Ciência dos Materiais Aula 3 . Estruturas atômicas

a. Estrutura atômicab. Estrutura eletrônicac. Variações periódicasd. Forças, comprimento e energia de ligaçãoe. Ligações primárias e secundáriasf. Referências Bibliográficas

aula 2ftec

disciplina: Ciência dos Materiaisprofessor: Ulisses Caetano

O que há no interior da matéria?

a. estrutura atômica

-12


ordem de grandeza 10-15 a 10-10 m

A estrutura eletrônica dos átomos determina a natureza das ligações atômicas e define algumas propriedades ópticas, elétricas e térmicas dos materiais


Fonte: DVORSKY (2013)

Hydrogen atoms under magnification

Observação:1 pm = 1 picometro = 10 m

CuriosidadeSe pudéssemos usar as proporções doátomo para o corpo humano,considerando que a altura da cabeçaassume a dimensão do núcleo do átomo(0,01 pm), enquanto o restante do corpoa dimensão da eletrosfera (100 pm).

-12

núcleo: prótons e neutrons

eletrosfera: elétrons


O filósofo grego Demócrito ( V a.C.) postulou que a matéria consiste, em última instância de pequenas partículas indivisíveis que ele denominou átomos.A Tabela 1 apresenta a estimativa das massas e cargas do nêutron, elétron e próton de acordo com Smith e Hashemi (2012).

Porém vale lembrar que a medida direta desses valores é impossível atualmente.De acordo com Albertazzi (2008) a incerteza associada a determinação da unidade de medida demassa, o quilograma, é de 10 g. Para o Coulomb, que equivale a 1A/1s as incertezas são de9x10 para medição da corrente em ampères e 10 para medição do tempo em segundos.

-6

-8 -15


b. estrutura eletrônicaTeoria de Bohr: Os elétrons circundam um núcleo muito pequeno (com carga positiva) em órbitas distintas. A posição dos elétrons é definida em termos de seu orbital.A energia do elétron é quantizada.

(a) O elétron de hidrogênio sendo excitado para uma órbita mais alta. (b) Um elétron de hidrogênio em uma órbita mais alta descendo para uma órbita mais

baixa, resultando na emissão de um fóton de energia hv.

b. estrutura eletrônicaDe acordo com Heisenberg , físico alemão e ganhador do prêmio Nobel (1932) isso é impossível, pois qualquer tentativa de medida alteraria a velocidade e posição do elétron.As posições dos elétrons são avaliadas em termos de probabilidade.

a) Modelo atômico de Bohr.b) Modelo mecânico ondulatório.


{É um acelerador de partículas localizado no CERN (Conselho Europeu para Pesquisa Nuclear) na fronteira entre Suíça e França. Consiste de um túnel circular de 27km de circunferência. A finalidade deste equipamento é responder perguntas como: Qual é a origem da massa do elétron? Há mais de 3 dimensões? Partículas elementares? A geometria do espaço flutua?

Fonte: www.youtube.com/watch?v=Ko_eDMhe5z8

b. estrutura eletrônicaO elétron ( - ):Aqui as propriedades dos materiais começam a ser definidas;Os elétrons de valência formam ligações químicas, c o n d u z e m c a l o r e eletricidade, controlam o tamanho dos á tomos e influenciam as propriedades óticas.

Cena do filme: Onde os fracos não tem vez, com Javier Bardem

b. estrutura eletrônicaO elétron ( - ):O movimento do elétron em torno do núcleo e sua energia por descritos por quatro números quânticos, a seguir são apresentados 2 deles:

2) O número quântico secundário (l): representa uma subcamada no espaço onde a probabilidade de encontrar o elétron seja maior, forma da nuvem eletrônica. Relacionada a forma da subcamada.

1) O número quântico principal (n): representa uma camada no espaço onde a probabilidade de encontrar o elétron seja maior, distância do elétron ao núcleo.

Valores de (n) Camada1 K2 L3 M4 N5 O6 P7 Q

Valores de (l) Camada

0 s

1 p

2 d

3 f

b. estrutura eletrônicaO elétron ( - ):

4) O momento de pin (momento de rotação) determina o quarto número quântico, ms.

3) O número de estados energéticos é determinado pelo terceiro numero quântico ml

Valores de (ml) subcamada

1 s

3 p

5 d

7 f

Valores de (ms)

+1/2

-1/2

Resumo dos números quânticos

A configuração eletrônica em um átomo descreve o arranjo dos elétrons nos orbitais.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2

4s14 5d10 4s2 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Linus Pauling(1901 - 1994)

b. estrutura eletrônica

b. estrutura eletrônicaA figura abaixo apresenta uma representação esquemática das energias relativas dos elétrons para as várias camadas e sublimadas.

Muitos elementos apresentam uma configuração eletrônica não estável, pois a valência da sua última camada não está completa;a camada de valência é a mais afastada do núcleo.

Elemento Número Atômico Configuração Eletrônica

Hidrogênio 1 1s1

Hélio 2 1s2

Lítio 3 1s2 2s1

Berílio 4 1s2 2s2

Boro 5 1s2 2s2 2p1

Carbono 6 1s2 2s2 2p2

... - -

Neônio 10 1s2 2s2 2p6

Sódio 11 1s2 2s2 2p6 3s1

Magnésio 12 1s2 2s2 2p6 3s2

Alumínio 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

... - -

Argônio 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

exemplos:Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

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

valência 2

valência 3

valência 4

b. estrutura eletrônica

c. variações periódicasÉ importante saber algumas informações sobre os átomos, são elas:1) Número atômico (Z): é o número de prótons no núcleo do átomo,2) Massa atômica (A): é a soma do número de prótons e de neutrons no núcleo do átomo,3) Unidade de massa atômica (uma): usada para calcular o peso atômico. É igual a 1/12 damassa atômica do isótopo do carbono 12.4) Peso atômico: é igual pode ser expresso por 1 uma/mol = 1 g/mol, onde o mol de umasubstância é igual a 6,022x1023 (número de Avogrado). Exemplo: o peso atômico do Ferro é55,85g/mol, ou seja 1mol de Ferro que contém 6,022x1023 átomos de ferro tem a massa de55,85 gramas.

Dimitri Mendeleev foi o primeiro a organizar em umatabela os elementos químicos de acordo com suamassa atômica relativa (u), essa tabela deu origem atabela periódica. Posteriormente os cientistas agruparam os elementosde acordo com o número atômico (Z).

c. variações periódicasTabela Periódica

Fonte: Callister (2006)

Organizada de acordo com sua configuração eletrônica em ordem crescente de númeroatômico. Fileiras horizontais são chamados períodos e colunas de grupos. Cada grupo apresenta a mesma estrutura de valência. Maior parte dos elementos da tabelaperiódica é metal.

Períodos

Grupos

Gases nobres

VIIA (+1)VIA (+2)

IA (-1)IIA (-2)

Metais de transição

c. variações periódicasRaio atômico: o tamanho do átomo depende dos seus vizinhos mais próximos.Quanto maior o número quântico principal (n) maior será o átomo, pois os elétronsocupam posições mais distantes do centro do átomo.O átomo é representado como uma esfera de raio definido no interior da qual os elétronspassam 90% do seu tempo.

Medidas em nanometros (10-9 m)

c. variações periódicasElétrons de valência.

Número de oxidação positivo: número deelétrons mais externos que o átomo podeceder.

Número de oxidação negativo: número deelétrons mais externos que o átomo podereceber.

(R.E. Davis and K.D. Gailey, Principles of Chemistry, Saunders College Publishing, 1984, p. 299.)

c. variações periódicasEletronegatividade: é uma medida da intensidade de atração dos elétrons pelos átomos.

maior eletronegatividade

Entre dois átomos distantes a força de interação é praticamente nula:

A medida que eles se aproximam, cada um exerce forças de atração e repulsão sobre o outro.

átomo 1 átomo 2

atração

repulsão

a distância entre os átomos

é igual ao comprimento

da ligação

d. forças, comprimentos e energia de ligação


Há 2 tipos de forças entre os átomos: Forças atrativas (FA) Forças repulsivas (FR)A Força líquida entre 2 átomos é dado por:FL = FA + FR

A magnitude de cada u m a d e p e n d e d a distância interatômica r0

Forças de atração e de repulsão geradas durante a ligação iônica. Observar que a força resultante é

zero, uma vez formada a ligação.

Equilíbrio

O somatório das forças atrativas e repulsivas existentes entre os átomos;Quando há o equilíbrio FN = 0;Quando os átomos se aproximam as forças de repulsão são bem maiores do que as de atração;

as forças de atração são calculadas por:

as forças de repulsão são calculadas por:

a força resultante é calculadas por:

Fatração= - Z1Z2e2!! 4πε0a2!

Frepulsão = - nb!! an+1!

Fresultante= - Z1Z2e2 - nb !! 4πε0a2 an+1!

a 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), é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m) e b e n são constantes que dependem do sistema.

d. ligações primárias e secundárias


Materiais com energia de ligação elevada (em módulo) têm ↑ resistência mecânica e alto ponto de fusão.

Energia mínimapara separar dois átomos


A variação nas propriedades dos materiais depende: de E0, da forma da curva e do tipo de ligação.Na prática estão relacionados com a energia de ligação propriedades como: Módulo de elasticidade (quanto maior o módulo de elasticidade mais rígido é o material e é preciso uma força maior para afastar os átomos), Resistência mecânica,Coeficiente de linear expansão térmica,Ponto de fusão,Calor latente (quantidade de calor que o material deve receber para mudar de estado físico).

d. forças, comprimentos e energia de ligaçãoO tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do material. 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 disparidade nas propriedades começa pelo tipo de ligação química do carbono em cada um dos casos.

(a) Ângulo entre os orbitais simétricos sp3 hibridizados em um átomo de carbono. (b) Ligações covalentes tetraédricas sp3 em diamantes chamadas estrutura cúbica do

diamante.

Representação em um tetraedro dos diferentes tipos de ligações que ocorrem entre os materiais de engenharia.

e. ligações primárias e secundárias

e. ligações primárias e secundáriasPara um elemento adquirir a configuração estável de 8 elétrons em sua última camada de valência (Teoria do Octeto*) ele pode:(1) receber elétrons extras (2) ceder elétrons (3) compartilhar elétrons

As ligações primárias fortes

* Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa.

{ Iônicas

Covalentes

Metálicas

Ligações IônicasOcorre entre elementos eletropositivos (metálicos, cátions +) e elementos mais eletronegativos (não metálicos, ânions -);Envolve a transferência de elétrons de valência de um átomopara outro, produzindo íons;A ligação é forte: 150-300 kcal/mol (por isso o PF dos materiaiscom esse tipo de ligação é geralmente alto)

cátions + ânions -


Ligações iônicas são fortes, são responsáveis por:Elevadas durezas (fragilidade); Elevados pontos de fusão e ebulição; Sólidos cristalinos a temperatura ambiente;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 suas partículas estarão livres.

Ligações Iônicas


Ligações covalentesOcorre entre elementos eletronegativos (não metálicos, ânions -);entre átomos de pequena diferença de eletronegatividade;exemplo: ligação de átomos de hidrogênio;ligação é forte: 125-300 kcal/mol (um pouco menos que a iônica);ligação comum em compostos orgânicos: polímeros e diamante;

modelo de bolas e varetas fórmula estrutural modelo estrutural Metano (CH4)


Ligações covalentes

modelo de bolas e varetas modelo estrutural

Dióxido de Carbono (CO2)

Poucos materiais apresentam ligações iônicas ou covalentes puras, a maioria das ligações é mista e isso vai depender da eletronegatividade dos átomos envolvidos nas ligações;A maioria das cerâmicas apresentam esse comportamento;quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o caráter iônico da ligação.


Ligações metálicasOcorre entre átomos eletropositivos (cerca de três 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 é forte = 20-200 kcal/mol;Fortes ligações resultam 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);Tem uma superfície “prateada” que pode ser facilmente manchada por corrosão, oxidação do ar e da água.


Ligações metálicas

átomos

elétrons de valência

átomo

elétrons de valência


Ligações secundárias: forças eletrostáticas ou de Van der WallsSão ligações de natureza física;Ocorre a formação de dipolos, onde se produz forças atrativas e repulsivas entre átomos e moléculas;A ligação é fraca < 10 Kcal/mol;Ocorre entre as moléculas.

(a) Um dipolo elétrico. (b) O momento dipolar elétrico em uma molécula de ligações covalentes.


d. ligações primárias e secundárias

Forças de Van der Walls nas patas da lagartixa

Fonte: Smart Materials

Comparação entre as ligaçõese. ligações primárias e secundárias

ASHBY, M. F. Materiais e Design: Arte e Ciência da Seleção de Materiais no Design de Produto. Rio de Janeiro: Elsevier, 2011;

CALLISTER, W. D. J. Fundamentos da Ciência e Engenharia dos Materiais: Uma Abordagem Integrada. Rio de Janeiro: LTC,

2006;

DEVORSKY, G. A Primeira Imagem do Átomo de Hidrogênio. Acesso em 24 de fevereiro de 2014, disponível em: http://

link.aps.org/accepted/10.1103/PhysRevLett.110.213001;

LOKENSGARD, E. Plásticos Industriais: Teoria e Aplicações. São Paulo: Cencage Learning, 2014;

SHACKELFORD, F. J. Introdução à Ciência dos Materiais para Engenheiros. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2008;

SMART MATERIALS. Acesso em 25 de fevereiro, disponível em www.youtube.com/watch?v=gzm7yD-JuyM;

SMITH, W. F., HASHEMI, J. Fundamentos de Engenharia e Ciência dos Materiais. Porto Alegre: AMGH, 2012;

TABELA PERIÓDICA. Acesso em 25 de fevereiro de 2014, disponível em www.ptable.com/?lang=pt

e. referências bibliográficas

http://www.youtube.com/watch?v=gzm7yD-JuyM

http://www.ptable.com/?lang=pt

mercimany thanks

obrigado

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Ciência dos Materiais Aula 3 . Estruturas atômicas