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Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS ITEM 2 - ESTRUTURA ATÔMICA Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2. ESTRUTURA ATÔMICA 2.1 INTRODUÇÃO 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 2.3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS 2.4 A ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 2.6 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS 2.7 RESUMO DAS LIGAÇÕES 2.8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO 2.9 EXERCÍCIOS 2 Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.1 INTRODUÇÃO 3 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? IMPORTÂNCIA: A estrutura atômica dos átomos determina a natureza das ligações atômicas e define propriedades dos materiais. Propriedades: físicas, ópticas, elétricas, mecânicas, térmicas Ordem de grandeza da estrutura atômica 10-15 a 10-10 m • Antes de entender fenômenos que determinam propriedades nos materiais a partir da MICROESTRUTURA deve-se primeiramente entender a ESTRUTURA ATÔMICA e ESTRUTURA CRISTALINA Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS • 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 TEORIAS ATÔMICAS: Br Hg I Cd P Cu Dalton Thompson Rutherford Bohr Mecânico-ondulatório Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS JOHN DALTON 1803-1808 JOSEPH JOHN THOMSON (1887) Toda matéria é formada por átomos INDIVISÍVEIES e INDISTRUTÍVEIS: 1. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; 2. Os átomos de elementos diferentes têm massas diferentes; 3. Um composto utiliza uma combinação específica de átomos de mais de um elemento; 4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, porém trocam de parceiros para produzir novas substâncias. “Pudim de passas”: uma esfera positiva com e- na superfície 1. Primeira evidência experimental da estrutura interna dos átomos. 2. A carga elétrica total de um átomo seria nula, pois a carga negativa dos elétrons compensaria a carga positiva da esfera que os contém. Bola de bilhar Esse modelo foi descartado em 1908 por outra observação experimental feita por Ernest Rutherford Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS MODELO RUTHERFORD (1911) A maioria das partículas α atravessavam a lamina de platina e sofreram eventualmente um desvio muito pequeno, cerca de 1 em 20.000 sofria um desvio superior a 90º, e algumas poucas voltavam na direção da trajetória inicial. 1. Se o núcleo repele as partículas α (positivas) é porque o núcleo é positivo. 2. O núcleo é muito pequeno em relação ao átomo, por isso as partículas atravesssam facilmente 3. Modelo nuclear = um centro pontual muito denso de parga positiva (núcleo), envolvido por um volume muito grande de espaço quase vazio que continha os elétrons. 6 Posteriormente foi demonstrado que o núcleo átomo contém: prótons (+), neutrons (sem carga) 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS • Finalidade foi demosnstrar que existem espaços vazios dentro do átomo Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS MODELO BOHR (1913) Modelo adaptado de Rutherford, explica o espectro de linhas: 1. Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetória circulares (camadas ou níveis); 2. A posição de qualquer elétron está mais ou menos bem definida em termos do seu orbital; 3. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia; 4. Os elétrons girando numa órbita não perdem nem ganham energia tem energia estacionária; 5. Ao saltar de um nível para outro o elétron absorve energia, e ao retornar para o seu estado fundamental ele libera energia em forma de luz (fóton); 6. Um elétron quando perde energia e retorna, não pode ocupar uma órbita com energia menor a da órbita de seu estado fundamental (estácionaria); 7. A energia do elétron aumenta a medida que ele se afasta do núcleo. 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 7 O modelo de Bohr foi considerado como tendo algumas limitações significativas, devido à incapacidade em explicar vários fenômenos envolvendo os elétrons. Posteriormente estenderam o modelo atômico de Bohr a órbitas elípticas Energia de óbitas em aumento Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS MODELO BOHR (1913) - Níveis ou estados de energia 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 8 • As energia dos elétrons são quantizadas aos elétrons só são permitidos valores de energia específicos. • A energia do elétron pode mudar: realizar um salto quântico para um estado de energia permitido mais elevado (com absorção de energia) ou; para um estado de energia permitido mais baixo (com a emissão de energia). Três primeiros estados de energia eletrônicos para o Hidrogênio de Bohr O modelo de Bohr representou uma tentativa precoce de descrever os elétrons nos átomos, em termo tanto da posição (orbitais eletrônicos) quanto da energia (níveis de energia quantizados). Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS Modelo mecânico-ondulatório 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 9 P ro b a li d a d e Modelo de Bohr Modelo mecânico- ondulatório Distância do núcleo Núcleo Elétron orbital distribuição de probabilidades, ou uma nuvem eletrônica. • O e- possui catacterísticas tanto de uma onda como de uma partícula. • Um e- não é mais tratado como uma partícula que se move em um orbital discreto; em lugar disso, • A posição do e- é considerada como a probabilidade de um elétron estar em vários locais ao redor do núcleo. • Pode-se determinar a probabilidade relativa de encontrar o elétron numa certa região ao redor do núcleo. Contrapôs as órbitas circulares de Bohr. A posição é descrita por uma distribuição de probabilidade, ou uma nuvem eletrônica Comparação do modelo de Borh e mecânico-ondulatório para o átomo de H Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 10 Elétrons (e-): • São atraídos pelos prótons • 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 ou perder energia exata que diferencia dois níveis. A energia é função da distância dos elétrons ao núcleo • Quanto mais perto do núcleo mais ligado o elétrons; • Quanto mais longe do núcleo menos ligado. Se o elétron recebe energia suficiente, ele é arrancado, se torna um elétron livre e o átomo é ionizado Estados de energia eletrônicos para as três primeiras camadas do átomo de H segundo o modelo mecânico-ondulatório Modelo mecânico-ondulatório Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 11 ÁTOMO NÚCLEO ELETROSFERA PRÓTON carga = +1,602x10-19 C massa = 1,67x10-27 kg NEUTRON carga = 0 massa = 1,67x10-27 kg ELÉTRON carga = -1,602x10-19 C massa = 9,11x10-31 kg CONCEITOS: • NÚMERO ATÔMICO (Z) é o número de prótons no núcleo (1H e 92u) • MASSA ATÔMICA (A) é a soma das massas dos prótons e nêutrons do núcleo de um átomo • PESO ATÔMICO (u) corresponde à média ponderada das massas atômicas dos isótopos do átomo que ocorrem naturalmente• UNIDADE DE MASSA ATÔMICA usada para calcular o peso atômico. Definida como o equivalente a 1/12 da massa atômica do isótopo mais comum do carbono (12C). • ISÓTOPOS nº de prótons iguais e diferentes nº de neutrons • ISÓBAROS nº de massa iguais e diferentes nº atômicos • ISÓTONOS nº de nêutrons iguais 2.3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 12 2.3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS Núcleo contendo Prótons: dão o número atômico Neutrons: dão o número isotópico NA = Número de Avogadro Melétron = 0,91x10 -27 g Mpróton = 1822 Melétron Praticamente toda a massa do átomo está no núcleo. Elétrons: responsáveis pelas ligações atômicas Em um grama de prótons teremos: Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 13 2.3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS Massa Atômica e seus Isótopos • O número atômico e a massa atômica sempre são números inteiros, mas com o peso atômico isso não acontece. Por que? O peso atômico de um elemento químico é baseada na média ponderada das massas de seus isótopos em unidades de massa atômica (u). Então, o peso atômico é uma média dos diversos isótopos que existem na natureza sendo levado em consideração a sua quantidade existente. Na natureza há dois tipos de cobre (com massas diferentes): • 69,09% de cobre (A=63), com massa atômica = 62,93u • 30,91% de cobre (A=65), com massa atômica = 64,93u Exemplo: Cobre: Peso atômico = 63,546 u Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 14 2.3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS O ferro tem 4 isótopos naturais: 54Fe, 56Fe, 57Fe e 58Fe, com uma abundância de 5,845%, 91,754%, 2,119% e 0,282% respectivamente. Qual é o peso atômico do Fe? • 54Fe = 5.845% de ferro (A=54), com massa atômica = 53.9396105 • 56Fe = 91,754% de ferro(A=56), com massa atômica = 55.9349375 • 57Fe = 2,119% de ferro (A=57), com massa atômica = 56.9353940 • 58Fe = 0,282% de ferro (A=58), com massa atômica = 57.9332756 55,845 u Massa Atômica e seus Isótopos Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 15 2.3 A ESTRUTURA DOS ÁTOMOS Massa Atômica e seus Isótopos Exercício: 1. A prata tem dois isótopos, um com 60 nêutrons (abundância percentual = 51,839%) e o outro com 62 nêutrons. • Quais os valores de massas atômicas (números de massa) e os símbolos desses isótopos? • Qual é a abundância do isótopo com 62 nêutrons? Estratégia: Lembre-se de que a massa atômica é a soma do número de prótons e nêutrons. O símbolo é escrito como 𝑋𝑍 𝐴 , onde X é o símbolo do elemento. As abundâncias percentuais de todos os isótopos devem somar 100%. Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 16 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.1 Números quânticos Usando a mecânica ondulatória, cada elétron em um átomo é caracterizado por quatro parâmetros conhecidos como números quânticos. O tamanho, a forma e a orientação espacial da densidade de probabilidade de um elétron são especificados por três desses números quânticos. Números quânticos • NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) • NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l) • NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml) • NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO DE SPIN (ms) Estados de energia eletrônicos para as três primeiras camadas do átomo de H segundo o de Bohr e o modelo mecânico-ondulatório • Os níveis energéticos de Bohr se separaram em subcamadas eletrônicas e os números quânticos definem o número de estados em cada subcamada. • Somente o número quântico está associado ao modelo de Bohr (relacionado à distância de um e- ao núcleo, ou a sua posição). Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 17 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.1 Números quânticos NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n): Está relacionado à distância de um elétron ao núcleo, ou à sua posição. • Os orbitais são especificados por um número quântico principal, n, que pode assumir valores inteiros a partir da unidade; • Os orbitais podem ser designados pelas letras K, L, M, N, O, e assim por diante, que correspondem, respectivamente a, n = 1, 2, 3, 4, 5, ... (Tabela) • n é responsável pela determinação da energia do elétron, do tamanho do orbital ocupado pelo elétron e da distância do orbital ao núcleo. A distância média do orbital 7s ao núcleo é maior que a distância do orbital 1s ao núcleo. Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 18 NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l): define a subcamada, que é identificada por uma letra minúscula - s, p, d, f; está relacionado à forma da subcamada eletrônica • O orbital s tem o formato esférico e o p tem o formato de halteres ou oito, etc. • Valores de l: 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), ... (n-1). 2.4.1 Números quânticos Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 19 NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml): fornece informações sobre a orientação de um orbital no espaço. • Este número quântico pode assumir valores: 𝑚𝑙 = 𝑙, 𝑙 − 1, … , −𝑙 Para a subcamada s existe um único estado energético, enquanto para as subcamadas p, d e f existem, respectivamente, três, cinco e sete estados de energia. 2.4.1 Números quânticos Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml): 𝑚𝑙 = 𝑙, 𝑙 − 1, … , −𝑙 Para a subcamada s existe um único estado energético, enquanto para as subcamadas p, d e f existem, respectivamente, três, cinco e sete estados de energia. Por exemplo, para uma subcamada d (l = 2), m pode ser igual a -2, -1, 0, +1 ou +2, cinco valores que correspondem aos cinco orbitais da subcamada d. 2.4.1 Números quânticos Arranjo das camadas, subcamadas e orbitais em um átomo e os números quânticos correspondentes. Em química é comum usar x, y e z para o arranjo dos elétrons. 20 Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 21 NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l): 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.1 Números quânticos Quatro orbitais d possuem quatro lobos; sendo um ligeiramente diferente. Existem 3 orbitais p de mesma energia que ficam ao longo de três eixos perpediculares. Orientação espacial nos eixos x, y e z. Três orbitais s de energia mais baixa Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 22 NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l): 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.1 Números quânticos Os sete orbitais f de uma camada (com l = 3) possuem aparências complexas As cores mais escuras corresponde ao lobo positivo e a cor mais clara, ao lobo negativo. Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 23 NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO DE SPIN (ms): especifica as duas condições permitidas para um elétron girar em torno de seu próprio eixo. As direções são no sentido horário e anti-horário: Um elétron tem a propriedade de spin. O número quântico ms descreve o spin, que pode ter um de dois valores. 2.4.1 Números quânticos Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 24 2.4.1 Números quânticos Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS E n e rg ia 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 25 2.4.1 Números quânticos Estrutura eletrônica do H Número quântico prinipal, n • No estado fundamental está no menor nível de energia, em que n = 1 orbital 1s. • O e- do H no estado fundamental é descrito por quatro números quânticos: 𝑛 = 1𝑙 = 0 𝑚𝑙 = 0 𝑚𝑠 = + 1 2 𝑜𝑢 − 1 2 s Em um determinado estado, os três números quânticos do elétron de um átomo de hidrogênio são 𝑛 = 4, 𝑙 = 2 e 𝑚𝑙 = −1. Em que tipo de orbital esse elétron está localizado? Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 26 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Princípio da construção CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA: descreve o modo com o qual os elétrons estão arranjados nos orbitais do átomo. Princípio da exclusão de Pauli • Dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado orbital. Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar emparelhados • Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de número quântico magnético de spin, ms Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 27 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Princípio da exclusão de Pauli • O Hidrogênio tem, no estado fundamental um e- no orbital 1s. • He (Z = 2), os dois e- estão em uma orbital 1s, descrito 1s2: • Os dois e- estão emparelhados • He tem camada fechada uma camada em que o número de e- é o máximo permitido pelo princípio da exclusão. • Li (Z = 3), tem 3 e-. Dois ocupam o orbital 1s e completam a camada n = 1. O terceiro e- ocupa o próximo orbital de mais baixa energia disponível , o 2s Configuração: um s um Configuração: um s dois Estado fundamental: 1s22s1 ou [He]2s1 • Os e- da camada mais externa são chamados elétrons de valência. Somente esses e- podem ser perdidos nas reações químicas forma íons Li+ Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 28 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Princípio da exclusão de Pauli • Berílio (Z = 4) O átomo de Be pode perder apenas seus e- de valência nas reações químcias: perde ambos os elétrons 2s para formar o íon Be2+. • Boro (Z = 5) • Carbono (Z = 6) • O sexto e- pode ficar junto ao anterior no orbital 2p ou deve ocupar um orbital 2p diferente? Os elétrons se repelem menos quanto mais longes uns dos outros ocupam orbitais p diferentes • Quando os elétrons estão em estados de energia mais altos do que os preditos pelo príncipio da construção, dizemos dizemos que ele está em um estado excitado. Ex.: a configuração eletrônica do C ([He]2s22p2) passa a ser após excitado: [He]2s12p3 Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 29 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Nível de energia Subnível Número máximo de elétrons 1s2 Diagrama de Linus Pauling Distribuição eletrônica de elétrons em átomos neutros Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 30 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Muitos elementos apresentam uma configuração eletrônica não estável. Valência da última camada geralmente não está completa Por quê? Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 31 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Todos os átomos dos elementros do grupo principal em um dado período têm uma camada de valência com o mesmo número quântico principal, que por sua vez, é igual ao número do período. • A camada de valência do Período 2 (do Li ao Ne) é a camada com n = 2. • Todos os átomos de um período têm o mesmo tipo de caroço e elétrons de valência com o mesmo número quântico principal: Os átomos do Período 2 têm caroço 1s2, semelhante ao He, e os elementos do Período 3 têm o caroço 1s22s22p6, semelhante ao neônio [Ne]. • Todos os átomos de um determinado grupo têm configurações de elétrons de valência análogas, que só diferem no valor de n: Todos os membros do grupo 1, tem configuração de ns1, e todos os do Grupo 14/IV têm configuração ns2np2 Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 32 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 2.4.2 Configuração eletrônica dos elementos Exercícios: 1. Construa a configuração eletrônica do nitrogênio (Z = 7), utilizando o diagrama de caixas. 2. Construa a configuração eletrônica do oxigênio (Z = 8), utilizando o diagrama de caixas. 3. Prediga a configuração do átomo de magnésio (Z = 12) no estado fundamental. 4. Prediga a configuração do átomo de escândio (Z = 21) no estado fundamental. 5. Prediga a configuração do átomo de alumínio (Z = 13) ) no estado fundamental. 6. Prediga a configuração do átomo de bismuto (Z = 83) ) no estado fundamental. Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 33 2.4.3 Tabela Periódica e eletronegatividade 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS 1. As colunas verticais são os grupos. 2. As colunas mais altas (Grupos 1, 2 e 13/III até 18/VIII) grupos principais. 3. As linhas horizontais são os períodos 4. As quatro regiões retangulares são chamadas de blocos. Metal conduz eletricidade, tem brilho, é maleavel e dúctil. Não-metal não conduz eletricidade e não é maleável nem dúctil. Metaloide tem aparência e algumas propriedades de metal, mas se comporta como um não metal, dependendo das condições Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 34 2.4.3 Tabela Periódica e eletronegatividade ELETRONEGATIVIDADE: Intervalo de 0.7 a 4.0 Valores maiores: tendência a receber e-; Valores menores: tendência de ceder e-. LIGAÇÕES QUÍMICAS: Busca de um estado de mais baixa energia livre. Estabilidade de 8 (ou 2 elétrons na última camada). IMPORTÂNCIA: Definição de propriedades intrínsecas nos materiais. 2.4 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS • Grupo 16 e 17: Tem deficiência de 2 ou 1 e- para terem estruturas estáveis; • Grupo 1 e 2: Possuem 1 ou 2 e- em excesso em relação as estruturas estáveis. Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 35 2.5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 2.5.1 Introdução Importância • 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. Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 36 2.5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS TIPOS DE LIGAÇÕES FORTES: Para um elemento adquirir a configuração estável de 8 e- na última camada ele pode: (1) receber e- extras (2) ceder e- (3) compartilhar e- formando íons + ou - associação entre átomos Ligações Primárias Iônicas Metálicas Covalentes 2.5.1 Introdução Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 37 2.5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS LIGAÇÃO IÔNICA • Os elétrons de valência são transferidos entre átomos produzindo íons; • Forma-se com átomos de diferentes eletronegatividades (alta e baixa); • Elementos menos eletronegativos: cedem e- formam cátion; • Elementos mais eletronegativos: recebem e- formam ânions; • A energia de ligação é forte= 600- 1500 KJ/mol (por isso o PF dos materiais com esse tipo de ligação é geralmente alto) 11 17 Na+ Cl- Todos os átomos adquirem configurações estáveis ou de gás inerte e, além disso, uma carga elétrica tornam-se íons 2.5.2 LIGAÇÕES IÔNICAS Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 38 2.5 LIGAÇÕESPRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS Força de ligação de Coulomb Os íons positivos e negativos, em virtude das suas cargas elétricas resultantes, atraem-se uns aos outros. A magnitude das força de ligações atrativas obedece a Lei de Coulomb • Forças de ligação atrativas entre os átomos são de Colomb; isto é, • A ligação iônica é denominada não direcional. A atração é mútua em todas as direções; • Para que os materiais iônicos sejam estáveis (arranjo tridimensional), todos os íons positivos devem ter como vizinhos mais próximos íons negativos e vice-versa. 2.5.2 LIGAÇÕES IÔNICAS Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 39 2.5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 2.5.2 LIGAÇÕES IÔNICAS Propriedades de compostos iônicos • Sais e óxidos metálicos são tipicamente compostos iônicos; • Em materiais cerâmicos a ligação predominante é a ligação iônica; • A forte energia de ligação é responsável por: - Elevada dureza (se frágil) - 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. Pequeno fragmento de cloreto de sódio é um exemplo de sólido iônico exemplo de sólidos cristalinos Ciência dos Materiais - PPGE3M - EE - UFRGS 40 2.5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS 2.5.2 LIGAÇÕES COVALENTES COVALENTES • As configurações eletrônicas estáveis adquiridas pelo compartilhamento de elétrons entre os átomos adjacentes; • Forma-se com átomos que têm tendência em receber e- (átomos com alta eletronegatividade); • A ligação covalente é direcional, isto é, ocorre entre átomos específicos e pode existir apenas na direção dos átomos que partilham elétrons; • Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo em materiais poliméricos, e no diamante. O átomo de C possui 4 e- de valência pode adquirir configuração igual Ne O átomo de H possui um único e- de valência pode adquirir configuração igual He
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