Estrutura atômica e ligação interatômica
1º semestre / 2016
Universidade Estadual de Ponta Grossa Departamento de Engenharia de Materiais Disciplina: Ciência dos Materiais 1
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Assuntos abordados...
• O que promove a ligação?
• Quais os tipos de ligação?
• Quais propriedades são inferidas a partir das ligações?
Estrutura atômica e
ligação interatômica
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Estrutura atômica • átomo – elétrons – 9,11 x 10-31 kg
prótons nêutrons
• Carga elétrica = 1,60 x 10-19 C
• Número atômico = nº de prótons no núcleo do átomo = nº de elétrons para átomos neutros
• Massa atômica = soma do nº de prótons e nêutrons
• Unidade de massa atômica = uma = 1/12 mass of 12C
• Isótopo = átomos que possuem duas ou mais massas atômicas diferentes
• Peso atômico = média ponderada das massas atômicas dos isótopos do átomo que ocorrem naturalmente Peso atômico = peso de 6,022 x 1023 moléculas ou átomos
1 uma/átomo = 1 g/mol
C 12,011 H 1,008 etc.
} 1,67 x 10-27 kg
Número de
Avogadro
4
Estrutura atômica
• Elétrons de valência determinam as
seguintes propriedades:
1) Química
2) Elétrica
3) Térmica
4) Óptica
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Modelo atômico: o Átomo de Bohr • Posição de cada elétron em
particular é mais ou menos bem definida em termos do seu orbital.
• Energias dos elétrons são quantizadas mudança de orbital é possível, com absorção (maior energia) ou emissão (menor energia) de energia.
• Estados adjacentes são separados por energias finitas.
• O modelo de Bohr apresenta limitações significativas, não servindo para explicar vários fenômenos envolvendo os elétrons.
Modelo de Bohr
Elétron em órbita
Núcleo
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Estrutura eletrônica
• Elétron possuem características de onda e de
partículas (modelo mecânico-ondulatório).
– Isto significa que os elétrons estão em orbitais definidos por
uma probabilidade
– Cada elétron em um átomo é caracterzado pelos números
quânticos.
Número quântico Designação
n = principal (camada de energia) K, L, M, N, O, P, Q (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
l = secundário (subcamada/orbital) s, p, d, f (0, 1, 2, 3,…, n -1)
ml = magnético (número de estados) 1, 3, 5, 7 (-l até +l)
ms = spin (momento de rotação) ½, -½
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Estados eletrônicos de energia
1s
2s 2p
Camada K n = 1
Camada L n = 2
3s 3p Camada M n = 3
3d
4s
4p 4d
Energia
Camada N n = 4
• possuem estados de energia discretos
• tendem a ocupar o estado de energia mais baixo disponível.
Elétrons...
Adapted from Fig. 2.4,
Callister & Rethwisch 8e.
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Configurações eletrônicas
• Princípio da exclusão de Pauli
• Cada estado eletrônico pode comportar no máximo dois elétrons, com spin opostos
• Número máximo de elétrons em cada subcamada: – s = 2
– p = 6
– d = 10
– f = 14
Diagrama de Linus
Pauling
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• Por quê? Camada de valência (mais externa) normalmente
não é preenchida completamente.
• Maioria dos elementos: Configuração eletrônica não é estável.
Inspeção nos elementos
Configuração eletrônica
(estável)
...
...
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (estável) ...
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 (estáve)
Nº atômico
18 ...
36
Elemento
1s 1 1 Hidrogênio
1s 2 2 Hélio
1s 2 2s 1 3 Lítio
1s 2 2s 2 4 Berílio
1s 2 2s 2 2p 1 5 Boro
1s 2 2s 2 2p 2 6 Carbono ...
1s 2 2s 2 2p 6 (estável) 10 Neônio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 11 Sódio
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 12 Magnésio
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 13 Alumínio ...
Argônio ...
Criptônio
Adapted from Table 2.2,
Callister & Rethwisch 8e.
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Configurações eletrônicas
• Elétrons de valência – aqueles em camadas não preenchidas
• Camadas preenchidas são mais estáveis
• Elétrons de valência são mais disponíveis e tendem a controlar as propriedades químicas
– examplo: C (número atômico = 6)
1s2 2s2 2p2
elétrons de valência
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Configurações eletrônicas ex: Fe – Nº atômico = 26
elétrons
de valência
Adapted from Fig. 2.4,
Callister & Rethwisch 8e.
1s
2s 2p
Camada K n = 1
Camada L n = 2
3s 3p Camada M n = 3
3d
4s
4p 4d
Energia
Camada N n = 4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 6 4s2
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A tabela periódica • Colunas: Estrutura de valência similar
Adapted from
Fig. 2.6,
Callister &
Rethwisch 8e.
Elementos eletropositivos:
Prontamente doam elétrons
para se tornarem íons +.
Elementos eletronegativos:
Prontamente recebem elétrons
para se tornarem íons -.
doam
1e
-
doam
2e
-
doam
3e
- gases n
obre
s
recebem
1e
-
recebem
2e
-
O
Se
Te
Po At
I
Br
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
F
Cl S
Li Be
H
Na Mg
Ba Cs
Ra Fr
Ca K Sc
Sr Rb Y
Metal
Não-metal
Intermediário
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• Varia de 0,7 a 4,0,
Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade
• Valores elevados: tendência a receber elétrons.
Adapted from Fig. 2.7, Callister & Rethwisch 8e. (Fig. 2.7 is adapted from Linus Pauling, The Nature of the
Chemical Bond, 3rd edition, Copyright 1939 and 1940, 3rd edition. Copyright 1960 by Cornell University.
Eletronegatividade
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• Iônica
• Metálica
• Covalente
Ligações primárias
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Ligação iônica – metal + não-metal
doa recebe
elétrons elétrons
Eletronegatividades dissimilares
ex: MgO Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 O 1s2 2s2 2p4
[Ne] 3s2
Mg2+ 1s2 2s2 2p6 O2- 1s2 2s2 2p6
[Ne] [Ne]
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• Ocorre entre íons + e -.
• Requer transferência de elétrons.
• Grande diferença na eletronegatvidade é requerida.
• Examplo: NaCl
Ligação iônica
Na (metal) instável
Cl (não-metal) instável
elétron
+ - Atração Columbiana
Na (cátion) estável
Cl (ânion) estável
• Ligação não direcional.
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Ligação Iônica
• Energia – mínimo de energia mais estável
– Balanço de energia de termos atrativos e repulsivos
Energia atrativa EA
Energia resultante EN
Energia repulsiva ER
separação interatômica r
r A
n r B
EN = EA + ER = + -
Adapted from Fig. 2.8(b),
Callister & Rethwisch 8e.
En
erg
ia p
ote
ncia
l, E
Atr
açã
o
Re
pu
lsã
o
18
• Ligação predominante em Cerâmicas
Adapted from Fig. 2.7, Callister & Rethwisch 8e. (Fig. 2.7 is adapted from Linus Pauling, The Nature of the
Chemical Bond, 3rd edition, Copyright 1939 and 1940, 3rd edition. Copyright 1960 by Cornell University.
Exemplo: Ligação iônica
Doam elétrons Recebem elétrons
NaCl
MgO
CaF 2 CsCl
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C: possui 4 e- de valência,
precisa mais 4
H: possui 1 e- de valência,
precisa mais 1
Electronegatividades
são comparáveis.
Adapted from Fig. 2.10, Callister & Rethwisch 8e.
Ligação covalente
• eletronegatividade similar compartilham elétrons
• ligações determinadas pela valência – orbitais s & p
dominam a ligação
• Exemplo: CH4 Elétrons compartilhados de um átomo de carbono
elétrons compartilhados de átomos de hidrogênio
H
H
H
H
C
CH 4
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• A ligação resultante é altamente
direcional.
• Menor diferença de
eletronegatividade entre os
elementos do que o observado em
ligações iônicas. C = 2,5
H = 2,1
DE = 0,4
Forte
caráter
covalente
O = 3,5
Si = 1,8
DE = 1,7
Caráter iônico-
covalente
Representação esquemática da
ligação covalente na sílica ( SiO2 )
Geometria molecular de acordo com a distribuição eletrônica
sp linear
sp2 trigonal planar
sp3 tetraédrico
Ligação covalente
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Caráter iônico-covalente
% caráter iônico =
onde XA & XB são as eletronegatividades de Pauling
%) 100 ( x
1- e-
(XA-XB )2
4
iônica 73,4% (100%) x e1 iônico caráter % 4
2153
2
-
--
),,(
Ex: MgO XMg = 1,2 XO = 3,5
22
• Átomos dos metais
possuem de um a três
elétrons de valência.
• A ligação resultante é
não-direcional.
• Os elétrons de valência
passam a se comportar
como elétrons “livres” :
– Apresentam a mesma
probabilidade de se
associar a um grande
número de átomos
vizinhos.
– Formam uma “nuvem
eletrônica” .
Modelo Simplificado
Ilustração esquemática da ligação metálica
Ligação metálica
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Ocorrem a partir da interação entre dipolos
• Dipolos moleculares permanentes
• Dipolos flutuantes
-caso geral:
-ex: HCl líquido
-ex: polímero
Adapted from Fig. 2.13,
Callister & Rethwisch 8e.
Adapted from Fig. 2.15,
Callister & Rethwisch 8e.
Ligações secundárias ou de Van der Waals
nuvem eletrônica assimétrica
+ - + - ligação
secundária
H H H H
H 2 H 2
ex: H líquido 2
H Cl H Cl
+ - + -
ligação secundária
ligação secundária
ligação secundária
ligação secundária
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Ponte de Hidrogênio
• É um caso especial de
ligação entre moléculas
polares.
• É o tipo de ligação
secundária mais forte.
• Ocorre entre moléculas em
que o H está ligado
covalentemente ao flúor
(como no HF), ao oxigênio
(como na água) ou ao
nitrogênio (por exemplo,
NH3).
Ponte de hidrogênio na molécula da água
Ponte de hidrogênio no HF
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Tipo
Iônica
Covalente
Metálica
Secundárias
Energia
de ligação
Grande!
Variável Grande - Diamante
Pequena - Bismuto
Variável Grande - Tungstênio
Pequena - Mercúrio
Mais baixas
Comentários
Não-direcional (cerâmicas)
Direcional
(semicondutores, cerâmicas,
cadeias poliméricas)
Não-direcional (metais)
Direcional
entre cadeias (polímero)
intermolecular
Resumo: Ligação
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Forças de atração e
de repulsão em função
da distância interatômica (r)
para dois átomos isolados
Energia Potencial
em função da distância
interatômica (r) para dois
átomos isolados
Forças e Energias de Ligação
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A distância de ligação entre dois átomos é a distância
correspondente ao ponto de mínima energia (soma dos dois raios
atômicos).
(a) Para metais puros, todos os átomos têm o mesmo raio
atômico.
(b) Para sólidos iônicos, os raios atômicos são diferentes, uma
vez que íons adjacentes nunca são idênticos. Raio iônico.
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Propriedades a partir da ligação:
Módulo de elasticidade, E
• Propriedades Mecânicas
– Em escala atômica, a DEFORMAÇÃO
ELÁSTICA é manifestada como uma
pequena alteração na distância
interatômica e na energia da ligação.
– A profundidade do poço de potencial é
uma medida da energia de ligação;
quanto maior for sua profundidade, maior
será a energia de ligação e, portanto,
também maior será a resistência à
deformação elástica ( RIGIDEZ ).
– O MÓDULO DE ELASTICIDADE é uma
medida da rigidez de um material.
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Propriedades a partir da ligação:
Módulo de elasticidade, E
Obs.: o módulo de elasticidade
é uma propriedade mecânica
que será estudada em detalhe
mais à frente no curso
• O módulo de elasticidade
pode ser associado à
derivada da curva F(r) no
ponto r = r0; quanto maior
for o valor da derivada, maior
será o módulo de
elasticidade.
• O material a apresenta maior
rigidez do que o material b.
r0
r0
Módulo
de
Elasticidade
r0 = ponto onde forças
de atração e repulsão
são iguais
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• Comprimento da ligação, r
• Energia da ligação, Eo
• Temperatura de fusão, Tm
Tm é maior se Eo for maior.
Propriedades a partir da ligação : Tm
r o r
Energia
r
maior Tm
menor Tm
Eo =
“energia de ligação”
Energia
r o r
comprimento não estirado
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• Coeficiente de expansão térmica, a
a é maior se Eo for menor.
Propriedades a partir da ligação : a
= a ( T 2 - T 1 ) D L
L o
Coef. de expansão térmica
D L
comprimento, L o
inicial, T 1
aquecido, T 2
r o r
menor a
maior a
Energia
Eo
Eo
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Cerâmicas
(ligações iônicas & covalentes):
Grande energia de ligação grande Tm
grande E
pequeno a
Metais
(Ligações metálicas):
Energia de ligação variável moderada Tm
moderado E
moderado a
Resumo: ligações primárias
Polímeros
(Coavente & Secondária):
Propriedades direcionais Ligações secundárias dominam
baixa Tm
baixo E
grande a
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Resumo: Ligação
• Energias de ligação e temperaturas de fusão para
várias substâncias
Bibliografia
• Callister 8ª edição – Capítulo 2, completo : Estrutura atômica e ligações químicas
– Item 6.3, Deformação elástica: Considerações a respeito do módulo de
elasticidade em relação à energia de ligação
– Item 19.3, Expansão térmica: Considerações a respeito do coeficiente de
expansão térmica
• Outras referências importantes – Shackelford, J. F. – Ciência dos Materiais, 6ª ed., 2008. Cap. 2.
– Van Vlack , L. - Princípios de Ciência dos Materiais, 3a ed., Cap. 2.
– Padilha, A.F. – Materiais de Engenharia. Hemus. São Paulo. 1997. Caps.1 a
3.
– Askeland, D.R. e Phulé, P.P. - The Science and Engineering of Materials.
Thomson Brooks/Cole. 4a edição. 2003. Caps. 1 e 2.