Estrutura dos materiais 2

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE 
CENTRO DE TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA CIVIL 
MATERIAIS DE CONSTRUÇÃO I 
– Introdução a ciência dos 
materiais 
Câmara de Materiais e Processos Construtivos 
Aula 03 
Disciplina: Materiais de Construção Civil I 
1 
Objetivos 
• melhor compreensão 
• base científica 
• avaliação das 
propriedades 
• desenvolvimento 
ao longo do 
tempo 
durabilidade 
fadiga 
deformação lenta 
Princípio básico 
O comportamento do 
material depende da 
microestrutura 
Níveis de estudo 
• Sub-atômico (Å) 
– estrutura do átomo 
– microscopia eletrônica de tunelamento 
– não utilizado em MCC 
 
• Atômico (nm - mm) 
– moléculas, cristais 
– difração de raios X 
• Nível de cristalização 
• Tipo de cristal 
– microscopia eletrônica de varredura 
Usando um microscópio de tunelamento, pesquisadores da IBM conseguiram 
arranjar átomos de ferro (cones azuis) depositados sobre uma superfície de 
cobre (em vermelho), formando uma espécie de curral atômico. 
Níveis de estudo 
• Microscópico (mm-mm) 
– fases, partículas 
– microscópios ótico e de 
varredura - MEV 
– ensaios físicos (porosimetria) 
 
• Macroscópico (>mm) 
– todo o material 
– ensaios mecânicos 
Gerdau – análise de 
microestrutura e fratura de metais 
MEV 
Ciência dos Materiais 
 Nível Macroscópico (Resistência à tração direta): 
(SAVASTANO Jr, 1992) 
Ciência dos Materiais 
 Nível Macroscópico (Resistência à Compressão): 
Ciência dos Materiais 
 Nível Macroscópico (Flexão com deformação controlada): 
(Caldas e Silva, 2002) 
Ciência dos Materiais 
 Nível Microscópico (superfície polida): 
 
0 2 4 6
Energy (keV)
0
500
1000
1500
2000
Counts
C
O
Na
Mg
Al
Si
S
Cl
K
Ca
Matriz escória com fibra de coco e análise 
de EDS do ponto 1 da figura abaixo (SAVASTANO 
Jr, 2000) 
Ciência dos Materiais 
 Nível Microscópico (superfície fraturada): 
Matriz de cimento portland reforçada com 4% de fibras de sisal 
(SAVASTANO Jr, 2000) 
 
Ponto 1 – fibra arrancada 
da matriz 
Pontos 2 e 3 – fibra rompida 
A Escala das Características 
Estruturais 
Microestrutura do Concreto 
 
Vazios 
Etringita 
Hidróxido 
de cálcio 
 
Modelos Atômicos 
15 
 Interação atômica (Forças interatômica) 
R
ep
u
ls
ão
 
A
tr
aç
ão
 
DISTÂNCIA 
INTERATOMICA 
Força de atração 
Força de repulsão 
Soma das forças 
Adaptado a partir do VAN VLACK, 1970. 
– Existe uma determinada distancia entre átomos em que a a soma das forças de 
atração e repulsão é igual a ZERO; 
– Este é o ponto de mínima energia potencial, equilíbrio da ligação química; 
– Forças de atração obedecem a Lei de Coulomb 
Os átomos exercem interação 
sobre os outros 
As moléculas: 
 
Em muitas substâncias, os átomos são agrupados em 
agregados de dois átomos ou mais. 
 
Tal agregado de átomos é chamado de molécula. 
 
Em uma molécula, os átomos componentes permanecem 
unidos por forças chamadas ligações químicas. 
 
Molécula = composto de partículas de 2 ou mais átomos 
quimicamente ligados um ao outro. 
 
Gases, as moléculas estão afastadas. 
As ligações atômicas: 
 
Átomos com a camada periférica completa: gases raros ou inertes, são 
muito estáveis. 
Estabilidade permanente - átomo contenha 8 elétrons na última camada 
(2 no caso do hélio). 
Alguns minerais (Ex.: ouro) são compostos por apenas um elemento. 
Maioria das substâncias é composta por diversos elementos formando 
um composto químico estável. 
As propriedades químicas dos átomos são função da última camada 
de elétrons. 
O tipo de ligação química entre os elementos é determinado pelos 
elétrons do nível de valência, que definem a afinidade química dos 
elementos. 
As ligações atômicas 
 
Metais são elementos eletropositivos. Liberam facilmente os elétrons da 
camada periférica. 
Metalóides são eletronegativos. Designação dos elementos químicos que 
apresentam algumas, mas não todas, as propriedades físicas de um metal. 
Têm tendência a completar a sua última camada periférica. 
O número de elétrons cedido pelos metais = número absorvido pelos 
metalóides, define o número de ligações ou valências. 
Mono, bi, tri, valentes = 1, 2, 3, ... valências. 
As ligações entre os átomos, podem ocorrer por: 
Abandono de elétrons, de um átomo em benefício de outro.(metal para 
metalóide). 
Utilização em comum de elétrons periféricos para completar a última 
camada (metalóide para metalóide); ligação por covalência, estável e 
freqüente nos materiais plásticos. 
 
As ligações atômicas 
 
Ligações primárias (fortes): 
•Ligação iônica; 
•Ligação covalente; 
•Ligação metálica. 
 
Ligações secundárias – forças de van der Walls 
 
•Moléculas polares; 
•Dipolos induzidos; 
•Pontes de hidrogênio. 
Transferência ou compartilhamento 
de elétrons. 
São ligações relativamente mais 
fracas. 
 
Ligação iônica 
 
Busca o arranjo estável por compartilhamento. 
Forças coulombianas (recebendo e doando elétrons). 
A atração dá-se em todas as direções (não é direcional). 
Atração entre íons de carga elétrica contrária (íons positivos-
cátions e íons negativos-ânions). 
Composto iônico - substância composta cujos componentes 
apresentam cargas elétricas. 
Quando submetidos a esforços mecânicos que ultrapassam sua 
capacidade resistente, normalmente se comportam de maneira frágil, 
isto é, apresentam-se pouco dúcteis, com baixas deformações até a 
ruptura. 
 
Ligação iônica 
 
Exemplo: Na+ e o Cl- formam o NaCl, cloreto de sódio (sal de 
cozinha), sólido cristalino. 
Um íon Na+ é envolvido por vários íons Cl- e assim 
inversamente. 
Na Cl 
Na
+ Cl
- + - 
Ligação iônica 
 – atração eletrostática 
perda de elétrons + 
ganho de elétrons - 
 
– não direcional 
– forte 
– solúveis (solv. polares) – Tem afinidade com a água 
• Exemplo: CaCl2, NaCl 
– estrutura da molécula orientada pelo tamanho do íon 
Materiais iônicos possuem baixa condutividade elétrica, devido a ao fato 
da transferência de carga elétrica ser dada pelo movimento de íons 
inteiros, os quais não se movem tão facilmente como os elétrons. 
Não direcional – Um Na+ atrairá qualquer Cl- vizinho igualmente em todas as 
direções. 
 
Ligação covalente 
 
A ligação ocorre por meio de uma aproximação muito 
intensa entre dois elementos químicos que vão se ligar, de 
maneira que alguns elétrons da última camada de valência de 
um dos átomos circundam o núcleo do outro átomo e vice-
versa. 
 
Elétrons compartilhados 
Os elementos não perdem nem ganham 
elétrons, mas sim os compartilham. 
Ex: Molécula de Oxigênio (O2) 
 
Ligação covalente 
 
• Covalente 
– Ligações fortes 
– elétrons compartilhados 
– Direcional 
Elétrons compartilhados 
Exemplo: polímeros; Cerâmicas: carbeto de silício (SiC) e nitreto de 
silício (Si N4); Diamantes. 
 
Ligação covalente 
 
Diamante: 
O átomo de carbono tem 4 elétrons na camada de valência, 
que são compartilhados com 4 átomos adjacentes, forma 
reticulado tridimensional todo ligado por pares covalentes. 
Desta forma, cada átomo de carbono está ligado 
covalentemente a outros quatro átomos de carbono, 
originando uma estrutura rígida a três dimensões. 
Somente átomos de carbono 
Diamante 
O diamante é constituído por uma rede de 
tridimensional de átomos de carbono 
fortemente unidos por ligação covalente. 
 
Ligação covalente 
 
Grafite: 
Tanto o grafite como o diamante são constituídos por 
estruturas cristalinas de átomos de carbono – C – apenas 
diferindo na estrutura que apresentam.No grafite os átomos 
de carbono ligam-se a outros três, formando camadas (daí a 
potencialidade deste material para deslizar). 
Grafite 
Diamante Estrutura 
bidimensional 
Ligações metálicas 
 
 
 
Átomos de baixa valência liberam seus elétrons formando 
uma nuvem de elétrons ao redor dos átomos. 
Os elétrons de valência não estão associados a algum átomo 
em particular. 
As ligações são não-direcionais, pois os átomospresos na 
nuvem de elétrons não são fixados em única posição. 
 
 
Um caso particular da ligação covalente é a ligação metálica. Nela os 
elétrons compartilhados entre os íons metálicos são livres, isto é, uma 
“nuvem” de elétrons percorre a estrutura do material equilibrando as 
ligações. 
Os elétrons livres dão aos metais sua elevada 
condutibilidade elétrica e térmica e boa ductibilidade. 
 
Ligações metálicas 
 
Estruturas formadas por íons positivos e elétrons 
“livres”que fazem o papel de íons negativos aparecendo 
forças elétricas coulombianas de atração. 
A ligação metálica pode ser considerada como uma atração 
entre íons positivos e elétrons livres. Exemplo: cobre 
Ligações metálicas 
 
– elétrons livres (“nuvem”) 
• posicionamento dos íons 
influenciado apenas pelo 
seu tamanho 
• propriedades plásticas, 
elétricas e térmicas 
– exemplo: metais 
 
Devido ao seu caráter eletropositivo, muitos metais (como o ferro) estão 
sujeitos a corrosão. 
 
Forças de Van der Waals 
Ligação secundária fraca, mas que também contribui para a 
atração interatômica. 
 Se originam de dipolos elétricos, são conseqüência da 
assimetria da molécula. O centro de carga positiva não 
coincide com o centro de carga negativa, originando o dipolo. 
São forças de atração que não envolvem cargas individuais 
ou transferência de elétrons. 
Existem entre todos os íons e átomos de um sólido, mas 
podem estar obscurecidas pelas ligações fortes presentes. 
São importantes para determinar a tensão superficial em sólidos. 
 
Forças de Van der Waals 
 
 
 
 
 
 
(a) Nas moléculas assimétricas ocorre um desbalanceamento elétrico 
denominado polarização. 
(b) Este desbalanceamento produz um dipolo elétrico com uma extremidade 
positiva e outra negativa. 
(c) Os dipolos resultantes originam forças de atração secundárias entre as 
moléculas. A extremidade positiva de um dipolo é atraída pela negativa de 
outro. 
 
Fluoreto de hidrogênio 
Forças de Van der Waals 
 Ocorre pela atração de cargas opostas; 
 São ligações secundárias, não unem átomos, aglutinam 
moléculas; 
 Os elétrons não são transferidos e a atração depende da 
distribuição assimétrica da carga; 
 Essa assimetria é denominada efeito dipolo; 
 - + - + 
Ligação secundária 
H F H F 
----- ++++ 
É um tipo atração intermolecular, ou seja 
entre moléculas. 
Não existe transferência ou compartilhamento de 
elétrons como nas ligações químicas. 
 
Forças de Van der Waals 
 
Pontes de hidrogênio: 
Caso particular de atração por moléculas polares, em que a carga 
positiva do núcleo do átomo de hidrogênio de uma molécula é 
atraída pelos elétrons de valência de átomos de moléculas 
adjacentes. 
Uma molécula polar é uma molécula em que as polaridades das ligações 
individuais não se cancelam. 
Exemplo: água (molécula polar) 
Forças de Van der Waals 
• Ligações secundárias (fracas) 
• Não formam moléculas, mas 
as interligam 
• Facilmente quebradas 
• Sua quebra separa as 
moléculas, não as rompe 
• pontes de hidrogênio 
– átomos muito negativos 
formam “pontes” entre 
moléculas. Ex: H2O 
• efeitos dipolo 
– moléculas polarizadas (+ e -) 
direcionam seus pólos com 
cargas contrárias, ligando as 
moléculas Ligação Energia (GPa) Exemplo 
Covalente 1,000 Diamante 
Iônica 30 - 100 
Sais e 
cerâmicas 
Metálicas 30 - 150 Metais 
Pontes de 
hidrogênio 
8 Gelo 
Van der Vaals 2 Polietileno 
Energia de ligação: energia mínima 
requerida para criar ou quebrar a ligação 
Estruturas dos sólidos: De que depende? 
• Formas com que os átomos se organizam 
• Classificação dos tipos de organização: 
molecular 
cristalina 
vítrea 
 
Arranjos atômicos 
 
Os arranjos das estruturas moleculares, que formam a 
microestrutura da matéria são diferentes a cada fase ou 
estado. 
Sólidos = as moléculas estão muito próximas, mantêm-se no 
lugar pelas forças de atração e coesão. 
Pode-se obter um líquido a partir de um sólido, pela 
diminuição das forças de atração ou de coesão. 
Um gás é obtido pela supressão da quase totalidade das 
forças de atração ou de coesão. 
 
Arranjos atômicos 
 
Nos sólidos a disposição geométrica regular das moléculas 
no conjunto da massa caracteriza o estado cristalino. 
Disposição irregular das moléculas caracteriza o estado 
amorfo. 
Um corpo cristalizado é anisotrópico, isto é, as suas 
propriedades variam segundo a direção em que são medidas. 
Os metais possuem estrutura cristalina. 
Sólidos cristalinos 
• ordem 
• simetria 
• repetição de formas 
geométricas 
– tipo de ligação química 
– tamanho dos íons 
• estáveis 
• planos de clivagem 
– preferenciais de ruptura 
• anisotrópicos 
• iônicos ou covalentes 
– alto ponto de fusão 
– resistentes 
– duros 
CÉLULA UNITÁRIA 
(unidade básica repetitiva da estrutura tridimensional) 
Célula Unitária 
Os átomos são representados como esferas rígidas 
ESTRUTURA CRISTALINA DOS 
METAIS 
• Como a ligação metálica é não-direcional não há 
restrições quanto ao número e posições dos vizinhos 
mais próximos. 
• Então, a estrutura cristalina dos metais têm 
geralmente um número grande de vizinhos e alto 
empacotamento atômico. 
• Três são as estruturas cristalinas mais comuns em 
metais: Cúbica de corpo centrado, cúbica de face 
centrada e hexagonal compacta. 
SISTEMA CÚBICO 
SIMPLES 
 Apenas 1/8 de cada 
átomo cai dentro da 
célula unitária, ou seja, a 
célula unitária contém 
apenas 1 átomo. 
 Essa é a razão que os 
metais não cristalizam na 
estrutura cúbica simples 
(devido ao baixo 
empacotamento atômico) 
Parâmetro de rede 
a 
EST. CÚBICA DE CORPO CENTRADO 
Para a estrutura ccc o número de coordenação é 8 
1/8 de átomo 
1 átomo inteiro 
Sólidos cristalinos 
• moleculares 
– moles 
– baixo ponto de fusão 
– > expansão térmica 
– > nível de cristanilidade, > resistência 
mecânica 
– Ex: polietileno de alta e baixa densidade 
polietileno 
Exemplos de arranjos cristalinos 
 > acomodação dos íons, > densidade 
 
 > no de planos cristalinos, > no de planos de clivagem 
 
 Estruturas cúbicas de face centrada e hexagonal compacta: > fatores de 
empacotamento (78 e 74%) 
Sólidos vítreos ou amorfos 
• ausência de: 
–ordem 
– simetria 
–ponto de fusão 
definido 
• balanço elétrico mal 
configurado 
• isotrópicos 
• menos estáveis 
• Ex. Pozolanas e vidros 
Cadeia básica: 
 Si O 
Modificadores: 
– Ca, Na, Fe, Al, .. 
cfme. Zachariesen 
Sólidos vítreos ou amorfos 
Pozolana – cinza volante 
Fases, soluções e dispersões 
• Fase: 
– parte homogênea 
– superfícies definidas 
– sistema heterogêneo 
– Ex. clínquer Portland 
 
• Solução 
– sistema homogêneo 
– soluto (dissolvido) 
– solvente (o que dissolve) 
• Dispersão 
– solução de 2 fases 
• gel 
• pasta 
• emulsão 
substâncias imiscíveis 
• espumas 
Importância dos Defeitos 
• porosidade 
– fator água/cimento 
– fator água/gesso 
• fissuras 
• falhas cristalinas 
– Principal causa de 
problemas em metais 
• < Rmec, > deform., > 
reatividade, > corrosão 
 
0
0.25
0.5
0.75
1
0 5 10 15 20 25
Volume de Poros (%)
R
e
s
is
tê
n
c
ia
 R
e
la
ti
v
a
 
(Neville, 1983)