CM_CAP_2

CAPÍTULO 2 -

ESTRUTURA ATÔMICA

Ciência dos Materiais

Profª. Silvana Da Dalt – Centro de Engenharias – UFPel –2012

Adaptado de Prof°. Carlos Pérez Bergmann – EE – UFRGS

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 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO

2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS

2-9 RESUMO DAS LIGAÇÕES

2-10 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 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?

ESTRUTURA PROPRIEDADES CIÊNCIA DOS MATERIAIS


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


• 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.



• 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


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



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



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


1s2 Nível

de

energia

Subnível

Número

máximo

de

elétrons

Princípio de exclusão de Pauli:

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.

2.4.4 Características dos elementos

Por quê? Valência da última camada geralmente não está completa

Electron configuration

1s 1

1s 2 (stable)

1s 22s 1

1s 22s 2

1s 22s 22p 1

1s 22s 22p 2

...

1s 22s 22p 6 (stable)

1s 22s 22p 63s 1

1s 22s 22p 63s 2

1s 22s 22p 63s 23p 1

...

1s 22s 22p 63s 23p 6 (stable)

...

1s 22s 22p 63s 23p 63d 10 4s 24 6 (stable)

Adaptado da Tabela 2.2, Callister

2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS Ciência dos Materiais


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



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



2.5.2 Ligações iônicas Em resumo:

•Atração mútua de cargas + e -

•Envolve o tamanho de íons

•Elementos menos eletronegativos: cedem e- cátions

•Elementos mais eletronegativos: recebem e- ânions



2.5.2 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.



• 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 no 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 covalentes Em 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

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

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



• 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 água

íons

mar de

elétrons




2.6.1 Introdução

•Podem ser:

•Ligações ou Forças de - Dipolos permanentes -Pontes de

van der Waals Hidrogênio

- Dipolos flutuantes

•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 SECUNDÁRIAS 2.6.1 Introdução

Ocorre pela interação entre os dipolos

• Dipolos Permanentes

• 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 Dipólos 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 elétrico na 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)

2.6.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares




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

2.6.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares


Exemplo:o cloreto de sódio (forma cristalina)

e dissolvido em água.

Propriedades da água ligação

- gelo flutuar: É menos

denso: as ligações de hidrogênio

mantêm as moléculas de água

mais afastadas no sólido do que

no líquido, onde há uma ligação

hidrogênio a menos por molécula)

- elevado calor de vaporização

- forte tensão superficial

- alto calor específico

- propriedades solventes

- efeito hidrofóbico

Estrutura do gelo



2.7.1 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.



2.7.2 Força de ligação

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


2.7.2 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


2.7.3 Energia de ligação

Eatração= Z1Z2e2

40a Erepulsão = nb

an

Eresultante= Z1Z2e2 + nb

40a an

1/a

1/an



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



2-9 RESUMO DAS LIGAÇÕES

Iônica Covalente Metálica Intermolecular

Intensidade

de ligação forte muito forte

moderada e

variável fraca

Dureza moderada a alta muito duro, frágil baixa a moderada;

dúctil e maleável mole e plástico

Condutivida

de elétrica

condução por transporte de

íons, somente quando

dissociado

isolante em sólido e

líquido

bom condutor por

tramnsporte de

elétrons

isolantes no estado

sólido e líquido

Ponto de

fusão moderado a alto baixo geralmente alto baixo

Solubilidade solúvel em solventes

polares

solubilidade muito

baixa insolúveis

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


2-10 EXERCÍCIOS (Data de entrega: DATA DA 1a PROVA)

1 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?.

2 O que são os números quânticos de um átomo?

3 Qual é o princípio de exclusão de Linus Pauling?

4 Os elementos 21 a 29, 39 a 47 e 72 a 79 são conhecidos como elementos de transição. Qual características comuns

apresenta a distribuição de elétrons na eletrosfera destes elementos?

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

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

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

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

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

10 A presença de forças de van der Waals modificam o PE e o PF de substâncias que se ligam com o F, O , N. Justifique esta

afirmativa.

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