Capitulo II 2024

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Nomeꓽ Belton Alberto Manuel 
Cursoꓽ Engenharia de Energias 
Professor ꓽ Carlos Alberto Cáceres Coaquira 
Disciplina ꓽ Ciências dos Materiais 
1.Forças e energia de ligação 
 Os princípios das ligações atômicas são mais bem ilustrados considerando-se como 
dois átomos isolados interagem conforme se aproximam um do outro a partir de uma 
distância de separação infinita. A grandes distâncias, as interações são desprezíveis, pois 
os átomos estão muito distantes para se influenciar; no entanto, em pequenas distâncias 
de separação, cada átomo exerce forças sobre o outro. Essas forças são de dois tipos, 
atrativa (FA) e repulsiva (FR), e a magnitude de cada uma depende da distância de 
separação ou interatômica (r); a Figura 1a é um diagrama esquemático de FA e FR em 
função de r. A origem de uma força atrativa FA depende do tipo particular de ligação que 
existe entre os dois átomos. 
 
Figura 1a A dependência das forças repulsiva e Figura 1b A dependência das energias 
atrativa em relação a separação interatômica. potencial repulsiva atrativa e resultante. 
 A força resultante ou líquida FL entre os dois átomos é simplesmente a soma das 
componentes de atração e de repulsão; isto é, FL = FA + FR, que também é uma função 
da separação interatômica, como também está representado na Figura 2.10a. Quando FA 
e FR são iguais em magnitude, mas com sinais opostos, ou seja, quando se 
contrabalançam, não há força resultante; isto é, FA + FR = 0. 
 As energias atrativa, repulsiva e resultante para dois átomos ou íons dependem da 
separação interatômica segundo o gráfico esquemático da figura 1b. A partir de um 
gráfico de separação interatômica versus a energia potencial para dois átomos ou íons, a 
energia de ligação corresponde ao valor de energia no ponto mínimo da curva. 
2. Ligações interatômicas primárias 
➢ Ligação iônica 
Nomeꓽ Belton Alberto Manuel 
Cursoꓽ Engenharia de Energias 
Professor ꓽ Carlos Alberto Cáceres Coaquira 
Disciplina ꓽ Ciências dos Materiais 
 Na ligação iônica os átomos de um elemento metálico perdem com facilidade 
seus elétrons de valência para os átomos de elementos não metálicos. Nesse 
processo, todos os átomos adquirem configurações estáveis ou de gás inerte e (isto 
é, camadas orbitais completamente preenchidas) e, ainda, uma carga elétrica; isto 
é, eles se tornam íons, exemplo formação dos íons de Na+ e Cl- figura 2a. A 
ligação iônica está ilustrada esquematicamente na Figura 2b. 
 
Figura 2 Representação esquemática (a) da formação de íons Na+ e Cl– e (b) da ligação 
iônica no cloreto de sódio (NaCl). 
 
➢ Ligação Covalente 
 A ligação covalente, é encontrado em materiais cujos átomos têm pequenas 
diferenças em eletronegatividade, isto é, que estão localizados próximos um do outro na 
tabela periódica. Para esses materiais, as configurações eletrônicas estáveis são adquiridas 
pelo compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes. 
➢ Hibridação da ligação no carbono 
 Os orbitais eletrônicos para algumas ligações covalentes podem se sobrepor ou 
hibridizar. Discute-se a hibridação de orbitais s e p para formar orbitais sp3 e sp2 no 
carbono. A formação de orbitais híbridos sp3 no carbono é ilustrada na figura 3. Para o 
carbono, cada um dos seus quatro orbitais híbridos sp3 está direcionado simetricamente 
do átomo de carbono para o vértice de um tetraedro (figura 4). 
Figura 3 Figura 4 
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➢ Ligação metálica 
 Na ligação metálica, os elétrons de valência formam um mar de elétrons 
que está uniformemente disperso ao redor dos núcleos dos íons metálicos e que 
atua como um tipo de cola para eles. 
 
3.Ligações secundárias ou ligações de Van Der Walls 
 As ligações secundárias, ou de van der Waals (físicas), são ligações fracas 
quando comparadas às ligações primárias ou químicas; as energias de ligação 
variam entre aproximadamente 4 e 30 kJ/mol. As ligações secundárias existem 
entre praticamente todos os átomos ou moléculas, mas sua presença pode ficar 
obscurecida se qualquer um dos três tipos de ligação primária estiver presente. 
➢ Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes 
 Um dipolo pode ser criado ou induzido em um átomo ou molécula que, em 
geral, é eletricamente simétrico; isto é, a distribuição espacial global dos elétrons 
é simétrica em relação ao núcleo carregado positivamente, como mostrado na 
Figura 5a. Todos os átomos apresentam movimentos constantes de vibração, que 
podem causar distorções instantâneas e de curta duração nessa simetria elétrica 
em alguns átomos ou moléculas, com a consequente criação de pequenos dipolos 
elétricos. Um desses dipolos pode, por sua vez, produzir um deslocamento na 
distribuição eletrônica de uma molécula ou átomo adjacente, o que induz a 
segunda molécula ou átomo a também tornar-se um dipolo, que fica então 
fracamente atraído ou ligado ao primeiro (Figura 5b); esse é um tipo de ligação 
de van der Waals. 
 
 Figura 5 Representações esquemáticas (a) de um átomo eletricamente simétrico 
e (b) de como um dipolo elétrico induz um átomo/molécula eletricamente 
simétrico a se tornar um dipolo — também a ligação de van der Waals entre os 
dipolos. 
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➢ Ligações entre Moléculas Polares e Dipolos Induzidos 
 Em algumas moléculas, há momentos dipolo permanentes em virtude de um 
arranjo assimétrico de regiões carregadas positivamente e negativamente; tais 
moléculas são denominadas moléculas polares. As moléculas polares também 
podem induzir dipolos em moléculas apolares adjacentes, e uma ligação se 
formará como resultado das forças de atração entre as duas moléculas. 
➢ Ligações de Dipolos Permanentes 
 O tipo mais forte de ligação secundária, a ligação de hidrogênio, é um caso 
especial de ligação entre moléculas polares. Ela ocorre entre moléculas nas quais 
o hidrogênio está ligado covalentemente ao flúor (como no HF), oxigênio (como 
na H2O) ou nitrogênio. A extremidade da ligação contendo o hidrogênio é 
essencialmente um próton isolado carregado positivamente que não é neutralizado 
por nenhum elétron. 
 
 Figura 6 Representação esquemática da ligação de hidrogênio no fluoreto de 
hidrogênio (HF). 
4. Moléculas 
 Molécula é um conjunto de átomos, iguais ou diferentes, unidos por ligações 
covalentes. Muitas das moléculas comuns são compostas por grupos de átomos 
que estão ligados entre si por fortes ligações covalentes, incluindo moléculas 
diatômicas elementares (F2, O2, H2 etc.), assim como uma gama de compostos 
(H2O, CO2, HNO3, C6H6, CH4 etc.). A maioria dos materiais que possuem 
moléculas pequenas, compostas por apenas alguns poucos átomos, é gasosa em 
temperaturas e pressões usuais, ou ambientes. 
Referências 
CALLISTER, W. D. Ciência e Engenharia de Materiais: Uma Introdução. 9. ed. Rio de 
Janeiro: LTC, 2020. 832 p. ISBN 8521637284.