Ciencia e Tecnolgia Cap 2

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Estrutura Atômica e Ligação 
Interatômica
Ciência e Tecnologia dos Materiais 
Prof ª: Joyce C. Cruz Santos
E-mail: joyce.santos@prof.una.br
I. FORÇAS E ENERGIAS DE LIGAÇÃO
Considerando-se a interação entre dois átomos isolados, observa-se os
seguintes fatos:
• A grandes distâncias a interação entre eles é desprezível.
• A medida que se aproximam cada um exerce forças sobre o outro.
• As forças podem ser atrativas ou repulsivas e a magnitude de cada uma
delas é função da separação ou da distância interatômica.
• A origem de uma força atrativa, FA, depende do tipo de ligação que existe
entre os dois átomos.
• A magnitude da força varia com a distância entre os átomos.
• Quando estão bem próximos, as camadas eletrônicas mais externas,
dos dois átomos, começam a superpor e origina uma força repulsiva,
FR.
Ligações Químicas
• A força Líquida entre dois átomos é dada pela soma
das componentes de atração e repulsão
FL = FA + FR,
• Quando FA + FR se anulam existe um estado de
equilíbrio.
• Para muitos átomos a distância de equilíbrio r0 é de,
aproximadamente, 0,3nm ou 3Å. (1nm = 10-9m).
• Na posição de equilíbrio, os átomos irão neutralizar
qualquer força atrativa ou repulsiva que tentem
aproximá-los ou separá-los, respectivamente.
• A distância entre 2 átomos é
determinada pelo balanço das
forças atrativas e repulsivas.
• Quanto mais próximos os
átomos maior a força atrativa
entre eles, mas maior ainda são
as forças repulsivas devido a
sobreposição das camadas mais
internas.
• Quando a soma das forças
atrativas e repulsivas é zero, os
átomos estão na chamada
distância de equilíbrio.
r0
FORÇA E DISTÂNCIA DE LIGAÇÕES
Energia Atrativa - EA
Energia Líquida EL
Energia Repulsiva - ER
Separação interatômica - r
r
A
nr
B
EL = EA + ER = +-
p/ 
Ligação 
iônica
ENERGIA E DISTÂNCIA DE LIGAÇÕES
 FdrE


+
r
R
r
A drFdrFE
 drFE LL
RAL EEE +
• 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 e mais profundo o mínimo de potencial, menor é
o coeficiente de expansão térmica do material
(a) Metal (átomos iguais) (b) Sólido iônico (átomos diferentes)
II. LIGAÇÕES INTERATÔMICAS PRIMÁRIAS
i) LIGAÇÕES METÁLICAS ( Metais)
• Envolve elementos metálico.
• Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade
• Os elétrons de valência são divididos com 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 geralmente forte (um pouco menos
que a iônica e covalente)
Ilustração esquemática da ligação metálica
ii) LIGAÇÕES IÔNICAS (Metais – Não metais)
- Ligação Iônica é encontrada em compostos cuja composição envolve tanto 
elementos metálicos e não-metálicos. 
- Perda dos elétrons de valência dos átomos de um elemento metálico para um ele-
mento não-metálico. 
- As forças de ligação atrativas são de Coulomb. Para dois átomos isolados, a energia 
atrativa EA é uma função da distância interatômica de acordo com a relação:
EA = - A/r 
Onde A é uma constante.
Ex: No NaCl (cloreto de sódio), o sódio perde um elétron para o cloro que
necessita de apenas 1 elétron para ficar com sua ultima camada estável.
Um cátion(+) sempre terá um ânion(-) como seu vizinho.
Os materiais cerâmicos apresentam, na maioria deles, ligações
iônicas.
Os materiais iônicos são geralmente duros e quebradiços e isolantes
elétricos e térmicos.
A ligação iônica é chamada não-direcional, isto é, a magnitude da ligação
é igual em todas as direções ao redor do íon.
Não Metais
Metais
iii) LIGAÇÃO COVALENTE
Na ligação covalente as configurações eletrônicas estáveis são
adquiridas pelo compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes.
Alguns não metais (H2, Cl2, F2 e etc.) e moléculas contendo átomos
diferentes (CH4, H2O, HNO3 e HF) são ligados covalentemente.
As ligações covalentes podem ser muito fortes ou muito fracas, como
por exemplo no caso do diamante que possui temperatura de fusão
maior que 3550°C e no caso do bismuto que funde a
aproximadamente 270°C.
Os materiais poliméricos apresentam ligações covalentes.
É possível a existência de ligações que sejam parcialmente covalentes
e parcialmente iônicas.
Poucos compostos apresentam ligações que sejam de caráter
exclusivamente iônico ou exclusivamente covalente.
• Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre dois átomos,
maior será o seu caráter iônico. E quanto menor for esta diferença, maior
será o caráter covalente.
• O percentual de caráter iônico de uma ligação entre os átomos A e B
(onde A é o elemento mais eletronegativo) pode ser aproximado pela
seguinte expressão:
% caráter iônico = { 1 – exp[ - (0,25)(XA - XB)2 ]} x 100
onde XA e XB são as eletronegatividades dos respectivos elementos.
III. LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS OU DE VAN DER WAALS
São ligações fracas quando comparadas às ligações químicas.
Ligações secundárias podem existir virtualmente em qualquer átomo
ou molécula.
A ligação secundária fica evidente em gases inertes e em estruturas
moleculares que são ligadas covalentemente.
As forças das ligações secundárias surgem de dipolos atômicos ou
moleculares.
Um dipolo elétrico existirá sempre que houver uma separação entre as
frações positivas e as negativas de um átomo ou molécula.
a) LIGAÇÕES DE DIPOLO INDUZIDO (FLUTUANTE)
Dipolo induzido em átomo ou molécula naturalmente simétrico (distribuição
espacial dos elétrons simétrica em relação ao núcleo).
Quando a distribuição eletrônica se desloca há formação de um dipolo elétrico
instantâneo na substância que era simétrica.
Esta distorção instantânea provoca outros distorções instantâneas em outros
átomos ou moléculas adjacentes e consequentemente, estes átomos ou
moléculas ficam fracamente ligados ao primeiro.
As temperaturas de fusão e ebulição são extremamente baixas.
b) LIGAÇÕES DIPOLOS PERMANENTES
- Dipolo-Dipolo
Ocorre entre moléculas polares
- Ligação de Hidrogênio (tipo mais forte de ligação
secundária)
Ela ocorre entre moléculas polares onde o hidrogênio está
diretamente ligado a flúor (HF), oxigênio (H2O) ou
nitrogênio (NH3).
H-F, H-O ou H-N  H-FON
Diamante X Grafite
Exercício – 2.14
A energia potencial líquida entre dois íons 
adjacentes, EL pode ser representada pela 
equação abaixo:
Calcule a energia de ligação, E0 em termos dos 
parâmetros A, B e n usando o seguinte 
procedimento: 
r
A
nr
B
EL = EA + ER = +-
1) Obtenha a derivada de EL em relação a r, e 
iguale a expressão resultante a zero.
2) Resolva a equação para r em termos de A, B 
e n, obtendo r0
3) Determine a expressão para E0 pela 
substituição de r0 na expressão de EL .
Exercícios
1) Cite de forma resumida as principais
diferenças e as principais propriedades dos
materiais que fazem ligações iônica, covalente
e metálica.
2) Explique porque geralmente materiais
covalentes são, em geral, menos densos que
materiais metálicos e iônicos.
3) A energia potencial líquida entre dois íons
adjacentes pode ser representada pela
equação abaixo:
Onde KA e KR são constantes para atração e repulsão,
respectivamente.
Dados KA = 10, 37 x 10-78 J. m6 e KR = 16,16 x 10-135 J. m12,
Calcule o comprimento da ligação (ro) e a
energia de ligação (Eo). Resposta:
ro= 3,82x10-10m e Eo = - 1,67x10-21 J
Exercícios
5) O diagramaa seguir representa as energias de
interação x distância interatômica para óxido de
magnésio e para o óxido de alumínio.
Exercícios
distância interatômica 
Energia
MgO
Al2O3
(a) Com base nesta curva, compare o valor
esperado para as temperaturas de fusão dos
dois óxidos. Justifique sua resposta.
(b) Explique o motivo pelo qual o Al2O3
apresenta maior coeficiente de dilatação.