CAPÍTULO 2 - ESTRUTURA ATÔMICAfelipeb.com/unipampa/aulas/cm/CMCAP2.pdf · Thompson TEORIAS: Rutherford Bohr Princípio da incerteza de Heisenberg Ciência dos Materiais - DEMAT

CAPÍTULO 2 -

ESTRUTURA ATÔMICA

Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS

Prof. C. P. Bergmann - PPGEM - EE – UFRGS – ABRIL 2005

2. ESTRUTURA ATÔMICA

2-1 INTRODUÇÃO

2-2 CONCEITOS ELEMENTARES

2-3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS

2-4 A ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS

2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS

2-7 RESUMO DAS LIGAÇÕES

2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO

2-9 EXERCÍCIOS


2-1 INTRODUÇÃO

antes de entender fenômenos que determinam propriedades nos materiais a partir da MICROESTRUTURA

deve-se primeiramente entender a ESTRUTURA ATÔMICA (e ESTRUTURA CRISTALINA) dos materiais

porque estas definem algumas de suas propriedades


ESTRUTURA PROPRIEDADES

CIÊNCIA DOS MATERIAIS

ESTRUTURA ATÔMICA

ESTRUTURA CRISTALINA

MICROESTRUTURA

O que promove as ligações?

Quais são tipos de ligações existem?

O tipo de ligação interfere em quais propriedades do material?

2-1 INTRODUÇÃO


Ordem de grandeza da estrutura atômica 10-15 a 10-10 mA estrutura

eletrônica dos

átomos determina

a natureza das

ligações atômicas

e define algumas

propriedades dos

materiais

Propriedades:

físicas, ópticas,

elétricas e

térmicas


• Por que os elementos não se decompõem formando novos elementos?

• Por que as substâncias se decompõem formando novas substâncias?

• Por que o número de elementos é pequeno comparado ao número de

substâncias?

Surgimento de Dalton

Thompson

TEORIAS: Rutherford

Bohr

Princípio da incerteza de Heisenberg


2-2 CONCEITOS ELEMENTARES• Teoria atômica de Dalton entre 1803-1808:

- átomo;

- igual em todas as suas propriedades;

- átomos de elementos possuem propriedades físicas e

químicas diferentes;

- substância formada pela combinação de dois ou mais átomos

Cada átomo guarda sua identidade química.

•Teoria atômica de Thomson 1887:- átomo de Dalton não explicava fenômenos

elétricos (raios catódicos = e-);

- modelo do “pudim de passas”: uma esfera

positiva com e- na superfície;

- Eugene Goldstein supôs o próton destruindo

a teoria de Thomson.


2-2 CONCEITOS ELEMENTARES• Teoria atômica de Rutherford 1911:

Para saber o conteúdo de um caixote pode-se atirar nele, se a bala passar ele está

vazio, ou tem um material pouco consistente.

Partículas alfa contra uma fina lâmina de ouro (0,0001 cm - dez mil átomos) a grande

maioria das partículas atravessava a lâmina ou parte ricocheteava.


2-2 CONCEITOS ELEMENTARES• Teoria atômica de Rutherford 1911: MODELO PLANETÁRIO

- o átomo não é maciço, mais espaços vazios;

- região central - núcleo - cargas positivas;

- eletrosfera - elétrons (1836 vezes mais leve);

- a relação entre partículas que passam e a as

que ricocheteiam: tamanho do átomo cerca

de 10 mil vezes maior que o tamanho do núcleo.



• Teoria atômica de Bohr 1911: MODELO RUTHERFORD-BOHR

Não explicava os espectros atômicos.

- os elétrons circundam orbitalmente

- cada nível tem um valor determinado

de energia (não é possível permanecer

entre os níveis);

- excitação do elétron: passa de um

Nível para o outro;

- volta emitindo energia

NOVIDADE DA TEORIA:

quantização da energia dos elétrons


O átomo de Bohr mostrando os elétrons em orbitas circulares

ao redor do núcleo. Os orbitais apresentam energia

quantizada. Ocorre transmissão de energia do átomo quando

um elétron pula de um orbital mais afastado do núcleo, para

um mais próximo.

2-2 CONCEITOS ELEMENTARES• Modelo mecânico-ondulatório

Níveis de energia do

hidrogênio.Comparação entre (a) Bohr e (b)modelo mecânico

ondulatório (quântico) em função da distribuição de e-.

(a) (b)



• Princípio da Incerteza de Heisenberg 1927:

- medir a temperatura de uma piscina, de um copo de água, de uma gotícula de

água;

- a luz interage com o elétron, logo não é possível ter certeza de sua

posição;

- contrapôs as órbitas circulares de Bohr;

- o elétron é bem mais caracterizado pela sua energia do que por sua

posição, velocidade ou trajetória.

Fenômenos químicos: eletrosfera - núcleo inalterado

Fenômenos nuclear ou radioativo: núcleo



ÁTOMOS NÚCLEOS PRÓTON

NEUTRON

ELETROSFERA ELÉTRON

CONCEITUAR:

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a.)

NÚMERO ATÔMICO (Z)

MASSA ATÔMICA

NÚMERO DE AVOGADRO (NA)

ISÓTOPOS

ISÓBAROS

ISÓTONOS


2-2 CONCEITOS ELEMENTARES Unidade de massa atômica (u.m.a.): definida como 12 avos da massa do

carbono 12. Há 6,02 x 1023 u.m.a. por grama

1 u.m.a./átomo (ou molécula) = 1g/mol

Número atômico (Z): é o no de prótons no núcleo.

Massa atômica (A): soma das massas dos prótons e neutrons do núcleo de

um átomo.

Número de Avogadro (NA): no de átomos ou moléculas de um g.mol, e

corresponde a 6,02 x 1023 mol-1.

Isótopos: nos atômicos iguais e diferentes massas.

Isóbaros: nos de massa iguais e diferentes nos atômicos.

Isótonos: nos de neutrons iguais.


Átomo - núcleo neutrons

prótons

- eletrosfera elétrons

mantida pela atração eletrostática

carga massa

e- -1,60 x 10-19C 9,11 x 10-28g

próton +1,60 x 10-19C 1,67 x 10-24g

neutron - 1,67 x 10-24g

2-3 ESTRUTURA ATÔMICA


2-3 ESTRUTURA ATÔMICA

Elétrons (e-): - componente do átomo com carga negativa de 1,6 x 10-19C;

- apresentam-se em órbitas;

- podem ser e- de valência, se na última camada;

- podem gerar cátions ou ânions.

Os e- mais afastados do núcleo determinam:

- propriedades químicas;

- natureza das ligações interatômicas;

- controlam tamanho do átomo, condutividade elétrica;

- influencia nas características óticas.


2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

2.4.1 Números quânticos




NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n):

representa os níveis principais de energia para o

elétron, pode ser imaginado como uma camada no

espaço onde a probabilidade de encontrar um elétron

com valor particular de n é muito alta.

NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l):

especifica subníveis de energia dentro de um nível de

energia, também especifica uma subcamada onde a

probabilidade de se encontrar o elétron é bastante

elevada.

l = 0 1 2 3

l = s p d f


Características direcionais dos orbitasi s, p e d



NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml):

especifica a orientação espacial de um orbital

atômico e tem pouco efeito na energia do

elétron. Depende do valor de l.

NÚMERO QUÂNTICO DO SPIN DO ELÉTRON (ms):

especifica as duas condições permitidas para um elétron

girar em torno de seu próprio eixo. As direções são no

sentido horário e anti-horário.

GENERICAMENTE

ml = 2l + 1

VALORES PERMITIDOS

+ 1/2 e -1/2




Exemplo da distribuição eletrônica do átomo de sódio, de número atômico

11, observa-se os elétrons nas camadas quânticas K, L e M.




Representação da energia

relativa dos elétrons de

cada camada e subcamada


Au

men

to d

a en

erg

ia

Figura adaptada de Callister 2.5

• tem estado de energia discreto

• tendem a ocupar o menor estado de energia

Elétrons





2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos

Descreve o modo com o qual os elétrons estão arranjados nos orbitais do

átomo.

A configuração é escrita por meio de uma notação convencional: lista o

n° quântico principal, seguido pela letra do orbital, e o índice sobrescrito

acima da letra do orbital.

Exemplo de configuração eletrônica:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 Sr

DIAGRAMA DE LINUS PAULING



2.4.3 Linus Pauling

Distribuição eletrônica de átomos neutros

1s2Nível

de

energia

Subnível

Número

máximo

de

elétrons

Princípio de exclusão de Linus Pauling:

apenas 2 e- podem ter os mesmos nos quânticos

orbitais e estes não são idênticos pois tem spins

contrários


Muitos elementos apresentam uma configuração eletrônica não estável.

2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS2.4.4 Características dos elementos


Por quê? Valência da última camada geralmente não está completa

Electron configuration 1s1

1s2 (stable) 1s22s1 1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2 ...

1s22s22p6 (stable) 1s22s22p63s1 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p1 ...

1s22s22p63s23p6 (stable) ...

1s22s22p63s23p63d104s246 (stable)

Adaptado da Tabela 2.2, Callister


2.4.5 Valência

• A camada de valência é a camada mais afastada do núcleo.

• Está relacionada com a capacidade de um átomo em se combinar

quimicamente com outros elementos

Exemplo:

Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 Valência 2

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Valência 3

Ge: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 Valência 4

• Depende também da natureza da reação química.

Exemplo: P


2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

2.4.6 Tabela Periódica


2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS

2.4.6 Tabela Periódica


Colunas: valência similar

Elementos

eletropositivos:

Doam elétrons para

tornar-se + iônico.

Elementos

eletronegativos:

Adquirem elétrons para

tornar-se - iônico.Adaptado da Figura

2.6, Callister.

2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS2.4.7 Eletronegatividade


Menor eletronegatividadeMaior eletronegatividade

Intervalo de 0.7 a 4.0

Valores maiores: tendência a adquirir elétrons

Valores de eletronegatividade dos elementos, segundo a Tabela Periódica dos elementos.

2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS2.4.8 Propriedades aperiódicas e periódicos

Relação do PF e PE com o número

atômico

Aperiódicas: massa atômicaPeriódicas: raio atômico

potencial de ionizaçãoeletroafinidadedensidadePF e PE


2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS2.4.8 Propriedades aperiódicas e periódicos

Relação do

potencial de

ionização com o

número atômico

Aperiódicas: massa atômicaPeriódicas: raio atômico

potencial de ionizaçãoeletroafinidadedensidadePF e PE



2.5.1 Introdução


• O tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do

material.

• Por exemplo, o carbono pode existir na forma de grafite que é mole,

escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente

duro e brilhante. Essa enorme disparidade nas propriedades começa

pelo tipo de ligação química do carbono em cada um dos casos.

Importância

2.5.1 Introdução

Para um elemento adquirir a configuração estável de 8e- na última camada

ele pode:

(1) receber e- extras

(2) ceder e-

(3) compartilhar e- associação entre átomos

Iônicas

Ligações Primárias Covalentes

Metálicas

formando íons + ou -



• Iônica

Os elétrons de valência são transferidos entre átomos produzindo íons

Forma-se com átomos de diferentes eletronegatividades (alta e baixa)

A ligação iônica não é direcional, a atração é mútua

A ligação é forte= 150-300 Kcal/mol (por isso o PF dos materiais com esse tipo de ligação é geralmente alto)

2.5.2 Ligações iônicas



• Forças atrativas eletrostáticas entre os átomos: não-direcional

átomos no material iônico: todos os íons positivos têm como vizinho mais

próximo íons negativos forças atrativas

iguais em todas as

direções

• A magnitude da força obedece a Lei de Coulomb

Forças atrativas

• r é a distância interatômica

• z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons

• e é a carga do elétron (1,602x10-19 C)

• 0 é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m)




2.5.2 Ligações iônicasEm resumo:

•Atração mútua de cargas + e -

•Envolve o tamanho de íons

•Elementos menos eletronegativos: cedem e- cátions

•Elementos mais eletronegativos: recebem e- ânions







Propriedades de compostos iônicos

• Os íons em um sólido iônico são ordenados na rede, formando

uma forte atração elétrica entre eles

• Sais e óxidos metálicos são tipicamente compostos iônicos.

• A forte ligação é responsável por:

- Elevada dureza (se frágil)

- Elevado pontos de fusão e ebulição

- Cristalinos sólidos a Tambiente

- Podem ser solúveis em água

• Os sólidos cristalinos não conduzem eletricidade, pois os íons

não estão livres para mover-se e transportar corrente elétrica.

• Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água serão

condutores de eletricidade, pois como partículas iônicas estão

livres.



• Covalente

Os elétrons de valência são compartilhados

Forma-se com átomos de alta eletronegatividade

A ligação covalente é direcional

A ligação covalente é forte (um pouco menos que a iônica)= 125-300 Kcal/mol

Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo em materiais poliméricos e diamante.

2.5.2 Ligações covalentes

Tipo de simetria em

ligações covalentes



•Usufruto de um par de elétrons comum

•Pode ser coordenada ou dativa

•Covalência entre ametais (Ex. F2, O2, Cl2) baixo PF

•Covalência entre mais átomos (Ex. Diamante) alto PF

2.5.2 Ligações covalentesEm resumo:

Metano

Amônia

Par de elétrons não

ligados



2.5.2 Ligações covalentes•Compostos covalentes unidades individuais: moléculas

Molécula simples: pequeno grupo de átomos ligados por forças covalentes. Propriedades:

- Podem ser líquidos ou sólidos(não cristalinos) a Tambiente

- Insolúveis em água, mas solúveis em outros solventes

- Isolantes elétricos e não eletrólitos

Apresentam baixo ponto de fusão e ebulição: forças entre átomos são fortes, mas as

forças entre moléculas são fracas e facilmente quebradas no aquecimento

- São más condutores de eletricidade devido a ausência de elétrons (ou íons) livres

Macromolécula: moléculas grandes com um grande número de átomos ligados covalentemente

em uma estrutura contínua. Propriedades:

- Sólidos com alto ponto de fusão: elementos podem formar ligações simples com

outros átomos, formando uma estrutura muito estável. Ex Diamante

- Cristalinos, freqüentemente

- Solúveis em qualquer solvente

- Não conduzem eletrecidade (exceção Cgrafite): elétrons não estão livres

- Não são eletrolitos



2.5.2 Ligações covalentesDiamante macromolécula

• C centro de um tetraedro regular formado de outros quatro carbonos

•Estrutura contínua em cada cristal

•Dureza do diamante trincar um diamante significa quebrar milhões de ligações

covalentes



Muito poucos compostos exibem ligação iônica e covalente

puras.

A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de ligação

covalente e vice–versa transferem e compartilham

elétrons.

O grau do tipo de ligação depende da eletronegadividade dos

átomos constituintes.

Muitos cerâmicos e semicondutores são formados por metais

e não-metais, e são na verdade uma mistura de ligações

iônicas e covalente.

Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os

átomos aumenta o caráter iônico.

O caráter iônico aumenta em elementos com distribuição

eletrônica de final s–p

2.5.3 Fração covalente



2.5.3 Fração covalente

FC = exp (- 0,25 E2)onde E é a diferença nas eletronegatividades dos átomos

Ex: SiO2 ESi= 1,8 EO= 3,5

Fração covalente FC = 0,486= 48,6%

FI = 1 – FC FI: fração iônica



• Metálica Forma-se com átomos de baixa

eletronegatividade (em torno de 3 elétrons de valência)

Os elétrons de valência são divididos por todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e assim eles estão livres para conduzir

A ligação metálica não é direcional porque os elétrons livres protegem o átomo carregado positivamente das forças repulsivas eletrostáticas

A ligação metálica é forte (um pouco menos que a iônica e covalente)= 20-200 Kcal/mol

2.5.4 Ligações metálicas



2.5.4 Ligações metálicas• Elétrons externos dos átomos do metal estão livres para mover-se entre os centros positivos

junção eletrônica determinam propriedades

• Força elétrica de atração entre elétrons móveis e imóveis ligação metálica.

Forte ligação resulta em: materiais densos, fortes com alto ponto de fusão e ebulição

• Metais - bons condutores de eletricidade: elétrons livres são transportadores de

carga e corrente elétrica, quando uma

ddp é aplicada na peça metálica.

- bons condutores de calor: choques de elétrons livre, transferindo Ec

- tem uma superfície “prateada” que pode ser facilmente manchada por

corrosão, oxidação do ar e da águaíons

mar de

elétrons




2.6.1 Introdução

• Podem ser:

• Ligações ou Forças de - Dipolos permanentes - Pontes de

van der Waals Hidrogênio

- Dipolos flutuantes - Dipolos induzidos

•Está relacionada com a quantidade de energia envolvida

- PE dos halogênios (F2, Cl2, Br2, I2): crescente massa molecular

- PE dos haletos dos halogênios

geometria molecular: linear, trigonal plana, angular, tetraédrica, piramidal;

repulsão dos pares eletrônicos - ângulo de ligação


2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS2.6.1 Introdução


Ocorre pela interação entre os dipolos

• Dipolos Permanentes - molécula induzida

• Dipolos Flutuantes

- caso geral:

ex: líquido HCl

ex: polímero

Adaptado da Fig. 2.13 e 2.14, Callister

van der Waals São ligações de natureza física

A polarização (formação de

dipolos) devido a estrutura da

ligação produz forças atrativas e

repulsivas entre átomos e

moléculas

A ligação de van der Waals não

é direcional

A ligação é fraca< 10 Kcal/mol


2.6.2 Forças de van der Waals



2.6.2.1 Dipolos Flutuantes - Induzidos

Ocorre em moléculas com distribuição de

cargas elétricas simétricas (H2, N2, O2,...), onde

os e- e suas vibrações podem distorcer esta

simetria, ocorrendo um dipolo elétrico.

Esquema representativo (a) átomo eletricamente

simétrico (b) um dipolo atômico induzido




2.6.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares

Moléculas assimétricas (NH3, CH3Cl) jamais têm

coincidentes os centros de suas cargas positivas e

negativas, podendo interagir eletrostaticamente com as

adjacentes.

Esquema representativo da

molécula polar de HCl



Moléculas polares

na ausência de

campo elétricona presença de

campo elétrico

Nome deriva da ligação: H - centro

de cargas positivas, atraindo o centro

das cargas negativas das moléculas

adjacentes POLARIZAÇÂO

Produção de forças de van der

Waals entre as moléculas:

- alinhamento de pólos

negativos com positivos

(ângulo de ligação 109,5o)

- moléculas formam uma

estrutura quase hexagonal

H ligado a F, O e N


PONTES DE HIDROGÊNIO

• É uma das mais fortes ligações

secundárias, e um caso especial

de moléculas polares (distribuição desigual da

densidade de elétrons)





PONTES DE HIDROGÊNIO•Íons e de certas moléculas se dissolvem na água polaridade




Exemplo:o cloreto de sódio (forma cristalina)

e dissolvido em água.

Propriedades da água ligação

- gelo flutua: É menos

denso: as ligações de hidrogênio

mantêm as moléculas de água

mais afastadas no sólido do que

no líquido)

- elevado calor de

vaporização

- forte tensão

superficial

- alto calor específico

- propriedades

solventes

- efeito hidrofóbico

Estrutura do gelo






IÔNICA COVALENTE METÁLICA SECUNDÁRIAS



Comparação entre ligação covalente (na formação de moléculas) e

forças de van der Waals (ligação fraca entre moléculas dissolvidas)



Iônica Covalente Metálica Intermolecular

Intensidade

de ligaçãoforte muito forte moderada e variável fraca

Dureza moderada a alta muito duro, frágilbaixa a moderada;

dúctil e maleávelmole e plástico

Cond.

elétrica

condução por transporte de

íons, somente quando

dissociado

isolante em sólido e

líquido

bom condutor por

transporte de

elétrons

isolantes no estado

sólido e líquido

Ponto de

fusão moderado a alto baixo geralmente alto baixo

Solubilidade solúvel em solventes polaressolubilidade muito

baixainsolúveis

solúveis em

solventes orgânicos

Exemplos muitos minerais diamante, oxigênio,

moléculas orgânicas

Cu, Ag, Au, outros

metais

gelo,sólidos

orgânicos (cristais)

Comparação entre o tipo de ligação e propriedades esperadas

Exceção do diamante


2.8.1 Introdução

Representação

tetraédrica dos

diferentes tipos de

ligações que ocorrem

entre os materiais de

engenharia.


A distância entre 2 átomos é determinada pelo balanço das forças atrativas e repulsivas

As forças atrativas variam com o quadrado da distância entre os 2 átomos

As forças repulsivas variam inversamente proporcional a distância interatômica

Quando a soma das forças atrativas e repulsivas é zero, a distância entre os átomos está em equilíbrio.


2.8.2 Comprimento de ligação


É a soma das forças atrativas e

repulsivas entre os átomos

No ponto de equilíbrio a soma das

duas forças é zeroFresultante = 0

Quando os átomos se aproximam as

forças de atração e repulsão

aumentam (mas as forças de

repulsão aumentam bem mais)


2.8.3 Força de ligação


Fatração= - Z1Z2e2

40a2

Frepulsão = - nb

an+1

Fresultante= - Z1Z2e2 - nb

40a2 an+1

Fatração > Frepulsão

Fatração < Frepulsão

Inclinação da curva no ponto de equilíbrio força necessária para separar os átomos

Corresponde ao módulo de elasticidade (E) que é a inclinação da curva x


2.8.3 Força de ligação


Algumas vezes é mais conveniente

trabalhar com energia (potencial) do

que forças de ligações.

Matematicamente energia (E) e força

de ligações (F) estão relacionadas

por : E= F.dr

A menor energia é o ponto de

equilíbrio


2.8.4 Energia de ligação


Eatração= Z1Z2e2

40aErepulsão = nb

an

Eresultante= Z1Z2e2 + nb

40a an

Alguns valores de energia e comprimento de ligação




Energia de ligação necessária para

romper um mol de ligações

Comprimento das energias de ligação:

Ligação Kcal/mol Comprimento (nm)

C - C 88 0,154

C = C 162 0,13

C C 213 0,12

C - H 104 0,11

C - O 86 0,14

H - H 104 0,074


É a mínima energia necessária para formar ou romper uma ligação.

Estão relacionados com a energia de ligação propriedades como:

- módulo de elasticidade;

- coeficiente de expansão térmica;

- ponto de fusão;

- calor latente;

- resistência mecânica.



Energia de ligação x distância

interatômica na ligação do H–H

Quanto mais profundo o poço de energia maior a temperatura de fusão do material

Devido às forças de repulsão aumentarem muito mais com a aproximação dos

átomos a curva não é simétrica. Por isso, a maioria dos materiais tendem a se expandir

quando aquecidos




• Quando energia é fornecida a um material, a vibração térmica faz com

que os átomos oscilem próximos ao estado de equilíbrio.

• Devido a assimetria da curva de energia de ligação x distância

interatômica, a distância média entre os átomos aumenta com o

aumento da temperatura.

• Então, quanto mais estreito o mínimo de potencial, menor é o coeficiente

de expansão térmica do material




2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS












2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS2.8.5 Resumo: ligação primária / energia de ligação


Cerâmicos

(ligação iônica/covalente)

Metais

(ligação metálica)

Polímeros(covalente e secundárias)

Grande energia de ligaçãoElevado Tf

Elevado E

Pequeno a

Energia de ligação variávelModerado Tf

Moderado E

Moderado a

Propriedades direcionaisLigações secundárias dominantes

Pequeno Tf

Pequeno E

Elevado a

2-9 EXERCÍCIOSCiência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS

(Data de entrega: DATA DA 1a PROVA)

1 Defina número de Avogadro e dê seu valor.

2 Qual a massa em repouso e a carga de um elétron, próton e nêutron? Qual a relação deste valores entre estas partículas?

3 O que é isótopo? E isóbaro?

4 Compare o raio iônico de um mesmo elemento com o raio iônico de seu átomo neutro (faça para um cátion e um ânion).

Porque isso ocorre?.

5 O que são os números quânticos de um átomo?

6 Qual é o princípio de exclusão de Pauli?

7 Os elementos 21 a 29, 39 a 47 e 72 a 79 são conhecidos como elementos de transição. Que características comuns apresenta

a distribuição de elétrons na eletrosfera destes elementos?

8 Escreva a configuração eletrônica (ex. 1s2, ...) para Be, F, Fde, Co e Ni. Quantos elétrons há no subnível 3d destes três últimos

elementos? e como estão alinhados os spins dos seus elétrons nesse subnível?

9 Caracterize: ligação iônica; ligação covalente e ligação metálica.

10 Descreva as ligações conhecidas por forças de van der Waals e por pontes de hidrogênio.

11 Compare os tipos de ligações em termos de energia de ligação envolvida.

12 Classifique ligações iônicas, covalente e metálicas como direcionais ou não-direcionais. Faça uma breve justificativa para

cada.

13 Classifique pontes de hidrogênio e forças de van der Waals como direcionais ou não-direcionais. Faça uma breve justificativa

para cada.

14 É possível a presença de mais de um tipo de ligação entre átomos? Explique e dê exemplos.

15 Que tipo de ligação você espera encontrar nos seguintes materiais: GdO, GdTe, SO2, RbI, FeC, C6H6, InAs, AgCl, UH3,

GaSb, CaS, BN, Cu-Fe?

16 Explique as forças (e energias envolvidas) entre dois átomos em função da distância interatômica (faça gráficos das relações

solicitadas).

17 Dê e explique que propriedades intrínsecas podem ser definidas pelo gráficos da questão anterior.

18 Porque materiais com elevado ponto de fusão tem elevado módulo de elasticidade e baixa dilatação térmica?

Documents

CAPÍTULO 2 - ESTRUTURA ATÔMICAfelipeb.com/unipampa/aulas/cm/CMCAP2.pdf · Thompson TEORIAS: Rutherford Bohr Princípio da incerteza de Heisenberg Ciência dos Materiais - DEMAT