O Átomo e Ligações Químicas Alunos (1 estágio-ufcg)

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Universidade Federal de Campina Grande 
Unidade Acadêmica de Engenharia 
Mecânica 
Materiais de Construção Mecânica I 
 
 
O Átomo e Ligações Químicas 
 
Prof. Ricardo Cabral de Vasconcelos 
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O ÁTOMO 
 ETIMOLOGIA 
 ÁTOMO= A+ TOMOS 
 A = negação; 
 TOMOS = partes. 
 ÁTOMO= Logo não há partes, não divisível 
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Ligação Química 
 O átomo não é indivisível. 
 átomo  núcleo circundado pela eletrosfera. 
Núcleo prótons e nêutrons. eletrosfera  elétrons 
 Cargas: prótons (+) elétrons (-) nêutrons (sem 
carga). 
 carga do elétron = 1,6 x 10-19 Coulombs. 
 massa do elétron = 0,0005 x massa do nêutro.n 
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O ÁTOMO 
 MODELOS 
 Dalton (1803) 
 Joseph John Thomsom (1898) 
 Rutherford (1911) 
 Niels Böhr (1913) 
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O Átomo de Dalton (1803) 
1. Toda matéria é composta por átomos; 
2. os átomos são indivisíveis; 
3. os átomos não se transformam uns nos outros; 
4. os átomos não podem ser criados nem destruídos; 
5. os elementos químicos são formados por átomos simples; 
6. os átomos de determinado elemento são idênticos entre si em 
tamanho, forma, massa e demais propriedades; 
7. átomos de elementos diferentes são diferentes entre si; 
8. toda reação química consiste na união ou separação de átomos; 
9. átomos iguais entre si se repelem e átomos diferentes se atraem; 
10. substâncias compostas são formadas por átomos compostos (as 
atuais moléculas); 
11. átomos compostos são formados a partir de elementos diferentes, 
em uma relação numérica simples. 
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O Átomo de Joseph John Thomsom (1898) 
 Descoberta dos elétrons. 
 Dividiu o átomo em duas partes distintas: 
 No núcleo, que era praticamente todo o volume do átomo, 
 existiam cargas positivas e as partículas neutras, 
 a massa do átomo era a massa destas partículas 
 Outra parte do átomo era composta de elétrons (cargas 
negativas) 
 que uniformemente distribuídos entre as positivas e neutras, 
 garantiam o equilíbrio elétrico, evitando o colapso da 
estrutura. 
 Os elétrons não seriam levados em conta, para 
a massa do átomo, por serem muito leves 
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O Átomo de Rutherford (1911) 
Os átomos seriam constituídos por um núcleo muito 
denso, carregado positivamente, onde se 
concentraria praticamente toda a massa. 
Ao redor desse centro positivo, ficariam os elétrons, 
distribuídos espaçadamente. 
Modelo do Sistema Solar 
O átomo teria um núcleo com diâmetro aproximado de 10-13cm 
e que o diâmetro do átomo seria cerca de 100000 vezes maior. 
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O Átomo de Niels Böhr (1913) 
 O elétron do átomo de H descreve órbitas circular ao redor do 
núcleo; 
 o elétron pode encontrar-se em uma série limitada de órbitas; 
 as órbitas foram chamadas por Böhr de estados estacionários e, 
portanto, diz-se que o elétron está em um estado estacionário; 
 as órbitas diferem pelos raios; 
 o elétron só pode ocupar as órbitas que tenham determinadas 
quantidades de energia; 
 um elétron que permanece em uma órbita não irradia energia; 
 a passagem de um elétron de uma órbita para outra supõe 
absorção ou emissão de energia, conforme o elétron se mova de 
uma posição menos energética para outra mais energética, ou 
vice-versa; 
 a energia é emitida ou recebida em forma de irradiação; 
 cada órbita é caracterizada por um número quântico (n), que pode 
assumir valores inteiros entre 1,2,3,... 
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Outras Contribuições 
 A Contribuição de Sommerfeld : 
 Órbitas elípticas no átomo. 
 O Parecer de Böhr : 
 A quantização do comportamento do elétron. 
 A Contribuição de Louis de Broglie : 
 Caráter partícula-onda, comportamento ondulatório. 
 O Princípio da Incerteza de Heisenberg (1926) : 
 Substituição do conceito de órbita pelo conceito de 
probabilidade de posição. Quanto maior a densidade 
eletrônica, maior a probabilidade de encontrarmos um 
elétron. 
 A Contribuição de Schrödinger : 
 Determinação matemática das órbitas. 
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Constituintes do Átomo 
 Prótons, Nêutrons e Elétrons 
 Quarks 
 são as partículas constituintes da matéria - 
nêutrons e os prótons; 
 são partículas maciças; 
 suportam uma fração de carga elétrica; 
 sempre se encontram combinados com outras 
partículas. 
 Existem 6 tipos de quarks: 
 up, down, top, botton, strange e charm; 
 apenas o up e o down, ocorrem nos prótons e 
nêutrons; 
 os demais só aparecem em partículas instáveis. 
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Outras partículas atômicas: 
 BARYONS - Hadrons que consistem de 3 
quarks 
 BOSONS - Partículas que suportam as forças 
físicas básicas 
 FERMIONS - Todas as partículas com spin 1/2 
ou 3/2. 
 Exemplos incluem leptons e baryons 
 GLUONS - Bosons que suportam intensas 
forças entre dois quarks. 
 GRAVITONS - Bosons que se supões suportar 
as forças gravitacionais. Estas partículas já 
vem sendo observadas. 
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Outras partículas atômicas: 
 HADRONS - Todas as partículas que são compostas 
pelos quarks. 
 LEPTONS - Partículas que foram encontradas fora 
do núcleo. Existem seis tipos de leptons: elétrons, 
múons, taus, e os respectivos neutrinos. 
 MÉSONS - Hadrons formados por um quark e 
antiquarks. 
 NEUTRINOS - Partículas sem carga elétrica e com 
nenhuma ou pouca massa 
 VECTOR MESONS - (Também chamados de W+, W- 
e Z bosons). Bosons que carregam fracas forças, 
responsáveis por alguns tipos de decaimentos 
radioativos. 
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 TAUS - São leptons mais pesados. Hoje estas 
partículas podem apenasser encontradas em 
partículas aceleradas e em raios cósmicos, 
embora fossem abundantes no início da 
formação do universo. 
 PHOTONS - Bosons que carregam força 
eletromagnética. São as partículas que 
compõe a luz. 
 MÚONS - Leptons que são menos pesados que 
os elétrons. Embora estas partículas existam 
desde os primeiros instantes da formação do 
universo, elas agora existem apenas em 
partículas aceleradas e raios cósmicos. 
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Ligação Química 
 um átomo grama contém 6,02 x 
10
23
 átomos 
 número de Avogadro = 6,02 x 1023 
 Número atômico = número de 
elétrons que circundam o núcleo 
de um átomo neutro = número de 
prótons no núcleo. 
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Ligação Química 
 São os elétrons, particularmente os mais 
externos que afetam a maior parte das 
propriedades de interesse em engenharia. 
 determinam as propriedades químicas; 
 estabelecem a natureza da ligação 
interatômica e, portanto, as características 
mecânicas e de resistência; 
 controlam o tamanho do átomo; 
 afetam a condutividade elétrica dos metais; 
 influenciam as características ópticas. 
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Números Quânticos 
 Os números quânticos servem para identificar 
um elétron. 
 A eletrosfera está dividida em sete camadas 
ao redor do núcleo. 
 São quatro os números quânticos: 
 Número Quântico Principal; 
 Número Quântico Secundário; 
 Número Quântico Magnético; 
 Número Quântico Spin. Camada K L M N O P Q 
n0 máx. elétrons 2 8 18 32 32 18 8 
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 Número Quântico Principal 
(n) 
 Indica o nível em que está 
o elétron. 
 Número Quântico 
Secundário (l) 
 Indica o subnível de 
energia do elétron e a 
forma do orbital desse 
elétron. 
 O orbital é a região mais 
provável de se encontrar 
um elétron. 
 Subníveis: 
 s – sharp; 
 p – principal; 
 d – diffuse; 
 f – fundamental. 
Camada K L M N O P Q 
n 1 2 3 4 5 6 7 
Subníveis s p d f 
l 0 1 2 3 
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 Número Quântico Magnético (m ou m
e
) 
 indica o orbital do elétron; 
 representando-se cada orbital por um quadrado ou círculo 
temos a Figura 1. 
 Número Quântico Spin (s ou m
s
) 
 relaciona-se com um possível movimento de rotação do 
elétron. Figura 2. 
Figura 1 
Figura 2 
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Subnível l m N0 de orbitais 
s 0 0 1 orbitais s 
p 1 -1 0 1 3 orbitais p 
d 2 -2 -1 0 1 2 5 orbitais d 
f 3 -3 -2 -1 0 1 2 3 7 orbitais f 
Quadro resumo 
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Considerações Importantes 
 Os elétrons são atraídos pelos prótons. 
 Os elétrons se distribuem em orbitais. 
 Níveis de energia bem definidos. 
 os elétrons não podem assumir níveis 
intermediários; 
 para trocar de nível, os elétrons tem 
que receber a energia exata que 
diferencia dois níveis. 
 O elétron tem comportamento duplo 
(partícula e onda). 
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Considerações Importantes 
 A energia é função da distância dos elétrons 
ao núcleo. 
 quanto mais perto do núcleo mais ligado o elétron; 
 quanto mais longe do núcleo menos ligado o elétron. 
 Sua posição não pode ser determinada com 
certeza, pode-se saber apenas a região mais 
provável (orbital). 
 Caso o elétron receba energia suficiente, ele 
será arrancado e se tornará um elétron livre. O 
átomo ficará ionizado. 
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Atrações Interatômicas 
 É desejável conhecer-se as atrações que 
mantém os átomos unidos nesses estados. 
 Fio de cobre, o qual contém, em cada grama, 
(6,02 x 10
23
) / 63,54 átomos. - As forças de 
atração que mantêm os átomos unidos são 
fortes, caso contrário, os átomos seriam 
facilmente separados, o metal se deformaria 
sob pequenas solicitações e as vibrações 
atômicas associadas à energia térmica 
provocariam a gaseificação dos átomos em 
temperaturas baixas. 
 Como no caso deste fio, as propriedades de 
qualquer material dependem das forças 
interatômicas presentes. 
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 Configuração estável através de um dos 
seguintes mecanismos: 
 recebendo elétrons; 
 perdendo elétrons; 
 compartilhando elétrons. 
 
 Ligações fortes: 
 iônica. 
 covalente. 
 metálica. 
 
 Ligações fracas: 
 Forças de Van Der Waals. 
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Espaçamento Interatômico 
Na distância de equilíbrio, a força de atração entre os íons é 
compensada pela força de repulsão entre as nuvens eletrônicas 
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Ligação Iônica 
 O Sódio tem apenas um 
elétron na última camada. 
Este elétron é fracamente 
ligado porque os outros 10 
elétrons blindam a atração do 
núcleo. 
 O Cloro tem 7 elétrons na 
última camada. Se adquirir 
mais um elétron forma uma 
configuração mais estável. 
Formada entre dois átomos que se ionizam. 
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Ligação Iônica 
 O Sódio perde um elétron e se ioniza, 
ficando com carga positiva (cátion). 
 O Cloro ganha o elétron e também se 
ioniza, ficando Negativo (ânion). 
 Os íons se ligam devido à atração 
Coulombiana entre cargas opostas. 
 Note a diferença entre o raio 
atômico e o raio iônico. 
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 Empilhamento de 
íons sem 
orientação 
preferencial - É 
não-direcional. 
 O empilhamento é 
governado pelo 
arranjo geométrico 
dos íons e pela 
necessidade de 
manter a 
neutralidade 
elétrica do sólido. 
 A magnitude é 
igual em todas as 
direções ao redor 
do íon. 
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Ligação Covalente 
 Gerada pelo compartilhamento de 
elétrons de valência entre os átomos. 
 Elétrons de valência são os elétrons dos 
orbitais mais externos. 
 Ex: Molécula de Cl
2
 
 Um elétron de cada átomo é compartilhado com o 
outro, gerando uma camada completa para ambos. 
Cl - Cl 
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UFCG/CCT/UAEM 45 
 A ligação covalente é direcional e forma ângulos bem definidos 
 
 Tem uma grande faixa de energias de ligação => pontos de fusão 
 Energias da ordem de centenas de kJ/mol 
 Ex: Carbono na estrutura do diamante 3550°C 
 Ex: Bismuto 270°C 
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Exemplo em polímeros 
 Etileno e Polietileno 
 Na molécula de etileno 
(C
2
H
4
), os carbonos 
compartilham dois pares 
de elétrons. 
 A ligação covalente 
dupla pode se romper em 
duas simples permitindo 
a ligação com outros 
“meros” para formar uma 
longa molécula de 
polietileno. 
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Ligação Metálica 
 Nos metais, existe uma grande 
quantidade de elétrons quase livres, os 
elétrons de condução, que não estão 
presos a nenhum átomo em particular. 
 
 Estes elétrons são compartilhados pelos 
átomos, formando uma nuvem eletrônica, 
responsável pela alta condutividade 
elétrica e térmica destes materiais. 
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Ligação Metálica 
 A ligação metálica é não direcional, 
semelhante à ligação iônica. 
 
 Na ligação metálica há compartilhamento 
de elétrons, semelhante à ligação 
covalente, mas o compartilhamento envolve 
todos os átomos. 
 
 As energias de ligação também são da 
ordem de centenas de kJ/mol. 
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Forças de Van Der Waals. 
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UFCG/CCT/UAEM 51 
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Bibliografia 
1. Van Vlack, L H., Princípio de Ciência 
e Tecnologia dos Materiais, Ed. 
CAMPUS Ltda, 1984. 
Ricardo Cabral de Vasconcelos 
UFCG/CCT/UAEM 54