2012 1_Aula 02 P&B_Ciência dos Materiais

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22/03/2012 
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Universidade de Brasília - UnB | Ciência dos Materiais | Prof. Claudio Henrique Pereira 
 
ENG AMBIENTAL – UnB 
Faculdade de Tecnologia 
Departamento de Engenharia Civil e Ambiental 
Aula 02 
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Estrutura e Ligações Atômicas 
Introdução: Estrutura Atômica 
• Porque estudar a estrutura atômica ? 
– As propriedades macroscópicas dos materiais 
dependem essencialmente do tipo de ligação entre 
os átomos. 
– O tipo de ligação depende fundamentalmente dos 
elétrons. 
– Os elétrons são influenciados pelos prótons e 
nêutrons que formam o núcleo atômico. 
– Os prótons e nêutrons caracterizam quimicamente 
o elemento e seus isótopos. 
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Átomo 
• Unidade básica da estrutura interna para nossos estudos 
de materiais; 
 
• Estrutura de um material pode ser dividida em 4 níveis: 
– Estrutura atômica; 
– Arranjo atômico, 
– Microestrutura; 
– Macroestrutura. 
 
• Arranjo dos átomos influenciam de maneira significativa 
as propriedades físicas e comportamento mecânico dos 
Materiais. 
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 Sub-atômico (Å) 
 Átomo 
 Atômico (nm - mm) 
 Moléculas e Cristais 
Conceitos Fundamentais 
• Átomo 
– Núcleo muito pequeno composto por prótons e 
neutrons. 
– Envolvido por elétrons em movimento. 
 
• Cargas elétricas 
– Elétrons: -1,60 * 10-19 C 
– Prótons: +1,60 * 10-19 C 
– Neutrons: neutro 
 
• Elétrons mantêm-se “ligados” ao núcleo por 
atração eletrostática. 
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Modelos simplificados de átomos 
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O átomo atual é um intrincado de partículas e 
subpartículas de cargas negativas e positivas iguais, 
ambas neutralizando a sua eletricidade. 
Conceitos Fundamentais 
• Massas 
– Prótons e neutrons: 1,67 x 10-27 kg 
– Elétron: 9,11 x 10 -31kg 
 
• Cada elemento químico é caracterizado pelo 
número de Prótons em seu núcleo 
– Número atômico (Z)‏ 
• Varia de 1 (hidrogênio) a 92 (urânio)‏ 
– Elementos que ocorrem naturalmente na natureza 
 
• Massa atômica (A)‏ 
– Soma das massas dos prótons e dos neutrons 
• Número de neutrons (N) pode ser diferente para um dado 
elemento. 
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Conceitos Fundamentais 
• Unidade de Massa Atômica (uma)‏ 
– 1 uma equivalente a 1/12 da massa atômica do 
isótopo mais comum do carbono. 
 
• Peso atômico ou peso molecular 
– Pode ser especificado: 
• uma por átomo 
• massa por mol 
• Mol = 6,023 x 1023 átomo ou molécula 
 
Exemplo: 
- Peso atômico do ferro 
– 55,85 uma/átomo ou 55,85 g/mol. 
7 
Elétrons – Modelos Atômicos 
• São os eletrons, particularmente, os mais 
afastados no núcleo que afetam a maioria das 
propriedades de interesse da engenharia: 
 
– “eles determinam as propriedades químicas; 
estabelecem a natureza das ligações interatômicas 
e, consequentemente, as características mecânicas 
e de resistência; controlam o tamanho do átomo e 
afetam a condutividade elétrica dos materiais; e 
influenciam as características óticas”. 
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Modelo Atômico de BOHR 
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Em 1913, Niels Bohr desenvolveu 
um modelo que apresentava concordância 
quantitativa precisa com alguns dos dados eletroscópios. 
 Precusores da mecânica quântica 
 Modelo Atômico de BOHR 
▪ Elétrons orbitam ao redor do núcleo atômico em 
 orbitais distintos. 
Elétrons – Modelos Atômicos 
• Outro princípio-mecânico: 
 
– Energias dos elétrons estão quantizadas 
• ao eletron só é permitido possuir valores de energia 
específicos. 
• níveis ou estados energéticos 
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Comparação: 
Modelo de BOHR e Mecânico-ondulatório 
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Comparação entre os modelos atômicos de 
(a) Bohr e (b) mecânico-ondulatório em 
termos de distribuição eletrônica. 
 Modelo Mecânico-Ondulatório 
 Elétron é considerado como tendo 
características tanto de uma onda 
como de uma partícula. 
▪ Posição do elétron é descrita por uma 
distribuição de probabilidades ou por 
uma nuvem eletrônica. 
Números Quânticos 
• Életrons respeitam níveis ou grupos quânticos, 
assim como dentro destes níveis, estão sujeitos 
a subníveis ou subgrupos específicos. 
 
• Cada elétron em um átomo é caracterizado por 
quatro parâmetros, chamados de números 
quânticos. 
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Números Quânticos 
• Números quânticos principais (n)‏ 
– Estrutura de níveis ou camadas principais 
• K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), O (n = 5),P (n = 
6),Q (n = 7)‏ 
• Sentido crescente de energia. 
• Relacionado à distância de um elétron até o núcleo. 
 
• Segundo número quântico (l)‏ 
– Forma da Subcamada (s,p,d, f)‏ 
• s = 2 életrons 
• p = 6 elétrons 
• d = 10 elétrons 
• f = 14 elétrons. 
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Números Quânticos 
• Terceiro número quântico (m)‏ 
– Número de estados energéticos em cada 
subcamada 
• S = 1 estado energético 
• P = 3 estados energéticos 
• D = 5 estados energéticos 
• F = 7 estados energéticos. 
 
• Quarto número quântico (ms)‏ 
– Momento de spin (momento de rotação)‏ 
• (+1/2; -1/2)‏ 
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Números de Estados eletrônicos disponíveis em 
algumas camadas e subcamadas eletrônicas 
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Diagrama completo de níveis 
energéticos 
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Configurações Eletrônicas 
• Princípio de exclusão de Pauli 
– Conceito quântico-mecânico 
– Cada estado eletrônico pode comportar um 
número máximo de dois elétrons, os quais devem 
possuir valores de spin opostos. 
 
• Para a maioria dos átomos 
– Os elétrons preenchem os estados energéticos 
mais baixos possíveis nas camadas e subcamadas 
eletrônicas, dois elétrons por estado. 
– Quando todos os elétrons ocupam as menores 
energias possíveis 
• Estado fundamental. 
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Configurações Eletrônicas 
• Configurações eletrônicas 
– Representa a maneira segundo a qual esses 
estados são ocupados; 
– Notação convencional 
• Número de elétrons em uma subcamada é indicado por 
um índice sobrescrito após a designação da camada e 
subcamada. 
 
Exemplos: 
– Hidrogênio: 1s1 
– Hélio: 1s2 
– Sódio:1s2 2s2 2p6 3s1 
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Listagem das configurações eletrônicas esperadas 
para alguns elementos comuns 
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Valência do Átomo 
• Valência de um átomo 
– Relacionada com a habilidade do átomo para 
entrar em combinação química com outros 
elementos; 
– Elétrons de valência 
• Aqueles que ocupam a camada preenchida mais externa 
chamada camada de valência; 
– Muitas das propriedades físicas e químicas dos 
sólidos são baseadas nos elétrons de valência. 
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Valência do Átomo 
• Alguns átomos 
– Configurações eletrônicas estáveis 
• Estados dentro da camada eletrônica mais externa ou 
camada eletrônica de valência estão conmpletamente 
preenchidos; 
• Em geral, isso corresponde somente à ocupação dos 
estados s e p para a camada mais externa por um total 
de oito elétrons 
– Neônio, o argônio e o criptônio 
• Exceção 
– Hélio: apenas dois elétrons 1s 
• Esses elementos (Ne, Ar, Kr e He) são os gases inertes, ou 
gases nobres, que são virtualmente quimicamente não 
reativos. 
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Valência do Átomo 
• Em geral, os átomos tendem a buscar um arranjo 
altamente estável de 8 elétrons na camada de valência, 
mesmo que deixem de ser elétricamente neutros. 
 
– Átomos de baixa valência (≤ 3 elétrons) tendem a 
perder seus elétrons da camada de valência; 
– Átomos de 5, 6 e 7 elétrons na última camada tendem a 
receber elétrons; 
– Átomos de valência 4 tendem a compartilhar elétrons. 
 
• Dependendo destes mecanismos 
– Diferentes tipos de ligações entre os átomos 
• Influencia na maior parte das propriedades do 
material. 
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Tabela Periódica 
• Elementos classificadosna tabela periódica de 
acordo com sua configuração eletrônica; 
– Posicionados em ordem crescentes de número 
atômico; 
• Sete fileiras horizontais 
– Períodos 
• Elementos localizados em uma dada coluna ou grupo 
possuem estruturas dos elétrons de valência 
semelhantes 
– Propriedades químicas e físicas semelhantes. 
• Propriedades variam gradualmente e sistematicamente, 
mudando no sentido horizontal ao longo de cada 
período. 
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Tabela Periódica dos elementos 
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Tabela Periódica 
• Maioria dos elementos se enquadram na 
categoria de metais 
– Elementos eletropositivos 
• Capazes de ceder seus poucos elétrons de valência para 
se tornarem íons carregados positivamente. 
 
• Elementos situados no lado direito da tabela 
periódica 
– Elementos eletronegativos 
• Aceitam elétrons prontamente para formar íons 
negativamente carregados. 
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Tabela Periódica 
• Regra geral 
 
– Eletronegatividade aumenta ao se deslocar da 
esquerda para a direita e de baixo para cima na 
tabela. 
 
– Átomos apresentam maior tendência a aceitar 
elétrons se suas camadas mais externas estiverem 
quase totalmente preenchidas, e se estiverem 
menos 'protegidas” do núcleo. 
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Estrutura do Átomo 
• Massa está concentrada no núcleo 
 
• Núcleo ocupa pequena parte do volume total 
do átomo 
 
• Eletrosfera ocupa a maior parte do volume 
 
• Eletrosfera tem pouca massa 
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 Ligações Atômicas 
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Forças e Energias de Ligação 
• Princípios das ligações atômicas 
– Interação de dois átomos isolados 
• Colocados em proximidade a partir de uma separação 
infinita. 
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Compreensão de muitas das 
propriedades físicas dos materiais 
está baseada no conhecimento 
das forças interatômicas que unem 
os átomos. 
 
Forças e energias de Ligação 
• Grandes distâncias 
– Interações desprezíveis. 
 
 
• A medida que se aproximam 
– Cada um exerce forças sobre o outro 
• Fa = Força atrativa 
• Fr = Força repulsiva 
– Magnitude delas depende da distância interatômica. 
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Forças e energias de Ligação 
• Fa (Força atrativa) depende: 
– Tipo específico da ligação; 
– Distância interatômica. 
 
• Camadas eletrônicas mais externas começam a 
se sobrepor 
– Intensa força repulsiva: Fr 
31 
 Fl = Força líquida 
 Soma das componentes de atração e repulsão 
(Fl = Fa + Fr) 
Dependência das forças repulsiva, atrativa e líquida em 
relação a separação interatômica para dois átomos 
isolados 
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Forças e energias de ligação 
• Quando Fa e Fr se anulam 
 
Fa + Fr = 0 
 
 
– Estado de equilíbrio: 
• Centro dos dois átomos irão permanecer separados pela 
distância de equilíbrio ro 
 
• Para muitos átomos ro = 0,3nm 
33 
Forças e energias de ligação 
• Algumas vezes é mais conveniente trabalhar 
com a energia potencial entre os dois átomos 
em lugar das forças 
 
El = Ea +Er 
 
 
– El = Energia líquida 
– Ea = Energia atrativa 
– Er = Energia repulsiva 
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Forças e energias de ligação 
• Energias potenciais atrativa, repulsiva e líquida 
– Função da separação interatômica para dois 
átomos. 
 
• Curva da Energia potencial líquida 
– Soma das outras duas; 
– Apresenta um vale ou depressão da energia 
potencial ao redor do seu mínimo 
– Distância de equilíbrio (ro)‏ 
• Corresponde à distância de separação no ponto mínimo 
da curva para a energia potencial. 
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Dependência das energias repulsiva, atrativa e líquida 
em relação à separação interatômica para dois átomos 
isolados 
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Forças e Energias de Ligação 
• Energia de ligação (Eo)‏ 
– Corresponde à energia nesse ponto mínimo; 
– Representa a energia que seria necessária para 
separar esses dois átomos até uma distância de 
separação infinita. 
 
• Situação ideal 
– Envolve dois átomos 
 
• Situação mais complexa 
– Materiais sólidos 
– Interações de energia entre muitos átomos 
– Energia de ligação, análoga a Eo, pode estar associada a 
cada átomo. 37 
Forças e Energias de Ligação 
• Magnitude dessa energia de ligação e a forma 
da curva de ligação 
– Variam em função de material para material e 
ambas dependem da ligação atômica. 
 
– Exemplos: 
• Materiais com grande energia de ligação 
– Temperatura de fusão elevada; 
• Inclinação da curva ingreme 
– Material relativamente rígido; 
• Inclinação menos íngreme 
– Material mais flexível. 
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Forças e Energias de ligação 
• Três tipos de ligações primárias podem ser 
encontradas nos sólidos (Ligações Fortes) 
– Ligação Iônica 
– Ligação Covalente 
– Ligação Metálica 
• Natureza da ligação depende das estruturas 
constituíntes dos átomos envolvidos. 
 
• Forças secundárias ou físicas 
– São mais fracas que as primárias, mas influenciam 
as propriedades físicas dos materiais. 
39 
Ligações interatômicas Primarias: 
 Ligação iônica 
• Ligação iônica 
– Atração entre íons de carga elétrica contrária 
(íons positivos – cátions e íons negativos – ânions)‏ 
– Forças coloumbianas 
– Ligação forte. 
 
• Buscar alcançar valor estável de 8 elétrons na 
camada de valência 
– Átomos metálicos podem perder elétrons; 
– Átomos não-metálicos podem ganhar elétrons. 
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Ligações Interatômicas Primarias: 
 Ligação iônica 
• Cloreto de sódio (NaCl)‏ Material iônico clássico 
– Sódio pode assumir a estrutura eletrônica do 
neônio (e uma carga líquida positiva unitária) pela 
transferência do seu único elétron de valência 3s 
para um átomo de cloro. 
41 
 Íons cloro adquirem carga 
líquida negativa e uma 
configuração idêntica ao 
argônio. 
Ligações Interatômicas Primárias: 
 Ligação iônica 
• Ligação preponderantes nos materiais 
cerâmicos: 
 
– Ruptura frágil; 
– Condutividade baixa; 
– Temperaturas de fusão elevadas; 
– Material duro e quebradiço. 
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Ligações Interatômicas Primárias: 
 Ligação covalente 
• Ligação Covalente: 
 
– Ligação forte; 
– Busca em atingir o arranjo 
estável de 8 elétrons na 
camada de valência 
• Compartilhamento de elétrons 
entre átomos adjacentes. 
43 
 Aproximação muito intensa entre elementos 
químicos que vão combinar 
▪ Alguns elétrons da camada de valência de um átomo 
circundem o núcleo do outro 
▪ Elétrons compartilhados pertencem aos dois átomos. 
Ligações Interatômicas Primárias: 
 Ligação covalente 
• Ligação covalente é direcional 
– Ocorre entre átomos específicos e pode existir 
somente na direção entre um átomo e o outro 
que participa do compartilhamento de 
elétrons. 
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M
o
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cu
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m
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s 
d
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Diamante 
(sólidos elementar) 
 
 Ligados covalentemente 
 Moléculas elementares de não-metais 
(H2, F2, Cl2, etc.); 
 Moléculas contendo átomos diferentes 
(CH4, H2O, HNO, etc.); 
 Sólidos elementares (diamante, silício e germânio); 
 Compostos sólidos com elementos localizados no lado 
direito da tabela periódica (GaAs, InSb, SiC). 
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Ligações Interatômicas Primárias: 
 Ligação covalente 
• Materiais ligados Covalentemente 
– Pouco dúcteis e baixa condutividade elétrica; 
– Materiais cerâmicos, semicondutores e polímeros 
• Totalmente ou parcialmente constituído por ligações 
covalentes. 
 
• Poucos compostos exibemligações de caráter 
exclusivamente iônico ou covalente 
– Grau de cada tipo de ligação depende de sua 
diferença de eletronegatividade 
• Maior diferença de eletronegatividade 
 Mais iônica a ligação. 
45 
Ligações Interatômicas Primárias: 
 Ligação Metálica 
• Ligação metálica 
– Encontrada nos metais e suas ligas; 
– Metais possuem um, dois ou três elétrons de valência; 
• Liberação desses elétrons para formação de uma 
“nuvem” de elétrons ao redor dos átomos. 
 
• Átomos restantes tornam-se íons positivos 
– Desbalanceamento elétrico 
• Núcleo maior quantidade de cargas positivas do que 
suas eletrosferas; 
– Núcleos dos átomos carregados positivamente pemanecem 
unidos formando uma rede de átomos 
• Atração mútua entre os átomos e a nuvem eletrônica. 
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Ligações Interatômicas Primárias: 
 Ligação Metálica 
• A ligação é não-direcional 
– Átomos presos na “nuvem” 
eletrônica não são fixados em 
uma única posição. 
 
• Metais 
– Bons condutores de calor e 
eletricidade 
• Elétrons livres; 
– Boa ductilidade 
• Sob tensão, quando os átomos 
são forçados a mudar a relação 
que têm entre si, simplesmente 
a direção da ligação é alterada. 47 
Ligação metálica entre dois átomos de sódio 
Ligações Secundárias ou Ligações 
de Van der Walls 
• Ligações fracas em relação as ligações 
primárias 
– Princípio das ligações secundárias 
• Atração entre cargas opostas (coloumbianas)‏ 
– Depende das distribuições assimétricas de cargas positivas e 
negativas 
» Dipolo 
• Energia de ligação 
– Ordem de 10 KJ/mol 
 
• Tipos: 
– Moleculas polares; 
– Dipolos induzidos; 
– Ponte de hidrogênio. 48 
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Ligações Secundárias 
Moléculas Polares 
• Moléculas que apresentam um 
desbalanceamento elétrico 
– Centro da carga positiva não coincide com o centro 
da carga negativa; 
– Assimetria da molécula no tocante a configuração 
das cargas elétricas 
• Dipolo elétrico 
– Ligação intermolecular se dá pela atração 
eletrostática entre as extremidades positivas e 
negativas de cada molécula polar. 
49 
Exemplo de molécula polar - HF 
50 
O ácido fluorídrico (HF) se ioniza conforme a equação: 
HF → H+ + F- 
Esse ácido se classifica como semiforte 
(menos de 50% de suas moléculas ionizadas) 
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Ligações Secundárias 
Dipolos Induzidos 
• Moléculas inicialmente simétricas que, por 
alguma razão, sofrem polarização momentânea 
 
 
 
 
– Formação de dipolos 
• Atração eletrostática. 
– Alteração momentânea da simetria elétrica 
• Decorrente do movimento ao acaso dos elétrons e da 
vibração atômica. 
– Atração é fraca porém não desprezível 51 
Ligações Secundárias 
Ponte de hidrogênio 
• Caso particular de atração por moléculas polares 
 
– Carga positiva do núcleo do átomo de hidrogênio de 
uma molécula é atraída pelos elétrons de valência das 
moléculas adjacentes 
– Exemplo mais difundido: água 
– Mais forte das ligações secundárias 
• Energia de ligação de aproximadamente 30KJ/mol; 
– Influência das pontes de hidrogênio podem ser 
percebidas na água 
• Tensão superficial; 
• Viscosidade; 
• Fenômenos de sorção. 
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Esquema ilustrativo da atração das 
moléculas de água: Pontes de Hidrogênio 
53 
Resumo dos principais tipos de ligações 
químicas 
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Tipos predominantes de ligação em função 
do tipo de material 
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