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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 
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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. 
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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. 
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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 
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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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