária Forças ou ligações químicas que unem as partículas Propriedades Exemplos Metálico Iônico Covalente Molecular 10 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . Partículas (átomos. A Figura 8 mostra como os átomos localizam-se nas células unitárias do sistema cúbico e que frações das esferas estão dentro dos limites do cubo. No Quadro 2. Nesse tipo de célula. d= m V (eq.Densidade dos sólidos Você aprendeu na disciplina Medidas e Transformações Químicas que a densidade (d) é calculada dividindo-se a massa (m) de um corpo pelo seu volume (V). cada átomo em um vértice é compartilhado por oito células unitárias. precisamos identificar o tipo de célula unitária que forma o retículo cristalino em estudo e determinar sua massa e volume. cada átomo nos vértices contribui com 1/8 e o átomo da face. Para tanto. Representação das frações dos átomos que pertecem às células. com ½. Para isso. enquanto um átomo no centro da face compartilha com apenas duas células. dividi-se a massa da célula unitária pelo volume da mesma. 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 11 . Para se determinar a densidade teórica de um sólido cristalino. vamos calcular a densidade do cobre que tem estrutura do tipo CFC. Então. estão relacionadas as contribuições dos vértices. 1). Como exemplo. Figura 8 – As três unitárias do sistema cúbico. o primeiro passo é calcular a massa da célula unitária. faces e centro e o número de átomos por célula unitária. Portanto. portanto. Calculado o número de átomos associados à célula unitária.023 x 1023 átomos/mol). faces e centro. o total de átomos associado a essa célula é dado pela soma das contribuições dos vértices com a das faces. Nessa expressão. No nosso exemplo. 2). m= 12 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 4 × 63. n = número de átomos associados a cada célula unitária. A célula unitária CFC tem átomes nos vértices e no centro das faces.54 g 6. n = 4 e MM = 63.023 × 1023 átomos = 4.54. Substituindo esses valores na equação 2. NA = número de Avogadro (6.22 × 10 -22 g/ átomo 2ª Edição . MM = massa molar. usando a seguinte expressão: m= n × MM NA (eq.Número de Vértice por célula unitária Contribuição para a célula unitária por vértice 8 Contribuição total de átomos dos vértices por célula unitária 8x = 1 átomo Número de faces por célula unitária Contribuição para a célula unitária por face Contribuição total de átomos das faces por célula unitária 6 ½ 6 x ½ = 3 átomos Centro do cubo Contribuição para a célula unitária Contribuição total por célula unitária 1 1 1 Quadro 2 – Fração do átomo em várias posições da célula unitária e o número de átomos por célula unitária O total de átomos por célula unitária é calculada pela soma das contribuições dos vértices. vamos determinar a sua massa (m) em gramas. calculase a massa da célula unitária do Cu. conforme a equação: total de átomos = 8 vértices (1/8) + 6 faces (1/2) = 4 átomos. encontramos o volume da célula unitária. que é igual a 1. 278 × 10−8 cm 2)3 V = 4. V = a3 √ 3 V = 2r 2 √ V = (2 × 1. d= 4. 3) Substituindo o valor da aresta na equação de volume. V = a3. 93 g cm−3 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 13 . 22 × 10−22 g 4. 723 × 10−23 cm3 Finalmente. dividindo a massa da célula unitária pelo volume.278 x 10 cm. (b) Representação diagonal do centro da face onde os átomos se tocam. vamos calcular a densidade do cobre.1278 nm.a √ 4r = a 2 √ a 2 Figura 9 – Estrutura cúbica (CFC). O raio do Cu é 0. -8 √ 4r = a 2 √ a = 2r 2 (eq. Podemos agora calcular a aresta da célula. (a) Representação da célula unitária. 723 × 10−23 cm3 d = 8. estrutura CCC. estrutura CFC. totalizando dois átomos por célula unitária. Figura 10 √ Se a 3 = 4r.√ Na estrutura CCC. dada a estrutura cristalina e o raio: 14 Aula 14 a) do Tungstênio (W). rW = 0. os átomos tocam-se ao longo da diagonal do cubo que é a 3. o ferro. rpt = 0. Atividade 4 Calcule a densidade dos seguintes metais.141nm. um átomo corresponde à contribuição dos vértices. da mesma maneira que na estrutura CFC e o outro corresponde ao átomo localizado no centro do cubo. Nesta estrutura. o tungstênio são exemplos de metais que exibem estrutura CCC. Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . a aresta é 4r a= √ 3 O cromo.139 nm. veja a Figura 10. b) da Platina (Pt). dois átomos estão associados a cada célula CCC. perfazendo um total de 4 íons Cl. tendo como exemplo o NaCl.66 × 10-8 cm)3 V = 1. a contribuição dos vértices é de 1 íon Cl. a = 2(0. e três íons Cl.88 × 10 −22 g O volume da célula unitária é a3.566 nm a = 0. Então.por célula unitária de NaCl. que tem célula unitária CFC.102 nm e rCl.45. sendo rNa+ = 0.correspondente à contribuição das faces.99 e do Cl = 35.566nm × 10-7 cm nm-1 = 5. m= m= n × MM + n MM NA (4Na + × 22.88 × 10-22 g 1. mostrada na Figura 4.= 0. Como determinamos no exemplo anterior.14 g cm-3 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 15 . Nesse sólido a = 2(rNa+ + rCl-).81 × 10-22 cm3 Determinada a massa e o volume calculamos a densidade do NaCl d= m V = 3.023 × 10 23 m = 3.181nm) = 0. Portanto. os íons Cl. o equivalente a quatro íons Na+ por célula unitária. Calculado o número de íons por célula unitária.181 nm.formam um retículo cristalino CFC com os íons Na+ ocupando os vazios intersticiais octaédricos.45 g/mol) 6.por célula unitária.81 × 10-22 cm3 d = 2. são 4 pares de íons por célula unitária.99 g/mol) + (4Cl . vamos determinar a massa de uma célula unitária.102nm + 0.66 × 10-8 cm Substituindo na equação do volume.× 35. Como você pode observar na estrutura do NaCl. Para manter a neutralidade de carga na célula unitária de NaCl. V = a3 = (5. deverá haver também. conhecendo-se a MM do Na = 22.Vamos agora calcular a densidade de um sólido iônico. presas em uma configuração desordenada.= 0. Vidro. seus átomos não possuem a organização periódica dos cristais. A partir do conhecimento de sua estrutura e dos raios iônicos do Ca2+ e do O2-.100 nm e O2.140 nm. 16 Aula 14 O s sólidos amorfos ou não-cristalinos não apresentam estrutura interna com ordem de longo alcance. Sólidos amorfos Amorfo A palavra amorfo tem origem grega. borracha e plásticos são exemplos de sólidos nãocristalinos ou amorfos. Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . às vezes são comparadas com um líquido super-resfriado.Atividade 5 A estrutura cristalina do cálcio (CaO) é CFC. Os raios iônicos são sua resposta Ca2+ = 0. calcule a densidade em gramas por cm3 desse óxido. significando sem forma. As estruturas desses sólidos. no qual as moléculas que estavam em movimento ficaram repentinamente inertes. As ligações metálicas e iônicas são ditas não-direcionais. Muitos metais apresentam estrutura cristalina hexagonal compacta (HC). enquanto os covalentes apresentam estruturas mais abertas. O raio do Ni2+ é 0.0. Por isso. A estrutura dos sólidos iônicos pode ser prevista conhecendose os raios dos íons que os compõem. 3 4 5 2ª Edição Por que geralmente os sólidos metálicos e iônicos são mais densos do que os sólidos covalentes? Baseado na relação limite de raios. As propriedades dos sólidos dependem dos constituintes da rede cristalina e das ligações que os unem. o que difere um sólido cristalino de um sólido amorfo? 2 Defina célula unitária.069 nm e do O2. íons ou moléculas e são classificados em quatro tipos: sólidos metálicos. iônicos. os sólidos metálicos e os iônicos apresentam retículos cristalinos densamente empacotados. Que tipo de força química existe unindo as moléculas de CO2 no gelo seco? Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 17 . eles podem ser cristalinos ou amorfos. formado por átomos. dependendo das espécies que os formam.140 nm. Nos sólidos cristalinos. este passa para o estado gasoso sem deixar resíduos à temperatura muito baixa. menos densas. enquanto as ligações covalentes são direcionais. O menor arranjo que se repete em todo o sólido. dê o número de coordenação e a estrutura do óxido de níquel (NiO). é chamado de célula unitária e elas podem ser: cúbica simples ou primitiva (CS ou P). formando a rede cristalina. Auto-avaliação 1 Em termos estruturais. Também aprendemos que a densidade de qualquer sólido cristalino pode ser calculada a partir de sua célula unitária.Resumo De acordo com o grau de organização das espécies que formam os sólidos. covalentes e moleculares. O gás carbônico no estado sólido é conhecido como gelo seco. há um arranjo repetitivo de longo alcance. de face centrada (CFC) e de corpo centrado (CCC). E. sua massa molar é 107. 2001. dê: a) quantos átomos tem a célula unitária da prata. Baseado nesses dados. Química. M. W. A massa molar do Cr é 52. Porto Alegre: Bookman.. J. Referências ATKINS. J..1444 nm. Princípios de química.87g e o raio atômico é 0.. HOLUM.e que os íons Fe2+ ocupam os interstícios octaédricos. 1999. Rio de Janeiro: LTC. São Paulo: Edgard Blücher LTDA. v. D. A. LEE. São Paulo: Prentice Hall. Porto Alegre: Bookman. C. 2003.6 O gelo é a água no estado sólido. BRADY. 9 10 Calcule a densidade do FeO. 3.ed. 18 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . v. São Paulo: Edgard Blücher LTDA.. calcule o comprimento da aresta da célula unitária do MgO.ed.ed. 2002. 2003. 2003. O óxido de magnésio possui estrutura semelhante ao NaCl e uma densidade de 3. L.58 g cm-3. Química inorgânica. que tipo de sólido é o gelo? Por que o gelo flutua na água líquida? 7 A estrutura cristalina do cromo é CCC e sua densidade é 7. GARRITZ. 8 A célula unitária da prata é CFC. Rio de Janeiro: LTC.00 g. A. B. D. CHAMIZO. sabendo-se que ele tem uma estrutura CFC de íons O2. E. W. 1 e 2. E ATKINS.. F. J. R. Química: a matéria e suas transformações.. A densidade da prata é 10. b) Qual a estrutura cristalina da prata. 1993. J. MAHAN. KOTZ. P. R. 3.ed. Com esses dados. Química inorgânica não tão concisa. JONES. P. Química: um curso universitário.20 g cm-3. 1 e 2. P. 4. TREICHEL JR. J. J. 4. Química e reações químicas. Baseado nesses dados.5g cm-3. calcule o raio atômico do Cr.ed. SHRIVER. 5. MYERS. RUSSEL. J. Anotações 2ª Edição Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 19 . Anotações 20 Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular 2ª Edição . Arquitetura Atômica e Molecular – INTERDISCIPLINAR EMENTA Estrutura atômica e periodicidade dos elementos.teoria do orbital molecular 11 As ligações iônicas 12 Ligação metálica e a teoria das bandas 13 As forças intermoleculares 14 O estado sólido 15 Radioquímica . Ligações químicas nos sólidos. As interações nos líquidos. Química nuclear. AUTORES > Ótom Anselmo de Oliveira > Joana D´Arc Gomes Fernandes AULAS 01 Evolução dos modelos atômicos de Leucipo a Rutherford 02 Quantização de energia e o modelo de Bohr 03 Natureza ondulatória da matéria 04 O Modelo atômico atual e os números quânticos 05 A Configuração eletrônica dos átomos 06 Tabela periódica dos elementos 07 Propriedades periódicas dos elementos 08 Ligações químicas: como se formam? 09 Ligações covalentes – formas moleculares e hibridização 10 Ligações covalentes . Estrutura molecular e as ligações químicas. Forças intermoleculares.