Estrutura Atômica

Prévia do material em texto

CAPÍTULO 2 - 
ESTRUTURA ATÔMICA 
2-1 INTRODUÇÃO 
 antes de entender fenômenos que determinam propriedades nos materiais a partir da MICROESTRUTURA 
deve-se primeiramente entender a ESTRUTURA ATÔMICA (e ESTRUTURA CRISTALINA) dos materiais 
porque estas definem algumas de suas propriedades 
ESTRUTURA PROPRIEDADES 
CIÊNCIA DOS MATERIAIS 
ESTRUTURA ATÔMICA 
ESTRUTURA CRISTALINA 
MICROESTRUTURA 
 
O que promove as ligações? 
Quais são tipos de ligações existem? 
O tipo de ligação interfere em quais propriedades do material? 
2-1 INTRODUÇÃO 
Ordem de grandeza da estrutura atômica  10-15 a 10-10 m 
A estrutura 
eletrônica dos 
átomos determina 
a natureza das 
ligações atômicas 
e define algumas 
propriedades dos 
materiais 
 
Propriedades: 
físicas, ópticas, 
elétricas e 
térmicas 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
• Por que os elementos não se decompõem formando novos elementos? 
• Por que as substâncias se decompõem formando novas substâncias? 
• Por que o número de elementos é pequeno comparado ao número de 
substâncias? 
 
 
 
 Surgimento de Dalton 
 Thompson 
TEORIAS: Rutherford 
 Bohr 
 Princípio da incerteza de Heisenberg 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
• Teoria atômica de Dalton entre 1803-1808: 
 - átomo; 
 - igual em todas as suas propriedades; 
 - átomos de elementos possuem propriedades físicas e 
 químicas diferentes; 
 - substância formada pela combinação de dois ou mais átomos 
 Cada átomo guarda sua identidade química. 
•Teoria atômica de Thomson 1887: 
 - átomo de Dalton não explicava fenômenos 
 elétricos (raios catódicos = e-); 
 - modelo do “pudim de passas”: uma esfera 
 positiva com e- na superfície; 
 - Eugene Goldstein supôs o próton destruindo 
 a teoria de Thomson. 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
• Teoria atômica de Rutherford 1911: 
 Para saber o conteúdo de um caixote pode-se atirar nele, se a bala passar ele está 
vazio, ou tem um material pouco consistente. 
 Partículas alfa contra uma fina lâmina de ouro (0,0001 cm - dez mil átomos) a grande 
maioria das partículas atravessava a lâmina ou parte ricocheteava. 
 
 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
• Teoria atômica de Rutherford 1911: MODELO PLANETÁRIO 
- o átomo não é maciço, mais espaços vazios; 
- região central - núcleo - cargas positivas; 
- eletrosfera - elétrons (1836 vezes mais leve); 
- a relação entre partículas que passam e a as 
que ricocheteiam: tamanho do átomo cerca 
de 10 mil vezes maior que o tamanho do núcleo. 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
• Teoria atômica de Bohr 1911: MODELO RUTHERFORD-BOHR 
 
Não explicava os espectros atômicos. 
 
- os elétrons circundam orbitalmente 
- cada nível tem um valor determinado 
de energia (não é possível permanecer 
entre os níveis); 
- excitação do elétron: passa de um 
Nível para o outro; 
- volta emitindo energia 
 NOVIDADE DA TEORIA: 
quantização da energia dos elétrons 
 
 
O átomo de Bohr mostrando os elétrons em orbitas circulares 
ao redor do núcleo. Os orbitais apresentam energia 
quantizada. Ocorre transmissão de energia do átomo quando 
um elétron pula de um orbital mais afastado do núcleo, para 
um mais próximo. 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
• Princípio da Incerteza de Heisenberg 1927: 
 - a luz interage com o elétron, logo não é possível ter certeza de sua 
 posição; 
 - contrapôs as órbitas circulares de Bohr; 
 - o elétron é bem mais caracterizado pela sua energia do que por sua 
 posição, velocidade ou trajetória. 
 
 Fenômenos químicos: eletrosfera - núcleo inalterado 
 Fenômenos nuclear ou radioativo: núcleo 
 Números quânticos 
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n): 
representa os níveis principais de energia para o 
elétron, pode ser imaginado como uma camada no 
espaço onde a probabilidade de encontrar um elétron 
com valor particular de n é muito alta. 
Características direcionais dos orbitasi s, p e d 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
2-2 CONCEITOS ELEMENTARES 
ÁTOMOS NÚCLEOS PRÓTON 
 NEUTRON 
 
 ELETROSFERA ELÉTRON 
 
 
 Átomo - núcleo neutrons 
 prótons 
 - eletrosfera elétrons 
 mantida pela atração eletrostática 
 
 carga massa 
 e- -1,60 x 10-19C 9,11 x 10-28g 
 próton +1,60 x 10-19C 1,67 x 10-24g 
 neutron - 1,67 x 10-24g 
2-3 ESTRUTURA ATÔMICA 
2-3 ESTRUTURA ATÔMICA 
 Elétrons (e-): - componente do átomo com carga negativa 
 de 1,6 x 10-19C; 
 - apresentam-se em órbitas; 
 - podem ser e- de valência, se na última camada; 
 - podem gerar cátions ou ânions. 
 
 Os e- mais afastados do núcleo determinam: 
- propriedades químicas; 
- natureza das ligações interatômicas; 
- controlam tamanho do átomo, condutividade elétrica; 
- influencia nas características óticas. 
2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 
Números quânticos 
Exemplo da distribuição eletrônica do átomo de sódio, de número atômico 
11, observa-se os elétrons nas camadas quânticas K, L e M. 
2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 
 Números quânticos 
2-4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 
 Valência 
• A camada de valência é a camada mais afastada do núcleo. 
 
• Está relacionada com a capacidade de um átomo em se combinar 
quimicamente com outros elementos 
• Os elétrons da camada de valência são chamados os elétrons de 
valência, são elétrons livres, ainda não ligados, que estão disponíveis 
para realizar ligações químicas. 
Geralmente não está completa 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2.5.1 Introdução 
• O tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do 
material. 
• Por exemplo, o carbono pode existir na forma de grafite que é mole, 
escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente 
duro e brilhante. Essa enorme disparidade nas propriedades começa 
pelo tipo de ligação química do carbono em cada um dos casos. 
Importância 
2.5.1 Introdução 
Para um elemento adquirir a configuração estável de 8e- na última camada 
ele pode: 
 
(1) receber e- extras 
(2) ceder e- 
(3) compartilhar e- associação entre átomos 
 
 Iônicas 
Ligações Primárias Covalentes 
 Metálicas 
formando íons + ou - 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
• Iônica 
 Os elétrons de valência são 
transferidos entre átomos 
produzindo íons 
 Forma-se com átomos de 
diferentes eletronegatividades 
(alta e baixa) 
 A ligação iônica não é direcional, 
a atração é mútua 
 A ligação é forte= 150-
300Kcal/mol 
2.5.2 Ligações iônicas 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
• Forças atrativas eletrostáticas entre os átomos: não-direcional 
 átomos no material iônico: todos os íons positivos tem como vizinho mais 
 próximo íons negativos forças atrativas 
 iguais em todas as 
 direções 
 
2.5.2 Ligações iônicas 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2.5.2 Ligações iônicas 
Em resumo: 
•Atração mútua de cargas + e - 
•Envolve o tamanho de íons 
•Elementos menos eletronegativos: cedem e- cátions 
•Elementos mais eletronegativos: recebem e- ânions 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2.5.2 Ligações iônicas 
Propriedades de compostos iônicos 
 
• Os íons em um sólido iônico são ordenados na rede, formando 
uma forte atração elétrica entre eles 
 
• Sais e óxidos metálicos são tipicamente compostos iônicos. 
 
• A forte ligação é responsável por: 
- Elevada dureza 
- Elevado pontos de fusão e ebulição 
- Cristalinos sólidos a Tambiente 
- Podem ser solúveis em água 
 
• Os sólidos cristalinos não conduzem eletricidade, pois os íons 
não estão livres para mover-se e transportar corrente elétrica. 
 
• Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água serão 
condutores de eletricidade, pois como partículas iônicas estão 
livres. 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
• Covalente 
 
 Os elétrons de valência são 
compartilhados 
 Forma-se com átomos de alta 
eletronegatividade 
 A ligaçãocovalente é 
direcional 
 A ligação covalente é forte 
(um pouco menos que a 
iônica)= 125-300 Kcal/mol 
 Esse tipo de ligação é comum 
em compostos orgânicos, por 
exemplo, em materiais 
poliméricos e diamante. 
2.5.3 Ligações covalentes 
Tipo de simetria em 
ligações covalentes 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
•Um par de elétrons comum 
•Pode ser coordenada ou dativa 
•Covalência entre ametais (Ex. F2, O2, Cl2) baixo PF 
•Covalência entre mais átomos (Ex. Diamante) alto PF 
 
2.5.3 Ligações covalentes 
Em resumo: 
Metano 
Amônia 
Par de elétrons não 
ligados 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2.5.3 Ligações covalentes 
•Compostos covalentes unidades individuais: moléculas 
 
Molécula simples: pequeno grupo de átomos ligados por forças covalentes. Propriedades: 
 
 - Podem ser líquidos ou sólidos(não cristalinos) a Tambiente 
 - Insolúveis em água, mas solúveis em outros solventes 
 - Isolantes elétricos e não eletrólitos 
 Apresentam baixo ponto de fusão e ebulição: forças entre átomos são fortes, mas as 
 forças entre moléculas são fracas e facilmente quebradas no aquecimento 
 - São más condutores de eletricidade devido a ausência de elétrons (ou íons) livres 
Macromolécula: moléculas grandes com um grande número de átomos ligados covalentemente 
em uma estrutura contínua. Propriedades: 
 
 - Sólidos com alto ponto de fusão: elementos podem formar ligações simples com 
 outros átomos, formando uma estrutura muito estável. Ex Diamante 
 - Cristalinos, freqüentemente 
 - Solúveis em qualquer solvente 
 - Não conduzem eletricidade: elétrons não estão livres 
 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2.5.3 Ligações covalentes 
Diamante macromolécula 
• C centro de um tetraedro regular formado de outros quatro carbonos 
• Estrutura contínua em cada cristal 
• Dureza do diamante trincar um diamante significa quebrar milhões de ligações 
 covalentes 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
 Muito poucos compostos exibem ligação iônica e covalente 
puras. 
 A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de ligação 
covalente e vice–versa transferem e compartilham 
 elétrons. 
 O grau do tipo de ligação depende da eletronegatividade dos 
átomos constituintes. 
 Muitos cerâmicos e semicondutores são formados por metais 
e não-metais, e são na verdade uma mistura de ligações 
iônicas e covalente. 
 Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os 
átomos aumenta o caráter iônico. 
 
2.5.3 Fração covalente 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
• Metálica 
 Forma-se com átomos de baixa 
eletronegatividade (em torno de 3 
elétrons de valência) 
 Os elétrons de valência são divididos 
por 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 forte (um pouco 
menos que a iônica e covalente)= 20-
200 Kcal/mol 
2.5.4 Ligações metálicas 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2.5.4 Ligações metálicas 
• Elétrons externos dos átomos do metal estão livres para mover-se entre os centros positivos 
 
 junção eletrônica determinam propriedades 
 
• Força elétrica de atração entre elétrons móveis e imóveis ligação metálica. 
 Forte ligação resulta em: materiais densos, fortes com alto ponto de fusão e ebulição 
 
• Metais - bons condutores de eletricidade: elétrons livres são transportadores de 
 carga e corrente elétrica, quando uma 
 ddp é aplicada na peça metálica. 
 - bons condutores de calor: choques de elétrons livre, transferindo Ec 
 - tem uma superfície “prateada” que pode ser facilmente manchada por 
 corrosão, oxidação do ar e da água 
 íons 
mar de 
elétrons 
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 
2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS 
2.6.1 Introdução 
• Podem ser: 
• Ligações ou Forças de - Dipolos permanentes - Pontes de 
van der Waals Hidrogênio 
 - Dipolos flutuantes - Dipolos 
 induzidos
 
• Está relacionada com a quantidade de energia envolvida 
- PE dos halogênios (F2, Cl2, Br2, I2): crescente massa molecular 
- PE dos haletos dos halogênios 
  geometria molecular: linear, trigonal plana, angular, 
 tetraédrica, piramidal; 
  repulsão dos pares eletrônicos - ângulo de ligação 
 van der Waals  São ligações de natureza física 
 A polarização (formação de 
dipolos) devido a estrutura da 
ligação produz forças atrativas e 
repulsivas entre átomos e 
moléculas 
 A ligação de van der Waals não 
é direcional 
 A ligação é fraca< 10 Kcal/mol 
2-6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS 
2.6.2 Forças de van der Waals 
2-7 RESUMO DAS LIGAÇÕES 
 IÔNICA COVALENTE METÁLICA SECUNDÁRIAS 
2-7 RESUMO DAS LIGAÇÕES 
Iônica Covalente Metálica Intermolecular 
Intensidade 
de ligação 
Muito forte forte moderada e variável fraca 
Dureza moderada a alta muito duro, frágil 
baixa a moderada; 
dúctil e maleável 
mole e plástico 
Cond. 
elétrica 
condução por transporte de 
íons, somente quando 
dissociado 
isolante em sólido e 
líquido 
bom condutor por 
transporte de 
elétrons 
isolantes no estado 
sólido e líquido 
Ponto de 
fusão 
moderado a alto baixo geralmente alto baixo 
Solubilidade solúvel em solventes polares 
solubilidade muito 
baixa 
insolúveis 
solúveis em 
solventes orgânicos 
Exemplos muitos minerais 
diamante, oxigênio, 
moléculas orgânicas 
Cu, Ag, Au, outros 
metais 
gelo,sólidos 
orgânicos (cristais) 
Comparação entre o tipo de ligação e propriedades esperadas 
Exceção do diamante 
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO 
2.8.1 Introdução 
Representação 
tetraédrica dos 
diferentes tipos de 
ligações que ocorrem 
entre os materiais de 
engenharia. 
 Alguns valores de energia e comprimento de ligação 
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO 
2.8.2 Energia de ligação 
Energia de ligação necessária para 
romper um mol de ligações 
 
Comprimento das energias de ligação: 
Ligação Kcal/mol Comprimento (nm) 
C - C 88 0,154 
C = C 162 0,13 
C  C 213 0,12 
C - H 104 0,11 
C - O 86 0,14 
H - H 104 0,074 
2.8.3 Energia de ligação 
 É a mínima energia necessária para formar ou romper uma ligação. 
 Estão relacionados com a energia de ligação propriedades como: 
 - módulo de elasticidade; 
 - coeficiente de expansão térmica; 
 - ponto de fusão; 
 - calor latente; 
 - resistência mecânica. 
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO 
Energia de ligação x distância 
interatômica na ligação do H–H 
• 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. 
 
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO 
2.8.4 Energia de ligação 
2-8 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS 
2.8.5 Resumo: ligação primária / energia de ligação 
Cerâmicos 
(ligação iônica/covalente) 
Metais 
(ligação metálica) 
Polímeros 
(covalente e secundárias) 
Grande energia de ligação 
Energia de ligação variável 
Propriedades direcionais 
Ligações secundárias dominantes