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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
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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
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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
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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
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES
• 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
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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.
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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.
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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.
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2-2 CONCEITOS ELEMENTARES
• 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
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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)
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2-2 CONCEITOS ELEMENTARES
• 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
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2-2 CONCEITOS ELEMENTARES
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
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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.
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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
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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.
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2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.1 Números quânticos
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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
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Características direcionais dos orbitasi s, p e d
2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.1 Números quânticos
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
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2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.1 Números quânticos
Exemplo da distribuição eletrônica do átomo de sódio, de número atômico
11, observa-se os elétrons nas camadas quânticas K, L e M.
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2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.1 Números quânticos
Representação da energia
relativa dos elétrons de
cada camada e subcamada
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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 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.1 Números quânticos
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2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
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
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2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
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
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Muitos elementos apresentam uma configuração eletrônica não estável.
2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS2.4.4 Características dos elementos
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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 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
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
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2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.6 Tabela Periódica
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2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2.4.6 Tabela Periódica
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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
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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
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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
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2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.5.1 Introdução
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• 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 -
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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• 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
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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• 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 iônicas
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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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
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
2.5.2 Ligações iônicas
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.5.2 Ligações iônicas
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.
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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• 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
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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•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 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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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 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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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
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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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
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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• 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 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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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
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
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2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
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
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2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS2.6.1 Introdução
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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 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2.6.2 Forças de van der Waals
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
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
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2.6.2 Forças de van der Waals
2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
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
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2.6.2 Forças de van der Waals
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
2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO
• É uma das mais fortes ligações
secundárias, e um caso especial
de moléculas polares (distribuição desigual da
densidade de elétrons)
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2.6.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares
2.6.2 Forças de van der Waals
2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO•Íons e de certas moléculas se dissolvem na água polaridade
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2.6.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares
2.6.2 Forças de van der Waals
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
2-7 RESUMO DAS LIGAÇÕES
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
IÔNICA COVALENTE METÁLICA SECUNDÁRIAS
2-7 RESUMO DAS LIGAÇÕES
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
Comparação entre ligação covalente (na formação de moléculas) e
forças de van der Waals (ligação fraca entre moléculas dissolvidas)
2-7 RESUMO DAS LIGAÇÕES
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.1 Introdução
Representação
tetraédrica dos
diferentes tipos de
ligações que ocorrem
entre os materiais de
engenharia.
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.2 Comprimento de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.3 Força de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.3 Força de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.4 Energia de ligação
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Eatração= Z1Z2e2
40aErepulsão = nb
an
Eresultante= Z1Z2e2 + nb
40a an
Alguns valores de energia e comprimento de ligação
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.4 Energia de ligação
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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
2.8.4 Energia de ligação
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.
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2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
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
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.7.4 Energia de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
• 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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.7.4 Energia de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS
2.8.2 Energia de ligação
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2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS
2.8.4 Energia de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS
2.8.4 Energia de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS
2.8.4 Energia de ligação
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2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS2.8.5 Resumo: ligação primária / energia de ligação
Ciência dos Materiais - DEMAT - EE - UFRGS
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?