Ligações Atômicas e Propriedades

Prévia do material em texto

CIÊNCIA E TECNOLOGIA DOS MATERIAIS
AULA 01 – ESTRUTURA ATÔMICA 
Profa. Kelly Cristina dos Prazeres
prazeres_kelly@uni9.pro.br
LIGAÇÕES INTERATÔMICAS
O entendimento da ligação atômica é a primeira etapa do
entendimento/explicação das propriedades dos materiais.
1- Forças e energias de ligação
2-Ligações interatômicas primárias
3- Ligações interatômicas secundárias (intermoleculares)
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Fonte: https://www.slideshare.net/AldinhaSantos/aula-sobre-ligaes-qumicas - adaptada
https://www.slideshare.net/AldinhaSantos/aula-sobre-ligaes-qumicas
1- Forças e energias de ligação: CONCLUSÃO
Algumas propriedades dos materiais dependem
de E0, forma da curva e tipo de ligação.
• Resistência mecânica
– aumenta com a força máxima e com a profundidade do poço da curva de energia de ligação
• Pontos de fusão e de ebulição
– aumentam com a profundidade do poço da curva de energia de ligação
• Coeficiente de expansão térmica
– diminui com a profundidade do poço da curva de energia de Ligação
• Módulo de elasticidade
– aumenta com a tangente da curva de força de ligação no ponto onde a força é nula,
(dFT/dr), para FT=0
Há três tipos de ligações primárias: iônica, covalente e metálica. 
Algumas características gerais:
2-Ligações interatômicas primárias
Envolvem elétrons de valência Dependem das estruturas
eletrônicas dos átomos
Têm origem na tendência dos átomos em 
adquirir estruturas eletrônicas estáveis
Camada mais externa Disponibilidade de elétrons Regra do Octeto
(Pesquisar)
2 – Ligações Químicas 
Agora, para entender as propriedades dos materiais, devemos analisar sua
natureza atômica, ou seja, analisar a forma com que os átomos de um material se
ligam e, também, a forma com as moléculas se ajustam. Essas interações serão
denominadas aqui como Ligações Primárias e Ligações Secundárias.
1 – Ligações Primárias
São assim denominadas, pois tratam-se de ligações entre átomos, a fim de se formar moléculas. São
exemplos de ligações primárias: a ligação iônica, a ligação covalente e a ligação metálica.
i) Ligação Iônica
Essa ligação primária é caracterizada pela ligação de metais (átomos susceptíveis à perda de elétrons na camada
de valência) com ametais ou não-metais, como mostrado na tabela periódica. Dessa forma, o metal doa elétrons
para o ametal, com ambos átomos ficando estáveis.
A ligação iônica aparece principalmente em materiais cerâmicos,
sendo o oxigênio, o principal ametal. A alumina, ou mais conhecido
como óxido de alumínio, é um exemplo de substância formada por
ligação iônica, pertencente à classe das cerâmicas.
Estrutura do NaCl, composto formado por ligação iônica
2 – Ligações Químicas 
i) Ligação Iônica
Mecanismo da Ligação
13Al – apresenta 3 elétrons na camada de valência, esse fato se dá, por esse
átomo pertencer à família 3A, como mostra a tabela acima. Dessa forma, temos:
Al+3 – cátion de alumínio, mostrando que perde 3 elétrons.
Já o oxigênio, 8O, apresenta 6 elétrons na camada de valência, por isso,
necessita de 2 elétrons para se estabilizar, apresentando a configuração:
O-2 – ânion de oxigênio, mostrando que ganha 2 elétrons.
Dessa forma, colocamos o alumínio (cátion) na frente do oxigênio (ânion), tal que:
𝐴𝑙+3𝑂−2 → 𝐴𝑙2𝑂3
Regra do Octeto – os átomos se ligam, de modo a obterem 8 elétrons na camada de valência, quantidade
semelhante à dos gases nobres.
Na ligação iônica, devido à interação entre metais e ametais, esses átomos são
denominados:
Cátions – átomos que perdem elétrons na ligação iônica;
Aníons – átomos que recebem elétrons na ligação iônica.
Exemplos de substâncias formadas por ligação iônica
1) NaCl (cloreto de sódio) – conhecido como sal de cozinha.
11Na – como o sódio (Natrium) pertence à família 1A e, portanto, perde 1 elétron,
de modo a ficar com 8 elétrons na camada de valência.
17Cl – como o cloro pertence à família 7A, ganhando um elétron, pois apresenta 7
elétrons na camada de valência.
Mecanismo
𝑁𝑎+1𝐶𝑙−1 → 𝑁𝑎𝐶𝑙
2) CaO (óxido de cálcio) – Cal Virgem, Cal viva ou cal
20Ca – como o cálcio pertence à família 2A, perde 2 elétrons, de modo a ficar com 8 elétrons na camada de
valência.
8O - como o oxigênio pertence à família 6A, ganha 2 elétrons, de modo a ficar com 8 elétrons na camada de
valência.
Mecanismo
𝐶𝑎+2𝑂−2 → 𝐶𝑎𝑂
Como o Cálcio perde 2 elétrons e o oxigênio ganha 2 elétrons, a proporção de
átomos de ambos na molécula é de 1 para 1, por isso, temos a molécula CaO.
Propriedades dos Compostos Iônicos
• Elevados Pontos de Fusão e Ebulição;
• Apresentam-se no estado sólidos à temperatura ambiente;
• Condutores elétricos em solução aquosa;
• Solúveis em solventes polares;
• Não condutores no estado sólido;
• Apresentam alta dureza à temperatura ambiente.
• Duros
• Frágeis
• Isolantes elétricos e elétricos (ausência de elétrons livres)
• Energias de ligação relativamente grandes (600 kJ/mol a 1500 kJ/mol)
A alumina (Al2O3), material cerâmica
formado por ligação iônica.
Sulfeto de Sódio (Na2S) um composto iônico
muito usado na indústria de corantes.
ii) Ligação Covalente
Ligação que ocorre entre ametais e, como ambos não tem a natureza de perder
elétrons, ocorre um compartilhamento de elétrons entre os átomos ligantes. Essa
ligação ocorre em materiais poliméricos, como compostos orgânicos. A ligação
covalente ocorre, propiciando o compartilhamento, levando os átomos ligantes,
apresentarem 8 elétrons na camada de valência, obedecendo a regra do octeto.
ii) Ligação Covalente
Formação da Molécula do Metano
Observe a ligação entre átomos de Hidrogênio e um átomo de Carbono, a fim de formar a
molécula de metano, um gás inflamável, conhecido como gás de lixo, presente
principalmente em locais onde se encontra matéria orgânica em decomposição.
12C – o carbono apresenta 4 elétrons na camada de valência e, portanto,
precisa compartilhar com átomos ligantes, 4 elétrons, de modo a obter 8 na
camada de valência.
1H – o hidrogênio apresenta 1 elétrons na camada de valência e, portanto,
precisa compartilhar esse elétron, de modo a ficar com 2 elétrons, semelhante
ao gás nobre He (Hélio).
Nesse caso, temos 4 Hidrogênios para 1 Carbono, tendo a molécula de CH4
A ligação covalente, de acordo com a eletronegatividade dos átomos ligantes,
pode gerar uma molécula polar ou apolar, isso explica, em caso de misturas, o fato
de fluidos serem miscíveis ou imiscíveis, ou seja, se formam mesma fase
homogênea ou heterogênea. Como exemplo, podemos citar a mistura de água,
uma molécula polar com a gasolina, formada por octanos. Dessa forma, podemos
afirmar que:
i) Substâncias moleculares (formadas por ligação covalente) polares se misturam e não se
misturam com substâncias apolares;
ii) Substâncias moleculares apolares se misturam e não se misturam com substâncias polares.
Propriedades dos Compostos Moleculares
• Apresentam-se à temperatura ambiente nos estados sólido, líquido e gasoso
dependendo da ligação secundária que realizam e de sua massa molecular;
• Apresentam baixo ponto de fusão e ebulição;
• Geralmente são insolúveis em água, mas solúveis em solventes orgânicos;
• Geralmente não são condutores elétricos quando puros, com exceção do
grafite;
• Quando sólidos, apresentam baixa dureza.
Grafite (Cn) é um composto
molecular que se apresenta
no estado sólido.
Gasolina com alta octanagem (C8H18
– C10H22) composto molecular que
se apresenta no estado líquido.
Dióxido de Enxofre é um composto
molecular que se apresenta no estado
gasoso e é um dos principais
causadores da chuva ácida.
COMPARAÇÃO ENTRE LIGAÇÃO IÔNICA E COVALENTE
https://www.youtube.com/watch?v=dnWxabCAGdo
https://www.youtube.com/watch?v=vjETqU7-1RY&pbjreload=10
Ligação iônica:
Ligações químicas:
Ligação covalente:
https://www.youtube.com/watch?v=ThoD-SAczw8
iii) Ligação Metálica
A terceira espécie em adição ás ligações primárias vistas até agora, é a ligação
metálica. Seu modelo não é de construção simples como os dois anteriores. Este
tipo deligação ocorre entre os átomos de metais e suas ligas. Os átomos dos
elementos metálicos apresentam forte tendência de perderem seus elétrons da
última camada e transformar-se em cátions. O sólido metálico seria assim formado
pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa “nuvem” eletrônica, que pertence ao
conjunto. Estes elétrons podem ser considerados como pertencentes ao metal
como um todo. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por
outros íons, que então perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de
predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal
são eletricamente neutros. A figura abaixo mostra uma nuvem de elétrons livres
entre os íons em um metal.
A ligação metálica constitui uma
nuvem de elétrons que circulam
os átomos, isso permite esses
materiais serem excelentes
condutores de eletricidade.
Ligação não-direcional
O modelo dos elétrons
livres permite explicar a
condutividade elétrica dos
metais e também sua boa
condutividade e calor, pois
esses espaços entre os
átomos na ligação metálica
permitem o trânsito rápido
de elétrons e de calor.
Propriedades devido à Ligação Metálica
• Bons condutores elétricos;
• Bons condutores térmicos;
• Elevados pontos de fusão e ebulição;
• Resistência à tração;
• Densidade elevada;
• Apresentam-se no estado sólido à temperatura ambiente;
• Maleabilidade;
• Ductilidade.
A ligação metálica permite formar as ligas
metálicas, como podemos observar abaixo.
Latão 
ANIMAÇÃO: 
https://www.youtube.com/watch?v=s0jtticPUmU
https://www.youtube.com/watch?v=Bi0rUNV8mEw
https://www.youtube.com/watch?v=V5tj-xADB1c
https://www.youtube.com/watch?v=s0jtticPUmU
https://www.youtube.com/watch?v=Bi0rUNV8mEw
https://www.youtube.com/watch?v=V5tj-xADB1c
Principais ligas metálicas
1 – Bronze – liga metálica formada de Cobre (Cu) e Estanho (Sn);
2 – Latão – liga metálica formada de Cobre (Cu) e Zinco (Zn);
3 – Ouro 18K (quilate) – liga metálica formada por Ouro (Au) 75% com outros
metais como Prata (Ag), Cobre (Au) em 25%;
4 – Amálgama dental – liga metálica formada por Mercúrio (Hg), prata (Ag) e
Estanho (Sn);
5 – Aço Inoxidável – liga metálica formada por Ferro (Fe), Carbono (C), Cromo (Cr)
e Níquel (Ni).
Ouro 18K
Aço Inox
Bronze
Amálgama 
dental
RESUMINDO: LIGAÇÕES QUÍMICAS PRIMÁRIAS
2 – Ligações Secundárias
São ligações realizadas entre moléculas. São 3 tipos:
i) Ligações de Dipolo Permanente
As forças secundárias são denominadas Forças de van der Waals em homenagem ao
cientista holandês Johannes Diderik van der Waals. A ligação ou interação intermolecular
Dipolo Permanente é a mais forte ligação secundária e ocorre entre moléculas polares, ou
seja, moléculas como mostrado abaixo:
Molécula polar é uma molécula que apresentam polos, ou seja, é
formada por um composto mais eletronegativo em relação ao(s) outro(s).
Molécula da água (H2O).
Propriedades da Ligação Dipolo Permanente
• Quando o composto é iônico, se apresentam no estado sólido,
caracterizando-se por alta dureza e solubilidade em água;
• Quando o composto é molecular, se apresentam nos estados
sólido, líquido e gasoso, dependendo dos elementos da
molécula;
• As pontes ou ligações de hidrogênio são ligações de dipolo
que envolvem a interação do hidrogênio com o Oxigênio, Flúor
e Nitrogênio.
Explique por que o H – F se
apresente no estado líquido e
o H – Cl se apresenta no
estado gasoso, visto que
ambos compostos são
moleculares e polares.
Polaridade molécula da água: https://www.youtube.com/watch?v=aH2IbYs_XjY
ii)Ligações de Dipolo Induzido por Molécula Polar
Momentos de dipolo permanentes existem em algumas moléculas em virtude de um
arranjo assimétrico de regiões carregadas positivamente ou negativamente; tais
moléculas são denominadas moléculas polares. O ácido clorídrico é um exemplo
de um momento de dipolo permanente, que surge a partir de cargas positivas e
negativas líquidas que estão respectivamente associadas com as extremidades do
hidrogênio e do cloro da molécula de HCl.
Representação da molécula de HCl.
Observe que apesar das semelhanças entre as moléculas
de H – Cl e H – F, o ácido fluorídrico apresenta-se no
estado líquido à temperatura ambiente pois realiza pontes
de hidrogênio enquanto o ácido clorídrico realiza ligações
dipolo induzido.
REPRESENTAÇÃO DA CONTRIBUIÇÃO DOS DIFERENTES TIPOS 
DE LIGAÇÕES DE DIFERENTES CATEGORIAS DE MATERIAIS.
Arranjo Atômico
Arranjo Atômico
BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA
Callister, W.D.; “Ciência e Engenharia de 
Materiais: Uma Introdução”. 7ed., 2008.
– AULA 1
• Cap. 1 – Introdução
– AULA 2 E 3
• Cap. 2 – Estrutura Atômica e Ligação 
Interatômica