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Estrutura atômica e ligação interatômica

1º semestre / 2016

Universidade Estadual de Ponta Grossa Departamento de Engenharia de Materiais Disciplina: Ciência dos Materiais 1

2

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

3

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

5

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

6

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

7

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.

8

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

9

• 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,


10

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



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

14

• 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),


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

19

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

20

• 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





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




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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

26

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.

29

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

30

• 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

31

• 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

32

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

33

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.

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