INTRODUÇÃO materiais de construção

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INTRODUÇÃO
A compreensão dos materiais, em termos de propriedades, está diretamente correlacionada ao estudo das ligações que ocorrem entre os átomos e a sua estrutura. Neste módulo, serão apresentadas as principais ligações atômicas e suas características, bem como a estrutura do átomo simplificada, por meio de alguns modelos teóricos.
ESTRUTURA ATÔMICA
Ao longo dos séculos, principalmente com a evolução tecnológica, os modelos atômicos foram sendo aprimorados. Inicialmente, foi adotado o átomo como sendo a menor parte da matéria.
Saiba mais
Por isso, o seu nome, em grego, significa indivisível (“a” – “não”; e “tomo” – “divisão”).
Os principais modelos já consideravam as partículas fundamentais dos átomos: elétrons, prótons e nêutrons. O elétron possui carga negativa, o próton, carga positiva e o nêutron é eletricamente neutro. A magnitude das cargas dos elétrons e dos prótons é a mesma e vale 
Em termos mássicos, próton e nêutrons apresentam a mesma massa m e o elétron, massa cerca de 1840 vezes menor, ou seja:
· óó���ó���=�.
· êê��ê�����=�.
· éé���é����=�1840.
Em linhas gerais, o átomo apresenta carga total nula, isto é, o número de elétrons presentes é igual ao de prótons. A massa atômica, denominada A, é a soma das massas dos prótons e dos nêutrons (despreza-se a massa do elétron). O elemento químico, conjunto de átomos de mesma espécie, caracteriza-se pelo número de prótons, conhecido como número atômico (Z).
Atenção
Átomos isóbaros apresentam mesma massa atômica e átomos isótopos, o mesmo número atômico. Quando átomos apresentam o mesmo número de nêutrons, são ditos isótonos.
Conforme Callister (2016), o peso atômico (ou massa atômica) de um elemento é determinado pela média ponderada das massas atômicas dos isótopos do átomo que ocorrem naturalmente. A unidade para o peso atômico é u (unidade de massa atômica), que corresponde a 1/12 da massa atômica do carbono 12. A partir das massas dos prótons e nêutrons, é possível mostrar que 1u equivale a 1,66·1024g.
Exemplo 1
Suponha um átomo hipotético A que apresenta dois isótopos de massas atômicas 20u e 21u, cujas frequências de ocorrências são, respectivamente, 80% e 20%. Determine a massa atômica do átomo A:
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SOLUÇÃO
A massa atômica é calculada a partir da média ponderada das massas. Assim:
ôô����� ��ô����= ∑��·��∑��= 20·80+21·2080+20=20,2�
Obs.: O peso atômico pode ser apresentado em u/mol ou g/mol, sendo 1 mol correspondente a 6,02·1023 átomos/moléculas (número de Avogadro). Por exemplo, o peso atômico do sódio (Na) é igual a 22,990u, o que corresponde ao peso de 6,02·1023 átomos de Na. Portanto, 1 átomo de sódio apresenta:
22,996,02.1023 =3,8·10-23�
Ou
22,99·1,66.10-24=3,8·10-23�
MODELOS ATÔMICOS
Em sua obra, Van Vlack (2000) afirma que, inicialmente, os cientistas acreditavam que o átomo era a unidade básica da matéria, sendo indivisível. Com o decorrer dos estudos e do avanço tecnológico, o átomo caracterizou-se pelas partículas elementares (próton, elétron e nêutron). E com o advento da Mecânica Quântica, novas partículas foram descobertas.
A seguir serão apresentados alguns modelos atômicos em que o nome está ligado ao pesquisador que o desenvolveu:
Modelo de Thomson
Também conhecido como “pudim de passas”, esse modelo foi proposto pelo físico Joseph John Thomson (1856-1940), ganhador do prêmio Nobel, no início do século XX. De acordo com Thomson, o átomo era uma massa de carga elétrica positiva onde ficavam imersas as cargas negativas.
Figura 1 – Modelo de Thomson.
Figura 2 – Modelo de Rutherford.
Modelo de Rutherford
Pela similaridade com o sistema solar, esse modelo também é conhecido como “planetário” e foi proposto pelo físico Ernest Rutherford (1871-1937), ganhador do prêmio Nobel, no início do século XX. Em linhas gerais, Rutherford propôs que o átomo apresentava um pequeno núcleo em que estão localizados os nêutrons e os prótons e, orbitando o núcleo, as cargas negativas (elétrons). A região em que os elétrons se encontram é denominada eletrosfera.
Modelo de Bohr
Proposto pelo cientista Niels Bohr (1885-1962), no século XX, é uma evolução do modelo de Rutherford. Em sua proposta, Bohr caracteriza cada órbita eletrônica com um nível de energia específica. Dessa forma, os elétrons só poderiam pertencer a órbitas definidas. Quanto mais afastados do núcleo, maior a energia. É o primeiro passo para modelos atuais que se baseiam na Mecânica Quântica. A figura a seguir apresenta um croqui do modelo de Bohr para o átomo de alumínio (Al). Neste modelo, os elétrons podem mudar de camada eletrônica, com ganho ou liberação de energia. Para “saltar” a uma camada mais externa, o elétron recebe energia. Ao contrário, a energia é liberada na forma de luz.
ForFigura 3 – Modelo de Bohr para o alumínio.
NÚMEROS QUÂNTICOS
A partir dos conceitos da Mecânica ondulatória, quatro parâmetros (números quânticos) caracterizam um elétron de um átomo:
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NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (N)
Está associado à camada em que o elétron se encontra (K, L, M, N ...), ou ainda ao nível de energia. Os valores possíveis de n são 1, para a camada K, 2 para a camada L e assim sucessivamente. Elétrons com o mesmo valor de n ocupam a mesma camada eletrônica.
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (�)
Esse número quântico está associado aos subníveis de energia. São eles: s, p, d e f. Para cada um dos orbitais, associa-se um valor, conforme a tabela.
	Valor de �
	Orbital
	0
	s
	1
	p
	2
	d
	3
	f
Tabela 1 – Número quântico secundário.
Elaborado por Julio Cesar José Rodrigues Junior
A quantidade máxima de elétrons para determinado orbital é dada por (4.� + 2). Assim, o orbital s permite até dois elétrons, o p comporta 6 elétrons no máximo, d e f, 10 e 14 elétrons, respectivamente.
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (M)
A orientação espacial dos orbitais em uma camada eletrônica é caracterizada por esse terceiro número quântico. Os valores possíveis são números inteiros e variam no intervalo - � ≤�≤�. Para o orbital d, por exemplo, �=2. Assim, m poderá assumir os valores -2,-1, 0, 1 e 2. O número de orbitais é dado pela expressão (2�+1). Veja a distribuição dos valores do número quântico magnético.
Figura 4 – Número quântico magnético.
NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN (S)
Associado à rotação do elétron em torno de seu próprio eixo. Os valores assumidos são - 12 ��+ 12.
Atenção
Nenhum elétron de um átomo apresentará os mesmos números quânticos, pois o número quântico é a impressão digital dos elétrons.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Em seus estudos, Linus Pauling (1901-1994) descobriu a ordem crescente de energia dos subníveis, o que possibilitou entender o preenchimento dos elétrons ao longo das camadas eletrônicas de um átomo. A seguir, há a distribuição crescente de energia:
1�2 2�2 2�6 3�2 3�6 4�2 3�10 4�6 5�2 4�10 5�6 6�2 4�14 5�10 6�6 7�2 5�14 6�10 7�6
Em que o número acima dos orbitais s, p, d e f representa o número de elétrons.
Exemplo 2
Seja o átomo de alumínio, eletricamente neutro, cujo número atômico é 13. Escreva a distribuição eletrônica e mostre o número de elétrons em cada camada eletrônica.
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SOLUÇÃO
O número atômico representa o número de prótons. Como o átomo em questão é eletricamente neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons, ou seja, 13. A partir da distribuição de Pauling, é possível escrever:
1�2 2�2 2�6 3�2 3�1
Note que são 13 elétrons: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13
A distribuição apresenta 3 camadas (1, 2 e 3), onde os elétrons estão assim distribuídos:
· CAMADA K: 2 elétrons
· CAMADA L: 2 + 6 = 8 elétrons
· CAMADA M: 2 + 1 = 3 elétrons
Obs.: Na camada mais externa de um átomo, estão os elétrons de valência que participam das ligações químicas. Alguns elementos apresentam estabilidade na configuração eletrônica: são os gases nobres (Teoria do Octeto).
TABELA PERIÓDICA
Os elementos periódicos foram classificados a partir de suas distribuições eletrônica na tabela periódica, em que, da esquerda para a direita, os elementos estão apresentados emordem crescente de número atômico (Z).
As linhas horizontais são denominadas períodos e associam o número de camadas eletrônicas do átomo.
As linhas verticais são os grupos cujos elementos apresentam propriedades químicas e físicas semelhantes.
Figura 5 – Tabela periódica.
Alguns detalhes podem ser observados na Figura 5.
Cada elemento químico apresenta dois números localizados acima e abaixo do símbolo.
O número atômico (Z) é o valor localizado acima, ou seja, o número de prótons. Já o valor localizado abaixo, é a massa atômica/peso atômico.
Alguns grupos apresentam nomenclatura própria.
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O grupo I A é o dos metais alcalinos (exceto o hidrogênio) e o grupo II A, dos metais alcalinos terrosos. Os elementos desses grupos apresentam na camada de valência 1 e 2 elétrons, respectivamente.
O grupo VII A é denominado de Halogênios com 7 elétrons na camada de valência. De maneira análoga, o grupo VI A (Calcogênios) apresenta 6 elétrons na última camada.
O grupo O apresenta os gases nobres, que são inertes quimicamente.
Os grupos em “B” são os metais de transição. Duas séries (Lantanídeos e Actinídeos) são condensadas em uma única posição (grupo III B e períodos 6 e 7).
Ligações químicas atômicas
Os materiais são formados a partir de átomos que interagem quimicamente. Essa interação (ou ligação) é função da distribuição eletrônica dos átomos envolvidos. Os gases nobres (grupo O da tabela periódica) são estáveis, pois em sua última camada já existem 8 elétrons (regra do Octeto), exceto para o hélio, com apenas dois elétrons. Os demais elementos apresentam átomos nos quais a camada de valência não está totalmente preenchida — estado excitado.
A combinação dos átomos pode ocorrer de três maneiras:
· Recebimento de elétrons.
· Doação de elétrons.
· Compartilhamento de elétrons.
Ligação iônica
Essa ligação envolve átomos de metais e átomos de não metais. Como regra, os metais apresentam até 3 elétrons em sua camada de valência, e os não metálicos, no mínimo 5 elétrons.
Exemplo
Como exemplo, tem-se:
· Sódio (Na) – número atômico (Z) igual a 11 / Distribuição eletrônica  1�2 2�2 2�6 3�1.
· Cloro (Cl) – número atômico (Z) igual a 17 / Distribuição eletrônica 1�2 2�2 2�6 3�2 3�5.
Note que na última camada do sódio (metal) existe apenas um elétron, e para o cloro (ametal), são 7 elétrons. A figura a seguir apresenta esquematicamente os átomos de Na e Cl, destacando-se apenas os elétrons da camada de valência.
Figura 6 – Átomos de sódio e cloro.
Observe que cada um dos átomos pode adquirir estabilidade com perda/ganho de elétrons. No sódio, ao doar um elétron para o cloro, sua última camada passa a ser a L, com 8 elétrons (estabilidade). Forma-se um íon (átomo com carga elétrica resultante não nula) positivo denominado cátion. A explicação é que os 11 prótons do núcleo continuam no sódio, que agora possui apenas 10 elétrons. Assim, +11 – 10, o íon terá carga elétrica +1. A representação é ��+ .
De maneira análoga, isso ocorre com o cloro. Recebendo um elétron, terá uma carga negativa a mais e, portanto, torna-se um íon negativo (ânion) e sua camada de valência fica preenchida com oito elétrons (estável). Sua representação é ��-1.
Atenção
É importante ressaltar que o composto iônico tem estrutura eletricamente neutra.
A partir das forças de origem elétrica entre os íons de Na e Cl, forma-se o composto iônico cloreto de sódio (NaCl). A figura a seguir apresenta o sal formado, destacando as forças de interação entre os íons (força de Coulomb).
Figura 7 – Composto NaCl.
Os compostos iônicos apresentam as seguintes propriedades:
Apresentam ponto de fusão (P. F.) e ponto de ebulição (P. E.) elevados.
São bons condutores de eletricidade (dissolvidos ou no estado líquido).
São sólidos, a 250C e 1 atm.
Ligação covalente
À diferença do que ocorre na ligação iônica, não há transferência de elétrons entre os átomos envolvidos, mas sim o compartilhamento.
Assim, um elétron compartilhado pertence simultaneamente aos dois átomos.
Como exemplo, considere o átomo de cloro, cuja distribuição eletrônica é 1�2 2�2 2�6 3�2 3�5, ou seja, na última camada apresenta 7 elétrons. O gás cloro (��2) é formado a partir da ligação covalente. Desse modo, com o compartilhamento dos elétrons, cada átomo de cloro chega à estabilidade química com 8 elétrons na camada de valência.
A figura a seguir esquematiza a ligação no Cl2:
Figura 8 – Ligação covalente.
Outro exemplo da ligação covalente é o gás metano ��4. A próxima figura mostra o compartilhamento de elétrons entre o C e o H. Note que o hidrogênio só possui a camada K, logo, sua estabilidade é atingida com 2 elétrons (valor máximo de elétrons na camada K).
Figura 9 – Gás metano (CH4).
Os compostos covalentes ou moleculares apresentam as seguintes propriedades:
Em geral, seus pontos de fusão (P. F.) e de ebulição (P. E.) são baixos quando comparados aos compostos iônicos.
São maus condutores de eletricidade.
Apresentam-se nos três estados físicos (sólido, líquido e gasoso), a 250� e 1 atm.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
Parte superior do formulário
1) Os materiais utilizados na Engenharia variam desde substâncias simples até compostos elaborados. São exemplos, a grafite (�� ), material com propriedades elétricas (bom condutor) e o aço SAE 4340, utilizado com a função estrutural. As propriedades dos materiais relacionam-se com os átomos presentes, ou seja, dependem de sua distribuição eletrônica e das ligações atômicas existentes. A respeito desses dois tópicos, são feitas as seguintes afirmativas:
I – O átomo de carbono apresenta número atômico 6, ou seja, apresenta 6 prótons. Em se tratando de um átomo eletricamente neutro, sua distribuição é dada por 1�2 2�2 2�2.
II – Estruturas metálicas em ambientes marinhos apresentam oxidação potencializada. Um dos compostos presentes nessa atmosfera é o cloreto de sódio (����), cuja ligação atômica é do tipo iônica, o que gera uma molécula não neutra.
III – Muitos compostos covalentes são utilizados na Engenharia, como o vidro, que possui o dióxido de silício (���2). Nesse composto, está presente a ligação covalente, ou seja, não há transferência de elétrons entre os átomos, mas sim o compartilhamento.
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