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Ligações Químicas eLigações Químicas e Estrutura dos Materiais

PMT 5783 F ndamentos de CiênciaPMT 5783 - Fundamentos de Ciência

e Engenharia dos Materiais

Prof. Douglas Gouvêa

Objetivos

• Descrever a estrutura atômica e suas conseqüências no tipo deligação química.

• Verificar a influência da eletronegatividade no tipo de ligação químicapredominantes e suas conseqüências na formação das diferentesclasses de materiais.

• Outras forças químicas importantes para a formação dos materiais.

PMT 5783 - Fundamentos de Ciência e Engenharia dos Materiais 2/34

Conceitos fundamentais sobre estrutura atômica

• Cada átomo é composto por:

– Núcleo → prótons e nêutrons.

Elét i d ú l– Elétrons, que circundam o núcleo.

• Elétrons e prótons são carregados eletricamente.

– Elétrons tem carga negativa; prótons tem carga positiva; nêutrons não tem carga.

– A magnitude da carga do próton e do elétron é 1,602 x 10-19C.

• As massas são muito pequenas:

– Prótons e nêutrons possuem massas quase iguais e que valem respectivamente1,673 x 10-27kg e 1,675 x 10-27kg.

– Elétrons tem massa igual a 9,1095 x 10-31kg.

• Cada elemento é caracterizado:

– Pelo seu número atômico → número de prótons dentro do núcleo.

– Pela sua massa atômica → soma do número de prótons e do número de nêutronsdentro do núcleo.


Estrutura Eletrônica da Matéria

Li Na K Rb

Transições eletrônicas geram luz !


Estudo Espectroscópico da Matéria

Comprimento de onda (nm)

Átomo de Hidrogênio

o da ( )

Infravermelho Ult i l t


Infravermelhovisível Ultravioleta

Dualidade Onda-Partícula e o Efeito Fotoelétrico

• A luz é uma manifestaçãoeletromagnética onde λ = c / ν.

– λ = comprimento de onda

– c = velocidade da luz

= freqüência da luz s E

létro

ns (

J )

– ν = freqüência da luz

• Fóton e o efeito fotoelétrico

– E = h ν ia C

inét

ica

dos

– h = constante de Planck = 6,63x 10 –34 J/Hz

t thE

Freqüência da luz (Hz)Ene

rgconstantehνEc −=


Estrutura Eletrônica e Quantificação da Energia

Comprimento de onda (nm)

Átomo de Hidrogênio

Infravermelhovisível Ultravioletavisível

Série de Balmer

11

Rydberg

⎞⎛ 112n

141−=ν ⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−ℜ= 2

i2f n

1n1ν


Hz10.3,29Rydbergdeconstante 15==ℜ

O Átomo de Bohr – modelo de órbitas

• Posição de cada elétron em particular émais ou menos bem definida em termosdo seu orbital.

• Energias dos elétrons são quantizadas e amudança de orbital é possível, comuda ça de o b ta é poss e , coabsorção (maior energia) ou emissão(menor energia) de energia.

E t d dj t ã dhEΔ • Estados adjacentes são separados porenergias finitas.

• O modelo de Bohr apresenta limitações

ν . hE =Δ

⎟⎞

⎜⎛ 11

significativas, não servindo para explicarvários fenômenos envolvendo os elétrons.

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−ℜ= 2

i2f n

1n1ν


Dualidade Partícula-Onda para o Elétron

• Louis de Broglie propõe que partículas muito pequenas também apresentamcomprimento de onda que é proporcional à sua massa e sua velocidade:

λ = h / (m.v)• Uma bola de tênis com 100 g e v = 65 km/h terá um comprimento de onda

inferior a 10-30 m.

• Um elétron com velocidade de 2.000 km/s vale 360 pm que é equivalente aotamanho de um átomo que é cerca de 3 vezes o raio de Borh Desta formatamanho de um átomo que é cerca de 3 vezes o raio de Borh. Desta forma,não podemos pensar no elétron sem considerar seu comportamento de onda !

• Ondas e elétrons apresentam comportamentos semelhantes, como a difraçãoem redes.


Principio de Incerteza

• O alemão Werner Heisenberg propôs em 1927 que devido aocomportamento ondulatório do elétrons não é possível conhecer aomesmo tempo sua velocidade e sua posição:

Δx (m.Δv) ≥ ( h / 4π )

• Os elétrons não descrevem órbitas e sim em regiões do espaço ondepodem ser encontrados com maior probabilidade.

Assim surge a mecânica quântica para descrever o comportamento• Assim surge a mecânica quântica para descrever o comportamentoondulatório do elétron em torno do núcleo.

• O elétron é considerado, como o caso de um oscilador harmônico,O elétron é considerado, como o caso de um oscilador harmônico,mas com características de onda e as soluções para a equação foramobtidas por Schrödinger.


Solução da Equação de Schrödinger

• As soluções da equação de Schrödingerlevam a 4 números quânticos ao invésde 1 do modelo de Bohr:

– n = número quântico principal que determina aR2 q p p qenergia dos elétrons no orbital;

– l = número quântico secundário ou azimutal quecorresponde ao momento angular dos elétrons;

R2

– ml = número quântico magnético que representao momento magnético dos elétrons;

– ms = número quântico de spin que representa at ã d lét b irotação do elétron sobre seu eixo.


Orbitais

pz py pxs

dxy dyz dxz

d 2zd


22 yx −d z

Números Quânticos

• Cada elétron em um átomo é caracterizado por quatro parâmetros →os números quânticos.

• Não existem dois elétrons com os mesmos números quânticos.

• Número quântico principal n– n = 1, 2, 3, 4, 5,… (ou K, L, M, N, O,.…)

• Número quântico orbital (ou secundário) l → subcamadas s, p, d, f,…

– l = 0, 1, 2, 3, 4,…, (n -1)

• Número quântico orbital magnético (ou terceiro) ml

– ml = - l, (- l +1),…, (l - 1), l

• Número quântico de spin (ou quarto) → ms = -1/2, +1/2.


Distribuição de Energia nas Camadas Atômicas

Energia

4s3d

3s

4s3p

2s

2p

1s


Elétrons de Valência - Configurações Estáveis

• Elétrons de Valência

– São aqueles que ocupama camada eletrônica maisexterna.

• Configurações Eletrônicas EstáveisEstáveis

– As camadas eletrônicasmais externas estãocompletamentepreenchidas.

Elétron de valência do sódio


Elétron de valência do sódio

Tabela Periódica e Distribuição Eletrônica

início

• A configuração mais estável será aquela onde os níveis energéticos estãoA configuração mais estável será aquela onde os níveis energéticos estãocompletamente preenchidos.

• Os elétrons nos orbitais ‘s’ blindam a carga do núcleo de forma mais efetivaque os outros


que os outros.

A Tabela Periódica


Eletronegatividade

• Eletronegatividade “afinidade que um átomo tem por elétrons”

• Primeira escala definida por Pauling (existem outras = Mulliken, Alfred-Rochow)

• Na escala de Pauling define-se arbitrariamente a eletronegatividade de umelemento sendo a dos outros obtidas em relação a esse elemento.

• Maior facilidade em ceder elétrons = CÁTIONS

• Maior facilidade em receber elétrons = ÂNIONS

• A diferença de eletronegatividade define o tipo de ligação química que• A diferença de eletronegatividade define o tipo de ligação química queocorrerá entre os átomos, por conseqüência, o tipo de material.

• Quando a diferença de eletronegatividade for grande a ligação será maisiô i i h á f ê i d léiônica, pois haverá transferência de elétrons.

• Quando a diferença de eletronegatividade for pequena a ligação ocorrerá porcompartilhamento de elétrons, com ligações mais covalentes.


Eletronegatividade de Pauling

Eletronegatividadeg


Ligações Químicas

• Os tipos de ligação química são determinados pela diferença de eletronegatividade.

80

90

100

a (%

)

ligação

50

60

70

igaç

ão iô

nic iônica

20

30

40

enta

gem

de

l

ligação covalente

polar

0

10

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5

porc

e

ligação não-polar


diferença de eletronegatividade

Ligações Químicas

• Quais as ligações químicas primárias (entre os átomos) ?– Iônica: forte e não direcional (grande diferença de

eletronegatividade). Os íons se comportam como esferas.

Metálica: fraca e não direcional (nenhuma diferença de– Metálica: fraca e não direcional (nenhuma diferença deeletronegatividade e elétrons não localizados). Os átomos secomportam como esferas.

– Covalente: muito forte e direcional ( pequena ou nenhumadiferença de eletronegatividade e elétrons localizados). A direçãode ligação é dada pela direção dos orbitais.de ligação é dada pela direção dos orbitais.


Ligações Primárias – Ligação Iônica

• Envolve a transferência de elétrons de um átomo para outro.

• A ligação é não-direcional e as forças são de origem eletrostática.

• Grande diferença de eletronegatividade entre os elementos


Ligações Primárias – Ligação Covalente

• Envolve o compartilhamento dos elétrons de valência de átomos adjacentes.

• A ligação resultante é direcional e de grande intensidade.

• Pequena diferença de eletronegatividade entre os elementos.


Ligações Primárias – Ligação Metálica

• Átomos dos metais possuem de um a três elétrons de valênciaa três elétrons de valência.

• A ligação resultante é não-direcional.

• Os elétrons de valência passam a se comportar como elétrons “livres”

A t• Apresentam a mesma probabilidade de se associar a um grande número de átomos vizinhos.

• Formam uma “nuvem eletrônica” .


Energia de ligação

• Quando dois átomos se aproximam, eles exercem uma força um nooutro:

RAN FFF +=onde:F = força de atração (elétrons pelos núcleos)FA = força de atração (elétrons pelos núcleos)FR = força de repulsão (entre os elétrons ou os prótons)FN = força resultante

r r

• A energia potencial (EN) será dada por:

∫ ∫∫∞ ∞

+==r r

RANN drFdrFdrFE


onde: r = distância interatômica

Energia de ligação e distância entre os íons

• Existem duas contribuições para a energia entre os íons:

nca

ca

ca

acN r

BreZZE +=0

2

4πεRepulsão (princípio de

exclusão de Pauli)

Atração eletrostática(sempre negativo)

• onde:• Z é a carga do íon

é d lét

(sempre negativo)

• e é a carga do elétron• BCA é uma contante• rCA a distância de separação dos íons• ε0 é a permissividade dielétrica do vácuo


ε0 é a permissividade dielétrica do vácuo• N uma constante que vale ~ 10

Energia de Ligação Química

nca

RBE =+ n

caR r

)( ligaçãocarE

ca

acA r

eZZE0

2

4πε=

car

ca0

nca

ca

ca

acN r

BreZZE +=0

2

4πε-


Conseqüências da energia de ligação

• Quanto mais profundo o poço de potencialmaior a energia de ligação.

• O ponto de fusão será menor para ligações• O ponto de fusão será menor para ligaçõesmais fracas.

• Para a mesma variação de energia nosistema (térmica) a variação de dimensão ésistema (térmica) a variação de dimensão émaior para as ligações mais fracas.

Ener

gia

ΔEE ΔE• A dilatação será maior para materiais

com ligação mais fraca.

• O módulo elástico será maior para

ΔE

O módulo elástico será maior paraligações mais fortes.


Ligações secundárias

• Ocorrem atrações entre dipolos gerados pela assimetria de cargas.

• O mecanismo dessas ligações é similar ao das ligações iônicas, porém nãoexistem elétrons transferidos.

• As ligações dipolares podem ser entre:As ligações dipolares podem ser entre:

– dipolos permanentes.

– dipolos permanentes e induzidos.

– dipolos induzidos flutuantes (ligações de van der Waals).

• Forças importantes em vários materiais como:

Polímeros– Polímeros

– Água

– Dispersões de partículas (barbotinas, aerossol, spray)


Ligações Secundárias ou de van der Waals

Dipolos Induzidos FlutuantesDipolo Molecular

Permanente


Ligações de van der Waals

Ligação devan der Waals

Força

Ligação devan der Waals


Força

Ponte de Hidrogênio

• É um caso especial de ligação entremoléculas polares. H F H F+ +- -moléculas polares.

• É o tipo de ligação secundária maisforte.

H H

• Ocorre devido à diferença deeletronegatividade e em moléculas

H á li dem que o H está ligadocovalentemente ao:

– flúor (como no HF)– flúor (como no HF),

– ao oxigênio (como na água) ou,

it ê i ( NH )


– ao nitrogênio (no NH3).

Ponte de Hidrogênio


Energia de ligação e ponto de fusão de diferentes substâncias

Energia de ligaçãoTemperaturaTipo de ligação substância kJ/mol (kcal/mol) eV/átomo ou íon Temperaturade fusão oC

iônica

covalente

metálica

van der Waals

ponte de H


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