Ciência dos materiais UFRGS prof Angela Kasper - PROVAS, SLIDES E LISTAS RESOLVIDAS

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CIÊNCIA DOS 
MATERIAIS A
Programa
Nº. de créditos: 04
Carga horária semanal: 04 horas/aula
Súmula: Introdução à ciência dos materiais. Estrutura
atômica e cristalina; microestrutura e propriedade de
materiais; Degradação dos materiais.
Objetivo: Apresentar um embasamento teórico para
o conhecimento científico e tecnológico sobre Ciência
dos Materiais.
Aula Data Assunto
1 28/03
Apresentação dos objetivos da disciplina, organização das 
atividades do semestre / a origem dos elementos
2 30/03
Por que estudar ciência dos materiais / a atmosfera terrestre/ 
Estrutura atômica 
3 04/04 Tabela periódica / Ligações químicas
4 06/04 Estrutura cristalina
5 11/04 Estrutura cristalina / Planos cristalinos
6 13/04
7 18/04 Planos cristalinos
8 20/04 Estrutura cristalina polímeros
9 25/04 Imperfeições em sólidos
10 27/04 Defeitos
11 02/05 Difusão 
12 04/05 Prova 1
13 09/05 Diagrama de fases
14 11/05 Liga Fe-C
15 16/05 Liga Fe-C
16 18/05 Relação estrutura x propriedades deformação elástica
17 23/05 Deformação plástica
18 25/05 Propriedade polímeros e cerâmicos
19 30/05 Dureza e fadiga
20 01/06 Fluência, impacto e fratura
21 06/06 Propriedades elétricas e térmicas
22 08/06 Propriedades óticas e magnéticas
23 13/06 Prova 2
24 20/06 Processamento térmico dos metais
25 22/06 Processamento de cerâmicos
26 27/06 Processamento de polímeros
27 29/06 Reciclagem polímeros
28 04/07 Corrosão - introdução e pilhas
29 06/07 Corrosão - formas
30 11/07 Corrosão - proteção
31 13/07 Seleção materiais
32 18/07 Prova 3
33 20/07
34 25/07 Recuperação
35 27/07
36 01/08 Exame
BILIOGRAFIA
• William D. Callister Jr. - Ciência de Engenharia de 
Materiais: uma Introdução, LTC Editora, 5ª edição, 
2002.
• Lawrence van Vlack, Princípios de Ciência dos 
Materiais. São Paulo, Edgar Blücher,1970.
• Vicente Gentil, Corrosão, LTC Editora, 5ª edição, 2007.
SLIDES DAS AULAS
https://moodle.ufrgs.br/login/index.php
Método de Avaliação: A avaliação do conhecimento será feita 
através da realização de três (3) provas teóricas. 
A nota mínima para cada uma das provas teóricas é: 4,0 (quatro). 
A MÉDIA FINAL MF será a média aritmética das três (3) provas 
teóricas (P1, P2 e P3): 
MF = (P1 + P2 + P3)/3. 
Os conceitos em função da média final serão: 
Conceito “A”  9,0  MF  10,0
Conceito “B”  7,5  MF  8,9
Conceito “C”  6,0  MF  7,4
Conceito “D”  0,0  MF  5,9
Para lograr aprovação na disciplina o aluno deverá obter no 
mínimo o conceito “C”.
Contato
LACOR - Laboratório de Corrosão, Proteção e Reciclagem de Materiais
Campus do Vale, Setor IV – Prédio 43426 - Sala 105
Av. Bento Gonçalves, 9500 - Porto Alegre - RS - Brasil
Tel: 51 3308 9425
E-mail: angelakasper75@gmail.com
A Origem dos Elementos
Dê uma olhada à sua volta.
A química dos elementos 
e de seus compostos 
Fenômenos naturais e ao 
nosso cotidiano.
Algumas Questões: 
• A hemoglobina do sangue contem Ferro (Fe), mas 
por que não Urânio (U) ou Rutênio (Ru)? 
•Como pode o grafite ser tão diferente do diamante 
sendo feitos do mesmo elemento, o Carbono (C)? 
•E o Universo, como surgiu?
"A história da evolução cósmica teve início em 
torno de 20 bilhões de anos atrás. A ciência, ao 
contrário da Bíblia, não tem explicação para a 
ocorrência desse acontecimento extraordinário".
R. Jastrw, "Until the Sun Dies", Norton, N.Y., 1997.
Tabela periódica - Mendeleev (1872)
Abundância dos elementos na natureza
Algumas coisas desse gráfico
A barra vertical do gráfico está em escala 
logarítmica. Observe, por exemplo, que o 
hidrogênio é 10.000 (104) vezes mais abundante 
que o carbono no universo. 
O elemento mais abundante é exatamente o
mais leve e simples de todos, o hidrogênio (1H1),
A seguir, vem o hélio (4He2), com 2 prótons
e 2 nêutrons no núcleo.
Esses dois elementos são tão abundantes
que, apesar de serem os mais leves, 98% da
massa do universo é feita deles. Desses, 73%
são de hidrogênio e 25% de hélio.
O resto é só 2%. 
Nós somos feitos de carbono, 
oxigênio, cálcio, ferro, etc. 
Tomada por inteiro, a Terra possui
aproximadamente a seguinte composição
em massa:
34,6% de Ferro
29,5% de Oxigênio
15,2% de Silício
12,7% de Magnésio
2,4% de Níquel
1,9% de Enxofre
0,05% de Titânio
1º
2º
3º4º
Abundância dos elementos na natureza
Mas como surgiu o 
UNIVERSO?
O BIG BANG
O universo, nos instantes iniciais após o
BIG BANG, era essencialmente simples e fácil
de ser descrito, pois só continha partículas
elementares livres e fótons, tudo em equilíbrio
térmico.
Três minutos após o big bang o universo
tinha uma temperatura de um bilhão de Kelvins.
Era feito, praticamente, de nêutrons livres e
fótons, em equilíbrio térmico.
Só que um nêutron livre vive apenas cerca
de 10 minutos antes de virar um próton. Desse
modo, rapidamente o universo ficou cheio de
nêutrons e prótons.
Como a pressão era enorme, um nêutron
podia reagir com um próton e formar um núcleo
de deutério, um isótopo do hidrogênio.
Formação dos núcleos de dois isótopos do
hidrogênio, o deutério (d) e o trício (t), e de dois isótopos
do hélio, o hélio-3 e o hélio-4.
Também podia ocorrer uma que formava um núcleo
de lítio, com 3 prótons. Mas, sua frequência era
baixíssima.
Todas essas reações liberam energia em forma de
radiação gama.
Radiação gama
http://wine1.sb.fsu.edu/chm1046/notes/Nucleo/Nucleo.htm
Problemas encontrados:
- um núcleo com 5 partículas é altamente 
instável e não sobrevive. 
- mesmo acontece se juntarmos dois núcleos de 
hélio para formar um núcleo de massa 8. Não 
existem núcleos de massa 8. 
Constatação:
Simplesmente, não dá para formar núcleos 
além do hélio (e um pouco de lítio), nas 
condições do big bang. 
E o resto, de onde vem? 
O resto vem das estrelas
A formação de elementos intermediários 
no centro das estrelas
O big bang só produziu o hidrogênio, o
hélio e uma minúscula quantidade de lítio.
Com o rápido resfriamento do universo em
expansão, não houve tempo nem condições
para a síntese dos outros elementos.
Núcleos de elementos só podem ser
produzidos em locais muito quentes e densos.
No universo depois do big bang os únicos
lugares com tais características são os centros
das estrelas.
De fato, as evidências espectroscópicas
colhidas pelos astrofísicos mostram que os
núcleos dos elementos são rotineiramente
produzidos nas estrelas.
Reações:
"ciclo próton-próton“ - é o mais simples e 
equivale ao que ocorreu logo após o big bang. 
O mesmo processo pode acontecer no 
interior de uma estrela, desde que a temperatura 
lá dentro ultrapasse 107 K e a pressão seja bem 
alta. A reação inicial é a seguinte:
1H1 + 
1H1 ---> 
2D1 + e
+ +  + energia . 
pósitron neutrino
 Pósitron - se junta a um elétron e os dois se
aniquilam mutuamente com emissão de
radiação de alta energia.
 Neutrino - não interage com ninguém.
 Deutério - sobrevive e irá participar de outras
reações.
Surge o hélio-4 - núcleo muito estável, com
dois prótons e dois nêutrons, a partícula alfa.
A enorme energia gerada nessas reações
serve para contrabalançar a gravidade que tenta,
sem
cessar, esmagar todo o material da estrela.
O que ocorre a seguir?
Quando o hélio começa a predominar sobre o
hidrogênio, a estrela começa a esfriar por falta de
combustível.
A parte central se contrai e a pressão
aumenta.
O aumento de pressão possibilita o
surgimento de outros tipos de reação, com a
produção de outros núcleos.
4He2 + 
4He2 ---> 
8Be4 + energia
Passo seguinte:
 Formação núcleos do elemento berílio-8 
 Aquecimento da estrela até uns 108 K.
Esse berílio-8 é extremamente instável e logo 
decai. 
Mas, no centro das estrelas a densidade é tão 
grande que muitos núcleos de berílio-8, antes de 
decaírem, conseguem reagir com os abundantes 
núcleos de hélio-4, formando carbono-12:
8Be4 + 
4He2 ---> 
12C6 + energia
Por simplicidade, podemos descrever essa
síntese do carbono-12 como a junção de 3
núcleos de hélio-4. Esse tipo de mecanismo é
chamado de "processo alfa", por razões óbvias.
O processo alfa, caracterizado pela captura
de núcleos de hélio-4, pode prosseguir desde que
a temperatura no centro da estrela seja
suficientemente alta. A seguir, forma-se o
oxigênio-16:
12C6 + 
4He2 ---> 
16O8 + energia
Prosseguindo desse modo, aparecem o
neônio-20, o magnésio-24 e o silício-28.
As massas desses elementos pulam de 4 em
4, evidenciando que, em cada processo, um
núcleo de hélio-4 é incorporado.
Os núcleos de elementos com massas
intermediárias são produzidos por outros tipos de
reação, o mais comum sendo a captura de
nêutrons, prótons ou núcleos de deutério.
Com o contínuo processo de expansão e 
resfriamento do Universo, as seguintes reações 
nucleares sucederam nas estrelas:
4He + 4He  8Be + 
4Be + 4He  12C + 
4He + 12C  16O + 
12C + 12C  20Ne + 4He 
16O + 16O  28Si + 4He 
12C + 16O  24Mg + 4He 
28Si +   24Mg + 4He 
4He + 28Si  32S + 
32S + 4He  36Ar + 
28Si + 28Si  56Fe
Novo problema
Estabilidade do Ferro
56Fe26
O núcleo de ferro-56 tem 26 prótons e
30 nêutrons, fortemente ligados uns aos outros.
Na verdade, o 56Fe26 tem o núcleo mais
estável de todos os núcleos conhecidos.
Essa alta estabilidade é representada no
gráfico abaixo que mostra a energia de ligação
por partícula nos núcleos naturais. O ferro ocupa
a posição mais alta do gráfico.
O ferro-56 é tão estável que se recusa a 
fundir com outros núcleos para formar elementos 
mais pesados. 
Como vimos antes, a fusão de elementos 
leves produz energia. A fusão do ferro com 
qualquer outro núcleo consome energia, pois 
resulta em núcleos com menor energia de 
ligação. 
Portanto, ao atingir o ferro-56 o ciclo de 
produção de núcleos sofre uma parada. Não há 
energia suficiente para sintetizar os elementos 
mais pesados. 
A parte central da estrela vai ficando cada 
vez mais rica em ferro e outros metais parecidos. 
Esse cerne metálico vai gradualmente 
resfriando a estrela e o equilíbrio com a 
gravidade começa a falhar. 
A estrela entra em colapso. A figura abaixo 
representa, grosseiramente, a situação da estrela 
nesse estágio. 
Restam, agora, dois problemas:
Primeiro, de onde vêm os elementos mais 
pesados que o ferro? 
O zinco-64? o bromo-79? a prata-107 e o ouro-
197? E o urânio-238.
Segundo, como os elementos que já se 
formaram na estrela conseguem sair dela?
RESPOSTA
Existem outros processos, além da captura 
de núcleos de hélio. 
O mais frequente é a captura de nêutrons. 
Quando a estrela alcança uma pressão bem
avantajada, o ferro-56 pode capturar 3 nêutrons e virar
ferro-59.
 O ferro-59, com 26 prótons e 33 nêutrons, é
instável, com meia-vida de apenas um mês.
 Ele emite uma partícula beta (elétron) e vira
cobalto-59, com 27 prótons e 32 nêutrons.
Esse processo de captura de nêutrons pode prosseguir
até chegar ao bismuto-209.
O processo leva anos e é chamado de "processo
lento de captura de nêutrons", ou, simplesmente,
"processo-s“(slow). Esse processo lento só consegue
produzir elementos até o bismuto-209.
http://www2.glos.ac.uk/gdn/origins/earth/ch2_4.htm
Diminui a abundância pelo pouco número de supernovas
Big 
Bang
Nas estrelas
Na formação de supernovas
E os outros? E o urânio-238?
Os pesadões são produzidos por outro processo, o
"processo-r“ (rápido).
Trata-se de um tipo de captura de nêutrons que só
pode ocorrer nos momentos finais da vida da estrela, se
ela tiver uma massa bem superior à massa do Sol.
Depois que todos os processos descritos acima se
esgotam, a massa toda se contrai rapidamente e a
densidade no miolo da estrela cresce tanto que os
elétrons são engolidos pelos prótons, produzindo
nêutrons e neutrinos.
A estrela vira uma bola de nêutrons com densidade
semelhante à densidade no interior de um núcleo
atômico. Nesse ponto, a estrela explode
espetacularmente como uma supernova.
O processo todo dura poucos minutos e é
nessa ocasião que se formam os elementos mais
pesados, inclusive o urânio-238.
Como esse tipo de evento é relativamente
raro, os elementos pesadões são pouco
abundantes.
Depois que a estrela explode como uma
supernova, seu material se espalha pelo espaço
na forma de enormes nuvens e, eventualmente,
chega às outras estrelas e aos planetas, como a
Terra, por exemplo.
A figura abaixo, mostra a nuvem de matéria 
remanescente de uma famosa supernova que foi 
observada no ano de 1054 pelos chineses.
fonte: 
•Geoquímica para Educação;Asit Choudhuri, ed Unicamp. SP.
•http://www.seara.ufc.br/donafifi/elementos/elementos3.htm 
•http://br.geocities.com/chemicalnet/bb_txt1.html
Toda a matéria na 
terra, foi formada 
pelo mecanismo da 
morte de uma 
estrela. 
area 1/Aula_02_por_que_estudar_ciencia_dos _materiais.pdf
CIÊNCIA DOS 
MATERIAIS A
POR QUE ESTUDAR CIÊNCIA DOS MATERIAIS
IDADE DA PEDRA
IDADE DO BRONZE
EVOLUÇÃO DA UTLIZAÇÃO DOS MATERIAIS
Figura copiada do material do Prof. Arlindo Silva do Instituto 
Superior Técnico da Universidade de Portugal
POR QUE ESTUDAR CIÊNCIA DOS MATERIAIS
CICLO GLOBAL DOS MATERIAIS
MATÉRIA-PRIMA
BÁSICA
metal, papel, cimento, 
fibras, produtos químicos
SUCATA
ou
RESÍDUOS
A TERRA
MATÉRIA-PRIMA
BRUTA
carvão, minérios, madeira,
petróleo, rochas,planta,
argilas
MATÉRIA-PRIMA
INDUSTRIAL
cristais, ligas, tecidos,
chapas, cerâmicos, plásticos
BENS DE
CONSUMO
carros, pontes, relógios,
equipamentos, máquinas, prédios
Transformação
ou
Processamento
Uso
ou
Serviço
ou
Desempenho
Fabricação
Montagem
Descarte
Extração
ou
Refino
ou
Processamento
Prospecção
ou
Mineração
ou
Colheita
Reciclagem
Ciência e
Engenharia
do
Meio Ambiente
Ciência e
Engenharia:
Materiais
aplicados na
Engenharia
ou
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
CIÊNCIA DOS MATERIAIS
interrelação entre ESTRUTURA e PROPRIEDADES
ESTRUTURA PROPRIEDADES
CIÊNCIA DOS MATERIAIS
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
• Ciência:
– estudo das relações entre a estrutura e as 
propriedades dos materiais
• Engenharia:
– com base na relação estrutura x propriedade, 
projeta uma estrutura com o objetivo de obter 
um conjunto de propriedades.
• Estrutura ??? Propriedade ???
– Estrutura: Relacionado
aos arranjo dos 
componentes internos - escala??
– Propriedades: resposta do material a um estimulo
MICROESTRUTURA
PROPRIEDADE
PROCESSAMENTO
DESEMPENHO
Ciência básica
compreensão
Necessidades
Conhecimento 
Empírico
Conhecimento
Científico
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
• MATERIAIS PARA ENGENHARIA
ESTRUTURA NOS MATERIAIS
•ESTRUTURA ATÔMICA
•ESTRUTURA CRISTALINA
•MICROESTRUTURA
•MACROESTRUTURA
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
– DIVISÃO DA ESTRUTURA NOS MATERIAIS
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
ESTRUTURA
• Subatômica
– elétrons no interior dos átomos
• Atômica
– arranjo de átomos/moléculas um em relação 
aos outros
Cristal de quartzo
Micrografia óptica de 
uma camada cementada.
Aço AISI 9310. 320X
• Microscópica Macroscópica
ESTRUTURA
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
Figura copiada do material do Prof. Sidnei Paciornik do
Departamento de Ciência dos Materiais e Metalurgia da PUC-Rio 
• MATERIAIS PARA ENGENHARIA
PROPRIEDADES DOS MATERIAIS
• MECÂNICAS 
• FÍSICAS
• QUÍMICAS
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
- PROPRIEDADES DOS MATERIAIS
– mecânicas *
• resistência à tração, compressão, flexão
• resistência ao escoamento, à fluência, à fadiga
• ductilidade
• módulo de elasticidade
• resistência ao desgaste
– físicas
• propriedades elétricas*
• Magnéticas*
• Térmicas*
• Ópticas*
• densidade
– químicas
• resistência à corrosão* A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
- PROPRIEDADES DOS MATERIAIS
Exemplos representativos: aplicações e propriedades de cada 
categoria de material
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
- PROPRIEDADES DOS MATERIAIS
Exemplos representativos: aplicações e propriedades de cada 
categoria de material
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
• MATERIAIS PARA ENGENHARIA
PROCESSOS DE 
FABRICAÇÃO
• FUNDIÇÃO
• LAMINAÇÃO
• EXTRUSÃO
• METALURGIA DO PÓ
• PRENSAGEM
• COLAGEM
• OUTROS ...
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
PROCESSOS DE FABRICAÇÃO
METAIS
Fundição: areia, vazamento, molde permanente, 
cera perdida, lingotamento contínuo
Conformação: forjamento, extrusão, estampagem 
profunda, dobramento, laminação
Junção: soldagem a gás, por resistência elétrica, 
brasagem, a arco, a estanho, por fricção e por 
difusão
Usinagem: torneamento, perfuração, fresa, corte
Metalurgia do pó
CERÂMICOS
Fundição ou colagem
Compactação: extrusão, prensagem e 
prensagem isostática
Sinterização
POLÍMEROS
Moldagem por injeção,Moldagem por 
sopro, extrusão, rotomoldagem, etc
SEMI-CONDUTORES
Crescimento de cristais
Deposição química de vapores
COMPÓSITOS
Fundição, incluindo infiltração
Conformação
Junção: junção adesiva, ligadura por 
explosão, por difusão
Compactação e sinterização
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
- PROCESSOS DE FABRICAÇÃO
DIFERENTES PROCESSOS DE FABRICAÇÃO 
DIFERENTES MICROESTRUTURAS
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
• MATERIAIS PARA ENGENHARIA
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
RELAÇÃO ENTRE 
ESTRUTURA-PROCESSAMENTO-PROPRIEDADES
ESTRUTURA PROPRIEDADES
PROCESSO DE FABRICAÇÃO
CIÊNCIA DOS MATERIAIS
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
DESEMPENHO
• Os materiais têm seu comportamento influenciado 
pelo meio em que se encontram:
- TEMPERATURA
- CORROSÃO
- RADIAÇÃO
- DESGASTE
EFEITOS DO MEIO SOB O COMPORTAMENTO 
DO MATERIAL
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
• Temperatura
Tendência:  T  RM
troca rápida de temperatura - catastrófica
Aumento de 
temperatura 
diminui a 
resistência 
mecânica dos 
materiais
EFEITOS DO MEIO SOB O COMPORTAMENTO 
DO MATERIAL
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
• Corrosão
Metais e polímeros reagem com O2 e outros gases
aumento de temperatura reage mais
pode ocorrer corrosão por líquidos
pits, trincas  fratura
Cerâmicos podem ser atacados por outros líquidos 
cerâmicos
Alumínio 
atacado por 
bactéria
Hidrogênio dissolvido no 
cobre
fratura frágil
EFEITOS DO MEIO SOB O COMPORTAMENTO 
DO MATERIAL
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
• Radiação
• Desgaste Abrasão
Ex.: pisos cerâmicos desgastados com o tráfego de pessoas
EFEITOS DO MEIO SOB O COMPORTAMENTO 
DO MATERIAL
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
Quais os critérios que se deve adotar para selecionar um 
material entre tantos outros?
 Em primeiro lugar, deve-se caracterizar quais as condições de serviço a
que será submetido o material e levantar as propriedades requeridas para
tal aplicação. Deve-se incluir os fatores de degradação de propriedades,
como temperatura de trabalho, agentes corrosivos - ataque químico,
desgaste, radiações, nessas considerações.
 Determinar (ou saber como foram determinados) as propriedades de
interesse e saber qual o desempenho e limitações e restrições no uso dos
materiais selecionados.
 Em raras ocasiões um material reúne uma combinação ideal de
propriedades, ou seja, muitas vezes é necessário reduzir uma em
benefício da outra. Um exemplo clássico são resistência e ductilidade,
geralmente um material de alta resistência apresenta ductilidade
limitada. Este tipo de circunstância exige que se estabeleça um
compromisso razoável entre duas ou mais propriedades.
 Disponibilidade de matéria-prima e viabilidade técnica em obter a
dimensão e forma da peça para seu emprego.
 Impacto ambiental da produção e reciclabilidade do material após uso
 Custo total
SELEÇÃO DE MATERIAIS
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
SELEÇÃO DE MATERIAIS
A PARTIR DE; Prof. C. P. Bergmann
Como definir qual o melhor material para um 
determinado fim?
Exemplo: Copo
• Vidro
• Cerâmica
• Plástico
• Madeira
• Metal
• Papel
• Custo
• Tempo de vida ou 
Durabilidade
• Aparência
• Finalidade: Natureza 
do líquido (ex: copo de 
metal e papel não pode 
ser usado para café, 
suco de laranja não 
pode ser armazenado 
numa taça antiga de 
peltre porque remove 
o Pb da liga)
Depende
A PARTIR DE; Prof. Eleani M. da Costa
METAIS
• Características
 Resistentes e deformáveis
 Boa ductilidade
 Alta condutividade elétrica e 
térmica
 Não transparente sob luz 
visível
 Superfície brilhante
Materiais metálicos são formados geralmente por 
combinações de elementos metálicos.
CERÂMICAS
• Características
 Alta resistência mecânica e 
baixa ductilidade
 Alta estabilidade química e 
térmica
 Bons isolantes térmico e 
elétrico
 Alta dureza e baixo 
coeficiente de expansão
Materiais cerâmicos são formados por combinações 
de elementos metálicos e não metálicos.
POLÍMEROS
• Características
 Grande espectro de resistência e 
ductilidade
 Leveza
 Baixo isolamento térmico e 
elétrico
 Alta dureza e baixo coeficiente 
de expansão
Materiais poliméricos são formados por compostos 
orgânicos consistindo de longas cadeias moleculares.
COMPÓSITOS
• Os materiais compósitos são formados por mistura
de 2 ou mais materiais das classe apresentadas
anteriormente e suas propriedades são resultado
dessa combinação
• Eles podem ser identificados fisicamente pela
interface que há entre eles.
SEMICONDUTORES
• Características
 Condutividade elétrica 
intermediária
 Propriedades elétricas são 
extremamente sensíveis à pureza 
química dos elementos
“wafer”de Si para 
chips de 
computador
Micro sistemas
eletro-mecânicos
(MEMS)
• Semicondutores elementares são o Si, Ge e Sn.
• Os compostos semicondutores são formados por 
elementos das colunas III e V ou II e VI
Fonte; 
http://www.ccmr.cornell.
edu/education/ret/terri
h/mse3.html
9000-3500 A.C
uso de Cobre nativo (puro) 
leva à fundição do cobre e à 
Idade do Cobre
3500-1500 A.C
Adição de estanho ao cobre 
forma o bronze, uma liga mais 
resistente, levando à Idade 
do bronze
500AC-1600DC
Desenvolvimento de 
processos de obtenção de 
ferro e aço de melhor 
qualidade durante a era 
feudal
LINHA DO 
TEMPO DOS 
METAIS
1500-100 D.C
Fundição do ferro no Egito 
inicia a idade do Ferro, 
tornando os metais mais 
disponíveis
DE
9000 A.C 
ATÉ HOJE
1400 -1600 D.C
Forjamento (ferreiros) 
fornecem melhores 
ferramentas para o 
desenvolvimento humano
1600 -1750 D.C
Infrutíferos trabalhos dos 
alquimistas na conversão de 
metais em ouro aumentam o 
conhecimento sobre metais e 
metalurgia
Fonte; 
http://www.ccmr.cornell.
edu/education/ret/terri
h/mse3.html
1750 -1850
Produção comercial de aço 
de alta qualidade em 
quantidade e baixo custo
1850 -1900
Processo “Hall’s” de redução 
produz alumínio barato e em 
larga escala
1900 -1935
Fabricação de aviões com 
ligas de alumínio de alta 
resistência
1950 -1955
Ligas especiais permitem 
turbinas mais eficientes. 
Motores de combustão interna 
mais eficientes 
1955 - 1970
Partes do corpo humano 
podem ser substituídas por 
ligas de ferro, cobalto e 
titânio
1970 - ____
Superligas desenvolvidas 
para foguetes possibilitam 
viagens no espaço
Fonte; 
http://www.ccmr.cornell.
edu/education/ret/terri
h/mse3.html
Fonte; 
http://www.ccmr.cornell.
edu/education/ret/terri
h/mse3.html
Fonte; 
http://www.ccmr.cornell.
edu/education/ret/terri
h/mse3.html
Fonte; 
http://www.ccmr.cornell.
edu/education/ret/terri
h/mse3.html
Disponibilidade dos materiais na terra
ESTRUTURA ATÔMICA
ESTRUTURA ATÔMICA
Algumas das propriedades importantes dos 
materiais sólidos dependem dos arranjos geométricos 
dos átomos e também das interações que existem 
entre os átomos ou moléculas constituintes.
micrografia de uma amostra de ouro a partir de um microscópio de força atômica, mostrando 
os átomos individuais de um plano cristalográfico (111) na ordem de grandeza do nanômetro.
STM - Exemplos
Si (111).
By Robert Hamers (Wisconsin)
Au (111) Superfície 
com resolução 
atômica.
By Gabor Somorjai (Berkeley)
MODELOS ATÔMICOS
Teoria atômica de Dalton entre 1803-1808:
átomo – indivisível e imutável (retomou nome átomo);
igual em todas as suas propriedades;
átomos de elementos possuem propriedades físicas 
e químicas diferentes;
substância formada pela combinação de dois ou mais 
átomos
cada átomo guarda sua identidade química
Os raios catódicos são 
perpendiculares à 
superfície do cátodo e a 
direção deles não depende 
da posição do ânodo na 
ampola. Portanto se 
propagam em linha reta
Os raios catódicos ao 
baterem na "ventoinha", 
fazem-na girar. Essas 
partículas, portanto, 
possuem massa e, 
conseqüentemente são 
matéria. 
O feixe de raios catódicos 
é atraído por um campo 
elétrico positivo. 
Portanto, os raios 
catódicos possuem carga 
negativa
Raio canal - próton
MODELOS ATÔMICOS
- Modelo Atômico de Thomson (1898) 
Com a descoberta dos prótons e elétrons, 
Thomson propôs um modelo de átomo no qual os 
elétrons e os prótons, estariam uniformemente 
distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as 
cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.
Pudim de ameixas.
MODELOS ATÔMICOS
- Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro 
(0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo 
de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo 
"polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), 
provido de uma abertura estreita, para dar passagem 
às partículas "alfa" por ele emitidas.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma 
tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).
Observando as cintilações na tela de ZnS, 
Rutherford verificou que muitas partículas "alfa" 
atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, 
e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as 
partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio 
seria provocado por um choque com outra carga 
positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído 
por prótons.
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o 
núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os 
elétrons o circundariam numa região negativa 
chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo 
atômico proposto por Thomson.
- Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962)
De acordo com o modelo atômico proposto por 
Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor do 
núcleo, com o tempo perderiam energia, e se 
chocariam com o mesmo.
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr 
formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos 
elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da 
Radiação (1900) de Max Planck. 
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes 
postulados:
1º postulado: Os elétrons descrevem 
órbitas circulares estacionárias ao redor
do núcleo, sem emitirem nem 
absorverem energia. 
2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, 
térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a 
absorvem e saltam para níveis mais afastados do 
núcleo. Ao voltarem às suas órbitas originais, 
devolvem a energia recebida em forma de luz 
(fenômeno observado, tomando como exemplo, uma 
barra de ferro aquecida ao rubro). 
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que 
os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de 
trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que 
denominou de sub-níveis, que podem ser de quatro 
tipos: s , p , d , f (g, h, i só existem teoricamente).
BOHR
*Explicação do átomo 
baseado na luz emitida 
por alguns elementos 
quando aquecidos. 
A PARTIR DE PROF.: ROBERTO GOIS
* O átomo é formado por um 
núcleo e níveis de energia 
quantizada ( onde estão os 
elétrons ), num total de 
sete.
A PARTIR DE PROF.: ROBERTO GOIS
- Contribuição de Broglie
Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma 
equação matemática, que "qualquer corpo em 
movimento estaria associado a um fenômeno 
ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a 
natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às 
leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a 
luz e o som.
-Teoria da Mecânica Ondulatória
Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria 
chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que 
determinou o conceito de "orbital" .
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo 
onde existe a máxima probabilidade de se 
encontrar o elétron.
O orbital s possui forma esférica e os p alongada
Orbital d
Estrutura atômica
• Distinguimos duas regiões nos átomos: 
a) uma com carga elétrica positiva, e muito pesada, 
que concentra quase todo o peso do átomo: é 
chamada núcleo. 
b) uma região ocupada por elétrons, que giram ao 
redor do núcleo. 
Estrutura atômica
• Núcleo
É constituído por nêutrons e prótons. 
O nêutron não tem carga elétrica. 
O próton tem carga elétrica positiva, que se 
representa por +e . 
Representa-se por Z o número de prótons de um 
átomo. 
A carga positiva do núcleo é então +Ze. 
Estrutura atômica
Elétrons 
Possuem carga elétrica negativa, de mesmo 
valor absoluto que a dos prótons, e que se 
representa por -e.
Como o átomo é neutro, concluímos que o número 
de elétrons é igual ao de prótons. 
Há Z prótons, cuja carga total é +Z, e Z 
elétrons, cuja carga total é -Ze. 
A carga total do átomo é nula. 
Estrutura atômica
• Elétrons 
Os elétrons giram ao redor do núcleo dispostos 
em várias órbitas. 
A distância dos elétrons ao núcleo é muito 
grande, relativamente ao tamanho do núcleo. 
Por isso se diz que o átomo parece um sistema 
solar em miniatura. 
Número atômico e número de massa
Número Atômico (Z): quantidades de prótons.
Z = p = e
Número de Massa (A): a soma das partículas que 
constitui o átomo.
A = Z + n + e
A = Z + n
REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
Isótopos, isóbaros, isótonos
Chamam-se isótopos os elementos que 
possuem igual número atômico, mas não 
possuem igual número de massa. 
Os isótopos possuem mesmo número de 
prótons em seus núcleos, mas, não possuem 
mesmo número de nêutrons. 
SEMELHANÇA ATÔMICA
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
ISOELETRÔNICOS: mesmo número de elétrons.
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam 
elétrons 
Carga elétrica 
Camadas eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou 
níveis de energia:
Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis 
de energia 
Sub-níveis de energia
As camadas ou níveis de energia são formados 
de subcamadas ou sub-níveis de energia, designados 
pelas letras s, p, d, f.
Sub-níveis conhecidos em cada nível de energia:
Sub-níveis em ordem crescente de energia: 
Preenchimento dos sub-níveis
Os sub-níveis são preenchidos sucessivamente, 
na ordem crescente de energia, com o número máximo 
de elétrons possível em cada sub-nível. (Regra de 
aufbau)
Os números quânticos indicam a energia do elétron no 
átomo e a região de máxima probabilidade de se 
encontrar o elétron.
O número quântico principal (n) indica o nível 
de energia. Varia de n = 1 a n = ¥, respectivamente, no 
1º, 2º, 3º, ... nível de energia.
O número máximo de elétrons em cada nível é 
dado por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado 
fundamental, o número máximo de elétrons num 
mesmo nível é 32.
O número quântico secundário ou azimutal (l)
indica a energia do elétron no sub-nível.
Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, 
há quatro sub-níveis, representados por s, p, d, f, em 
ordem crescente de energia. 
Orbitais
Os sub-níveis são formados de orbitais. Orbital é a 
região da eletrosfera onde há maior probabilidade de 
estar localizado o elétron do átomo. O número máximo 
de elétrons em cada orbital é 2.
A cada orbital foi atribuído um número quântico 
magnético (m) cujo valor varia de -l a +l.
O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm 
forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si 
(dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z. 
Spin
Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de 
seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um 
deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2. 
Princípio da exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com 
quatro números quânticos iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de 
um mesmo orbital têm spins opostos.
Um orbital semi-cheio contém um elétron 
desemparelhado; um orbital cheio contém dois 
elétrons emparelhados (de spins opostos). 
ESTRUTURA ATÔMICA
Regra de Hund
Ao ser preenchido um sub-nível, cada orbital desse 
sub-nível recebe inicialmente apenas um elétron; 
somente depois de o último orbital desse sub-nível ter 
recebido seu primeiro elétron começa o 
preenchimento de cada orbital semi-cheio com o 
segundo elétron. 
Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação 
é o último elétron distribuído no preenchimento da 
eletrosfera, de acordo com as regras estudadas. 
DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS NOS 
SUBNÍVEIS E NOS ORBITAIS
Há um conjunto de regras que regulam o preenchimento dos orbitais atômicos:
1) Os orbitais devem ser preenchidos em ordem crescente de energia. Esta 
pode ser obtida seguindo as diagonais do Diagrama de Linus Pauling:
O ATUAL MODELO ATÔMICO
Se sabe que os elétrons possuem carga negativa, 
massa muito pequena e que se movem em órbitas ao 
redor do núcleo atômico. 
O núcleo atômico é situado no centro do átomo e 
constituído por prótons que são partículas de carga 
positiva, cuja massa é aproximadamente 1.836 vezes 
superior a massa do elétron, e por nêutrons, 
partículas sem carga e com massa ligeiramente 
superior à dos prótons. 
O átomo é eletricamente neutro, por possuir 
números iguais de elétrons e prótons. 
O ATUAL MODELO ATÔMICO
O número de prótons no átomo se chama número 
atômico, este valor é utilizado para estabelecer o 
lugar de um determinado elemento na tabela 
periódica. 
A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos 
elementos químicos conhecidos. 
Cada elemento se caracteriza por possuir um 
número de elétrons que se distribuem nos diferentes 
níveis de energia do átomo correspondente. 
Os níveis energéticos ou camadas, são denominados 
pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q. 
O ATUAL MODELO ATÔMICO
Cada camada possui uma quantidade fixa de 
elétrons. A camada mais próxima do núcleo K, 
comporta somente dois elétrons; a camada L, 
imediatamente posterior, oito, e assim 
sucessivamente. 
Os elétrons da última camada (mais afastados do 
núcleo) são responsáveis pelo comportamento químico 
do elemento, por isso são denominados elétrons de 
valência. 
O número de massa é equivalente à soma do número 
de prótons e nêutrons presentes no núcleo. 
O ATUAL MODELO ATÔMICO
O átomo pode perder elétrons, carregando-se 
positivamente, é chamado de íon positivo (cátion). 
Ao receber elétrons, o átomo se torna negativo, 
sendo chamado íon negativo (ânion). 
O deslocamento dos elétrons provoca uma corrente 
elétrica, que dá origem a todos os fenômenos 
relacionados à eletricidade e ao magnetismo. 
No núcleo do átomo existem duas forças de 
interação a chamada interação nuclear forte, 
responsável pela coesão do núcleo, e a interação 
nuclear fraca, ou força forte e força fraca 
respectivamente. 
O ATUAL MODELO ATÔMICO
As forças de interação nuclear são responsáveis 
pelo comportamento do átomo quase em sua 
totalidade. 
As propriedades físico-químicas de um determinado 
elemento são predominantemente dadas pela sua 
configuração
eletrônica, principalmente pela 
estrutura da última camada, ou camada de valência. 
As propriedades que são atribuídas aos elementos 
na tabela, se repetem ciclicamente, por isso se 
denominou como tabela periódica dos elementos. 
O ATUAL MODELO ATÔMICO
Os isótopos são átomos de um mesmo elemento com 
mesmo número de prótons (podem ter quantidade 
diferente de nêutrons). 
Os isótonos são átomos que possuem o mesmo 
número de nêutrons 
Os Isóbaros são átomos que possuem o mesmo 
número de massa 
Através da radioatividade alguns átomos atuam 
como emissores de radiação nuclear, esta constitui a 
base do uso da energia atômica. 
O ATUAL MODELO ATÔMICO
Unidade de massa atômica (u.m.a.): definida 
como 12 avos da massa do carbono 12. Há 6,02 x 1023
u.m.a. por grama
1 u.m.a./átomo (ou molécula) = 1g/mol
Número atômico (Z): é o nº de prótons no núcleo.
Massa atômica (A): soma das massas dos prótons e 
nêutrons do núcleo de um átomo.
Número de Avogadro (NA): nº de átomos ou 
moléculas de um g.mol, e corresponde a 6,02 x 1023
mol-1.
A molécula e suas ligações atômicas fotografadas pela IBM
Uma equipe de cientistas da empresa IBM em 
Zurique, na Suíça, conseguiu fazer imagens de uma 
molécula de verdade.
A imagem é a primeira foto já feita de uma molécula e 
suas ligações atômicas. Ela é uma imagem histórica: a 
foto da molécula de 1,4 nanômetros de comprimento 
formada por 22 átomos de carbono e 14 átomos de 
hidrogênio permite a observação das ligações dos 
átomos em um formato simétrico.
Modelo da molécula que fotografadas pela IBM
Um microscópio de força atômica permitiu que se
observasse o universo minúsculo das moléculas para
fazer as imagens. Utilizando uma agulha de silício
coberta com CO2, lasers e temperaturas chegando a
260 °C negativos, os cientistas olharam as moléculas
durante vinte horas sem poder mover o objeto de
observação. De acordo com Leo Goss, cientista da
IBM, qualquer movimento poderia destruir as
delicadas ligações atômicas e acabar com a imagem
que estava sendo feita.
Renderização 3D da primeira foto de uma molécula e suas ligações atômicas fotografadas pela IBM 
Microscópio de força atômica utilizado para fotografar a primeira molécula com suas ligações atômicas
area 1/Aula_03_Tabela_e_ligacoes qu�micas.pdf
CIÊNCIA DOS 
MATERIAIS A
Tabela Periódica 
Ligações Químicas 
A Tabela Periódica
Um pré-requisito necessário para construção da tabela
periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos.
Embora alguns elementos, como ouro (Au), prata (Ag),
Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem
conhecidos desde a antiguidade, ...
... a primeira descoberta científica de um elemento,
ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu
o fósforo.
A Tabela Periódica
Em 1817 o cientista alemão Johann W. Döbereiner
observou que alguns elementos com propriedade químicas
semelhantes pod.eriam se agrupados três a Três.
Ex: lítio, sódio, potássio
Esta classificação ficou conhecida como a lei das
tríades.
A Tabela Periódica, segundo Mendeleev
Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 –1907) nasceu na
Sibéria, professor de química na Universidade de St.
Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861.
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química
inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela
periódica atual. Mendeleev criou uma carta para cada um dos
63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do
elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e
físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em
ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em
elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a
tabela periódica.
A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as
outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos
conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede
de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleev
recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.
Segundo Mendeleev:
“As propriedades dos elementos são uma função
periódica de suas massas atômicas”.
http://www.chem.msu.su/eng/misc/mendeleev/welcome.html
Sua classificação consistia na disposição dos elementos
num quadro com doze horizontais e oito verticais; os elementos
nas horizontais obedeciam à ordem crescente de massa; por
seu turno, os elementos que se encaixavam nas verticais
apresentavam propriedades semelhantes entre si.
O cientista russo deixou alguns espaços vagos na sua
tabela, justificando que esses locais eram reservados para o
eventual ordenamento de elementos, na época, ainda
desconhecidos, denominando-os de:
Eka-boro (abaixo do boro);
Eka-alumínio (abaixo do alumínio);
Eka-silício (abaixo do silício).
Mendeleyev definiu as propriedades desses elementos
ainda desconhecidos.
Suas previsões se mostraram corretas: em 1874, o Eka-
alumínio foi descoberto por L. Boisbaudran, recebendo o nome
de Gálio; cinco anos depois, Lars F. Nilson descobriu o Eka-
boro, cuja denominação passou a ser de Escândio; finalmente,
em 1886, Clemens Alexander Winkler descobriu o Eka-silício,
elemento hoje denominado de Germânio.
escândio
gálio
tecnécio
germânio
lantânio
háfniolutécio
cério
Algumas previsões de Mendeleyev para 
o Eka-alumínio
Propriedades determinadas 
para o Gálio
Massas atômicas 68 69,7
Densidade 5,9 5,94
Ponto de fusão Baixo 30,15
Formação de Óxido Ea2O3 Ga2O3
Algumas previsões de Mendeleyev para 
o Eka-silício
Propriedades determinadas 
para o Germânio
Massas atômicas 72 72,59
Volume atômico 13cm3 13,22
Densidade 5,5 5,47
Cor Cinza Cinza-claro
A descoberta do número atômico
Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu
que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo,
era sempre o mesmo.
Quando os átomos foram arranjados de acordo com o
aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela
de Mendeleev desapareceram.
Devido a Mosseley, a tabela periódica moderna esta
baseada no número atômico dos elementos.
Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a
tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as
descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na
massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em
função dos conceitos originais.
As últimas modificações
A última maior troca na tabela
periódica, resultou do trabalho de Glenn
Seaborg, na década de 50.
À partir da descoberta do plutônio em
1940, Seaborg descobriu todos os elementos
transurânicos ( do número atômico 94 até 102).
Reconfigurou a tabela periódica colocando a
série dos actinídeos abaixo da série dos
lantanídeos.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio
Nobel em química, pelo seu trabalho. O
elemento 106 da tabela periódica é chamado
seabórgio, em sua homenagem.
Os metais na tabela periódica 
Os materiais cerâmicos na tabela periódica 
Os cerâmicos são constituídos de metais e não-metais
Os polímeros na tabela periódica 
Entendendo a Tabela Periódica
A tabela periódica mostra a semelhança entre dois ou
mais elementos. Se observarmos as propriedades dos
elementos, notamos a semelhança entre algumas. Essas
semelhanças se repetem em intervalos, sempre relacionados ao
número atômico.
Observe o grupo 2 da tabela periódica:
No atômico Elemento Configuração eletrônica 
2 He 2s2 
4 Be [He].2s2 
12 Mg [Ne].3s2 
20 Ca [Ar].4s2 
38 Sr [Kr].5s2 
56 Ba [Xe].6s2 
88 Ra [Rn].7s2
Temos no grupo 2, a unidade de repetição s2 em intervalos regulares (intervalos 
periódicos), à medida que o número atômico dos elementos vai aumentando. Podemos 
observar que as configurações eletrônicas desses elementos são semelhantes, o que os 
leva a serem quimicamente semelhantes. 
 
A Lei Periódica
"As propriedades físicas e químicas dos elementos são 
funções periódicas de seus números atômicos".
Os elementos estão arranjados horizontalmente, em
sequência numérica, de acordo com seus números atômicos,
resultando em sete linhas horizontais (ou períodos).
Cada período, à exceção do primeiro, começa com um metal
e termina com um gás nobre. Os períodos diferem em
comprimento, variando de 2 elementos, no mais curto, à 32
elementos no mais longo.
Os períodos
A Lei Periódica
São formadas as linhas verticais dos elementos pelas
estruturas similares da camada externa (como no exemplo do
grupo 2).
Estas colunas são denominadas grupos.
Em alguns deles, os elementos estão relacionados tão
intimamente em suas propriedades, que são denominados de
famílias (o grupo 2 é a família dos metais alcalinos terrosos).
Os grupos
Os Metalóides ou Semi-Metais
A diagonal de elementos, que se inicia no boro (grupo 13),
passando pelo silício (grupo 14), germânio (grupo 14), arsênio
(grupo 15), antimônio (grupo 15), telúrio (grupo 16) e polônio
(grupo 16); separa os elementos a direita em não-metais, e a
esquerda em os metálicos.
Os elementos pertencente a diagonal são os metalóides,
que apresentam propriedades de metais e de não-metais.
Grupo 1 – Hidrogênio e Metais alcalinos
(Hidrogênio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio)
Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela
configuração eletrônica ns1 na camada de valência. Todos
ocorrem como íons +1.
Com exceção do hidrogênio, todos são metais e não são
encontrados livres na natureza. Reagem com quase todos os
metais.
Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com
a água, formando hidróxidos (MOH, M=metal alcalino),
chamados comumente de álcali.
Grupo 2 – Metais alcalinos terrosos
(berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio)
Os elementos do grupo 2 são caracterizados pela
configuração eletrônica ns2 na camada de valência. Formam
compostos no estado de oxidação +2, como por exemplo, o
óxido de cálcio – CaO.
O termo "terrosos" no nome do grupo é da época da
alquimia, onde os alquimistas medievais, chamavam as
substâncias que não se fundiam e não sofriam transformações
com o calor (com os meios de aquecimento da época), de
"terrosos".
Esses elementos, são metais e apresentam uma alta
reatividade para ocorrerem livres na natureza. Ocorrem sob a
forma de compostos, como cátions +2.
Grupos 3 à 12 – Os Elementos de Transição
O grande bloco dos elementos da parte central da tabela
periódica é uma ponte entre os elementos do bloco s (grupos 1
e 2) e os elementos do bloco p (grupos 13 a 18).
Todos esses elementos possuem o subnível d, entre seus
elétrons de valência, por isso também chamados de "elementos
do bloco d".
As três primeiras linhas (Sc à Zn, Y à Cd e La à Hg), são
geralmente chamados de elementos de transição ou metais de
transição.
Os elementos colocados na tabela periódica entre o
lantânio (La) e o háfnio, e entre o actínio e o elemento 112 são
chamados de lantanídeos (série dos lantanídeos) e actinídeos
(série dos actinídeos),
Grupo 13 - Família do Boro
(boro, alumínio, gálio, índio e tálio)
O grupo 13 é o primeiro grupo do bloco p.
Seus membros possuem a configuração ns2 np1 na camada
de valência, podemos esperar um número de oxidação +3 para
seus elementos.
Com exceção do boro, que é um metalóide, todos os
elementos do grupo são metais.
Grupo 14 - Família do carbono
(carbono, silício, germânio, estanho e chumbo)
Os elementos do grupo 14 são caracterizados pela
configuração ns2 np2 na camada de valência .
Tem como primeiro elemento, o carbono, o mais
importante elemento para os seres vivos, seguido pelo silício,
que é um dos elementos fundamentais para a tecnologia
moderna.
O carbono é o único elemento da tabela periódica que
forma mais de 1.000.000 de compostos e tem seu próprio ramo
da química, a chamada química orgânica.
O carbono é distintamente um não metal, silício e
germânio são metalóides e estanho e chumbo são metais.
Grupo 15 - Família do Nitrogênio
(nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2
np3 da sua camada de valência.
Esta configuração dá aos elementos, uma variação no
número de oxidação de -3 à +5.
O nitrogênio e o fósforo são não-metais, o arsênio é um
metalóide e o antimônio e o bismuto são metais.
Grupo 16 - Família do Oxigênio
(oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2
np4 da sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam
compostos com metais e com hidrogênio quando o número de
oxidação é –2.
Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os
elementos do grupo formam compostos com outros elementos
do seu próprio grupo, ou com os elementos do grupo 17, os
halogênios.
Grupo 17 – Halogênios
(Flúor, cloro, bromo, iodo e astato)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2
np5 da sua camada de valência.
Seus elementos são chamados de halogênios. Mostra uma
regularidade nas propriedades físicas, na eletro negatividade,
e nos raios atômicos e iônicos.
O flúor possui algumas propriedades anômalas, tais como: a
sua força como agente oxidante e a baixa solubilidade da
maioria dos fluoretos.
Grupo 18 - Gases Nobres
(Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio)
Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2
np6 da sua camada mais externa.
Têm a camada externa totalmente preenchida de
elétrons. Isso os torna elementos quimicamente inertes.
Estes elementos são encontrados na natureza como gases
monoatômicos, não reativos.
Entretanto, o primeiro composto do gás nobre
(tetrafluoreto de xenônio – XeF4), foi produzido a partir de
uma mistura de xenônio com flúor, em temperatura elevada. O
radônio (Rn) é um gás radioativo.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
Variação das propriedades mais importantes 
Eletronegatividade
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
Variação das propriedades mais importantes 
Ligações químicas
Ligações químicas
O tipo de ligação 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.
Alótropo Fórmula Estrutura 
Negro de 
fumo 
Cn (estrutura 
aleatória, com 
predominância de 
carbono sp
2
) 
 
Grafite 
Cn (folhas paralelas 
de anéis aromáticos 
unidos) 
 
Diamante 
Cn (cristais com 
carbono sp
3
) 
 
Fulerenos 
C60 é o mais comum, 
mas existem dezenas 
de outras moléculas, 
como C20 e C70. 
 
Nanotubos 
de carbono 
Cn, são tubos com 
estrutura semelhante 
às folhas de grafite. 
 
 
Ligações químicas
É impossível se falar em ligações químicas sem falarmos
em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para
originar corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que
estes átomos entrarão em contato entre si.
Quando dois átomos entram em contato, o fazem
através das fronteiras das suas eletrosferas,
ou seja, de suas
últimas camadas.
Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a
que determina as condições de formação das ligações químicas.
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a utilização do
termo valência para explicar o poder de combinação de um
átomo com outros.
A valência de um dado elemento é que determina as
fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele.
A primeira situação seria entender por que dois ou mais
átomos se ligam, formando uma substância simples ou
composta.
Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser
encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os
gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam
entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás
nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases
nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons na última
camada.
Teoria do octeto, foi proposta por Kossel e Lewis no
início do século XX.
Baseado nessa ideia, a valência de um átomo passou a ser
vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria
receber, perder ou compartilhar para tornar sua última
camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número
atômico mais próximo.
elemento K L M N O P Q
Hélio 2He 2
Neônio 10Ne 2 8
Argônio 18Ar 2 8 8
Criptônio 36Kr 2 8 18 8
Xenônio 54Xe 2 8 18 18 8
Radônio 86Rn 2 8 18 32 18 8
Número de Oxidação
As ligações químicas podem ser classificadas em três 
categorias:
-Iônica ou eletrovalente
-Covalente ou molecular (normal e dativa)
-Metálica
Ligação Iônica
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com
a formação de íons.
A atração entre os átomos que formam o composto é de
origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons,
enquanto o outro recebe.
O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de
menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e
entre metais e hidrogênio.
átomo com facilidade para liberar os elétrons da última
camada: metal
átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última
camada: não metal
Eletronegatividade
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um
exemplo característico de ligação iônica. Observe a
distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:
Na K=2 – L=8 – M=1
Cl K=2 – L=8 – M=7
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua 
última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. 
Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, 
assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a 
quantidade necessária de elétrons. 
Na representação da ligação, utilizamos somente os 
elétrons da última camada de cada átomo. 
De maneira análoga podemos observar a ligação entre o
flúor (9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons
de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito
elétrons necessários.
Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última
camada, precisa de apenas mais um elétron.
São necessários três átomos de flúor para acomodar os
três elétrons cedidos pelo alumínio.
Ligações Iônicas
Ocorre predominantemente nas cerâmicas
Cede elétrons Sequestra elétrons
He 
-
Ne 
-
Ar
-
Kr
-
Xe
-
Rn
-
F
4.0
Cl
3.0
Br 
2.8
I
2.5
At
2.2
Li
1.0
Na
0.9
K
0.8
Rb
0.8
Cs
0.7
Fr
0.7
H 
2.1
Be
1.5
Mg
1.2
Ca
1.0
Sr
1.0
Ba
0.9
Ra
0.9
Ti
1.5
Cr
1.6
Fe
1.8
Ni
1.8
Zn
1.8
As
2.0
CsCl
MgO
CaF2
NaCl
O
3.5
Tamanho dos Íons
Ligação covalente simples
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos
precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas.
Somente o compartilhamento é que pode assegurar que
estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em
suas últimas camadas.
Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron
para a formação de um par compartilhado, que a partir da
formação passará a pertencer a ambos os átomos.
Ocorre entre não metais e não metais, não metais e
hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.
O hidrogênio possui somente uma camada contendo um
único elétron. Compartilhando 1 elétron, o hidrogênio atinge a
quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons.
Os elétrons compartilhados passam a ser contados para
as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.
Ligações Covalentes
 Configuração estável devido ao compartilhamento de
elétrons de átomos vizinhos;
 Átomos ligados covalentemente contribuem com ao menos um
elétron, cada um, para a ligação;
 Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos;
Na molécula de oxigênio ocorrem duas ligações
covalentes entre os dois átomos.
Estas duas ligações garantem que os dois átomos de
oxigênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas
camadas.
A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita
apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira
igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para
atrair o elétron para si
A molécula de CO2 é formada por dois átomos de
oxigênio e um de carbono unidos através de ligações
covalentes.
6C K=2 – L=4 8O K=2 – L=6
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada
átomo de oxigênio 2, garantindo assim que ambos atinjam os
oito elétrons nas últimas camadas.
Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples.
O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito
dupla ligação.
O conjunto de três ligações unindo dois átomos é dito
tripla ligação.
Ligação covalente dativa ou coordenada
A existência de algumas moléculas não pode ser
explicada simplesmente através da ligação covalente simples.
Para estes casos foi formulada a teoria da ligação
covalente coordenada.
Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver
com a última camada completa entra com os dois elétrons do
par compartilhado.
HNO3
He 
-
Ne 
-
Ar 
-
Kr 
-
Xe 
-
Rn 
-
F 
4.0
Cl 
3.0
Br 
2.8
I 
2.5
At 
2.2
Li 
1.0
Na 
0.9
K 
0.8
Rb 
0.8
Cs 
0.7
Fr 
0.7
H 
2.1
Be 
1.5
Mg 
1.2
Ca 
1.0
Sr 
1.0
Ba 
0.9
Ra 
0.9
Ti 
1.5
Cr 
1.6
Fe 
1.8
Ni 
1.8
Zn 
1.8
As 
2.0
SiC
C(diamond)
H2O
C 
2.5
H2
Cl2
F2
Si 
1.8
Ga 
1.6
GaAs
Ge 
1.8
O 
2.0
co
lum
n I
VA
Sn 
1.8
Pb 
1.8
Ligações Covalentes
Exemplos:
 Moléculas de metais e não metais;
 Moléculas com não metais;
 Sólidos elementares e compostos sólidos
Diamante macromolécula
• C centro de um tetraedro regular formado de outros
quatro carbonos
•Estrutura contínua em cada cristal
•Dureza do diamante trincar um diamante significa
quebrar milhões de ligações covalentes
Ligação metálica
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de
metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte
tendência a doarem seus elétrons da última camada.
Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal
metálico, estes perdem seus elétrons da última camada.
Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos
mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório.
Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos
o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja,
geramos uma corrente elétrica.
* Iônica * Covalente * Metálica
Polaridade das ligações
Para entender o conceito de polaridade, devemos relembrar 
eletronegatividade (capacidade dos átomos atraírem elétrons)
F O  N  Cl  Br  I  S  C  P  H
Escala de eletronegatividade
H * * H
Cl * * H
Ligação covalente apolar
Ligação covalente polar
Geometria molecular
É o estudo de como os átomos estão distribuídos
espacialmente em uma molécula. Esta pode assumir várias
formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem.
linear
Trigonal plana
linear
piramidal tetraédrica
angular
Tipos de geometria molecular
a, b-Linear: Acontece em toda molécula diatômica (que possui
dois átomos) ou em toda molécula em que o átomo central
possui no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de
valência. Exemplo: Ácido clorídrico e gás carbônico.
c-Angular: Acontece quando o átomo central tem três ou
quatro nuvens eletrônicas em sua camada de valência. No caso
de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e uma não,
formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligantes.
Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas
e duas não, formando um ângulo de 109 graus e 28 minutos
entre os átomos. Ex: SO2 , SH2
Tipos de geometria molecular
d-Trigonal plana ou triangular: Acontece somente quando o
átomo central tem três nuvens eletrônicas em sua camada de
valência. Estas devem fazer ligações químicas, formando um
ângulo de 120 graus entre os átomos ligados ao átomo central.
Ex: SO3
e-Piramidal: Acontece quando há quatro nuvens eletrônicas na
camada de valência do átomo central, sendo que três fazem
ligações químicas e uma não. Os três átomos ligados ao átomo
central ficam no mesmo plano. Ex: NH3
f-Tetraédrica: Acontece quando há quatro nuvens eletrônicas
na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações
químicas. O átomo central assume o centro de um tetraedro
regular. Ex: CH4
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
Introdução
•Podem ser:
•Ligações ou Forças de - Dipolos permanentes -Pontes de
van der Waals Hidrogênio
- Dipolos flutuantes -Dipolos 
induzidos
•Está relacionada com a quantidade de energia envolvida
van der Waals
 São ligações de natureza 
física
 A polarização (formação 
de dipolos) devido a 
estrutura da ligação 
produz forças atrativas e 
repulsivas entre átomos e 
moléculas 
 A ligação de van der Waals 
não é direcional
 A ligação é fraca < 10 
Kcal/mol
Forças de van der Waals
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
Dipolos Flutuantes - Induzidos
Ocorre em moléculas com distribuição 
de cargas elétricas simétricas (H2, 
N2, O2,...), onde os e
- e suas 
vibrações podem distorcer esta 
simetria, ocorrendo um dipolo 
elétrico.
Esquema representativo 
(a) átomo eletricamente simétrico 
(b) um dipolo atômico induzido
Forças de van der Waals
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
Dipolos permanentes - moléculas polares
Moléculas assimétricas (NH3, CH3Cl) jamais têm 
coincidentes os centros de suas cargas positivas e 
negativas, podendo interagir eletrostaticamente com 
as adjacentes.
Esquema representativo da 
molécula polar de HCl
Forças de van der Waals
Moléculas polares
na ausência de 
campo elétrico
na presença de 
campo elétrico
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
 Nome deriva da ligação: H - centro de 
cargas positivas, atraindo o centro das 
cargas negativas das moléculas adjacentes
POLARIZAÇÂO
 Produção de forças de van der Waals 
entre as moléculas:
-alinhamento de polos negativos com 
positivos (ângulo de ligação 109,5o) 
-- moléculas formam uma estrutura 
quase hexagonal 
 H ligado a F, O e N
PONTES DE HIDROGÊNIO
• É uma das mais fortes ligações 
secundárias, e um caso especial de 
moléculas polares (distribuição desigual da densidade 
de elétrons) 
Dipolos permanentes - moléculas polares
Forças de van der Waals
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO
•Íons e de certas moléculas se dissolvem na água polaridade
Dipolos permanentes - moléculas polares
Forças de van der Waals
Exemplo: o cloreto de sódio (forma cristalina) e 
dissolvido em água.
Propriedades da água 
ligação
- gelo flutuar: É menos 
denso: as ligações de hidrogênio 
mantêm as moléculas de água 
mais afastadas no sólido do que 
no líquido, onde há uma ligação 
hidrogênio a menos por molécula)
- elevado calor de 
vaporização
- forte tensão 
superficial
- alto calor específico 
- propriedades 
solventes
- efeito hidrofóbico 
Estrutura do gelo
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
RESUMO DAS LIGAÇÕES
Iônica Covalente Metálica Intermolecular
Intensidade 
de ligação
forte muito forte 
moderada e 
variável
fraca 
Dureza moderada a alta muito duro, frágil
baixa a 
moderada; dúctil 
e maleável
mole e plástico
Condutivida
de elétrica
condução por transporte 
de íons, somente quando 
dissociado
isolante em sólido e 
líquido
bom condutor por 
transporte de 
elétrons
isolantes no 
estado sólido e 
líquido
Ponto de 
fusão 
moderado a alto baixo geralmente alto baixo 
Solubilidade 
solúvel em solventes 
polares
solubilidade muito 
baixa
insolúveis 
solúveis em 
solventes 
orgânicos
Exemplos muitos minerais 
diamante, oxigênio, 
moléculas orgânicas
Cu, Ag, Au, 
outros metais
gelo,sólidos 
orgânicos 
(cristais) 
Comparação entre o tipo de ligação e propriedades esperadas
Alguns valores de energia e comprimento
de ligação
COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação
Energia de ligação necessária para
romper um mol de ligações
Comprimento das energias de ligação:
Ligação Kcal/mol Comprimento (nm)
C - C 88 0,154
C = C 162 0,13
C  C 213 0,12
C - H 104 0,11
C - O 86 0,14
H - H 104 0,074
Energia de ligação
 É a mínima energia necessária para formar ou romper uma ligação.
 Estão relacionados com a energia de ligação propriedades como:
- módulo de elasticidade;
- coeficiente de expansão térmica;
- ponto de fusão;
- calor latente
- resistência mecânica
Energia de ligação x distância 
interatômica na ligação do H–H 
COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
 Quanto mais profundo o poço de energia maior a temperatura de fusão do 
material
 Devido às forças de repulsão aumentarem muito mais com a aproximação dos 
átomos a curva não é simétrica. Por isso, a maioria dos materiais tendem a se 
expandir quando aquecidos
Energia de ligação
COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
area 1/Aula_04_estrutura_cristalina.pdf
CIÊNCIA DOS 
MATERIAIS A
Estrutura cristalina
Monocristal de granada
Por quê estudar?
• As propriedades de alguns materiais estão diretamente associadas à
sua estrutura cristalina
ex: magnésio e berílio que têm a mesma estrutura (HC) se deformam
muito menos que ouro e prata que têm outra estrutura cristalina (CFC).
• Explica a diferença significativa nas propriedades de materiais
cristalinos e não cristalinos de mesma composição (materiais cerâmicos
e poliméricos não-cristalinos tendem a ser opticamente transparentes
enquanto cristalinos não).
Materiais cristalinos
Estrutura cristalina: 
 conceitos fundamentais,
 célula unitária, 
Sistemas cristalinos, 
 Polimorfismo e alotropia 
NaClSiO2
•Os materiais sólidos podem ser classificados de
acordo com a regularidade na qual os átomos ou
íons se dispõem em relação à seus vizinhos.
 Material cristalino - os átomos
encontram-se
ordenados sobre longas distâncias atômicas
formando uma estrutura tridimensional que se
chama de rede cristalina.
Materiais não-cristalinos ou amorfos - não
existe ordem de longo alcance na disposição dos
átomos
ARRANJAMENTO ATÔMICO
• Todos os metais, muitas cerâmicas e alguns polímeros
formam estruturas cristalinas sob condições normais de
solidificação.
• As propriedades dos materiais sólidos cristalinos dependem
da estrutura cristalina, ou seja, da maneira na qual os átomos,
moléculas ou íons estão espacialmente dispostos.
• Há um número grande de diferentes estruturas cristalinas,
desde estruturas simples exibidas pelos metais até estruturas
mais complexas exibidas pelos cerâmicos e polímeros
ARRANJAMENTO ATÔMICO
Cristal Vidro Gás
Ordem a longo 
alcance
Ordem a curto 
alcance
Sem 
ordenamento
ARRANJAMENTO ATÔMICO
CRISTAIS IÔNICOS
Fatores que definem o arranjo mais
estável dos átomos de um cristal
• Preservar a neutralidade elétrica;
• Satisfazer o caráter direcional das ligações 
covalentes
•Minimizar a repulsão íon-íon
• Ajustar os átomos do modo mais compacto 
possível
•Modelo de esferas rígidas
os átomos são considerados com se fossem esferas
sólidas de diâmetro fixo.
Exemplo: modelo bidimensional
átomo A
átomo B
Reticulado cristalino
Arranjo de pontos que representam a posição média 
dos átomos
• Exemplo: modelo bidimensional
posição média do 
átomo A
posição média do 
átomo B
a
b
 A rede é formada por átomos que se repetem 
regularmente
REDE: conjunto de pontos espaciais 
que possuem vizinhança idêntica.
 Na rede a relação com vizinhos é 
Constante.
- simetria com os vizinhos;
- distâncias definem o parâmetro de rede;
- ângulos entre arestas
PARÂMETROS PELOS QUAIS SE DEFINE UM 
CRISTAL
Exemplo 
esquemático de rede
Ordem a longo alcance
ORDENAÇÃO DE ÁTOMOS
Parâmetros de rede
A geometria da célula unitária é descrita em termos de seis
parâmetros:
- o comprimento das três arestas do paralelepípedo (a, b , c)
- os três ângulos entre as arestas (a, b, g).
- Os parâmetros cristalinos a , b, c são medidos em
Ångström (Å) ou nanometros (nm).
- Os ângulos α, β e γ são medidos em graus (º).
Constante de Madelung
- É uma definição precisa da energia de uma dada
estrutura cristalina relativa ao mesmo número de
componentes isolados.
- Medida da estabilização eletrostática de um cristal.
- A energia de ligação cátion-ânion tem duas
componentes: atração coulombiana e um segundo termo,
devido, que é a repulsão devido ao Princípio de Exclusão de
Pauli, a qual torna-se mais forte para pequenas distâncias
de separação.
REGRAS DE PAULING
REGRA 1
 Cada íon se coordenará com um poliedro de íons de carga
oposta.
 Esse poliedro possuirá um número de íons determinado
pela relação entre os tamanhos dos íons.
 Configurações estáveis são aquelas em que os íons
menores (normalmente os cátions) têm dimensão similar
ou ligeiramente maior do que os interstícios que devem
ocupar na estrutura cristalina.
REGRAS DE PAULING
REGRA 2
 Numa estrutura cristalina estável, os poliedros de
coordenação se arranjam nas três dimensões de forma a
preservar a neutralidade de carga local.
 Contribuição de cada íon (e.v.) - e.v. = z / NC
 A carga contrária que cada íon “sente” é igual (em módulo)
à sua própria carga.
REGRAS DE PAULING
REGRA 3
 Os poliedros de coordenação “preferem”, em ordem de
estabilidade, compartilhar vértices a compartilhar arestas,
e compartilhar aresta a compartilhar faces inteiras.
Razão: aumento da distância entre cátions!!
REGRA 4
A Regra 3 torna-se tanto mais importante quanto menor é o
número de coordenação e mais elevada é a valência do íon
menor (que geralmente é o cátion).
Em cristais contendo diferentes cátions, aqueles com valência maior
e menor número de coordenação tendem a não compartilhar
poliedros com os outros, e, se isso ocorrer, as arestas dos poliedros
se contraem (para concentrar carga negativa entre os cátions), e os
cátions podem se deslocar de suas posições no centro dos poliedros
na direção contrária à aresta ou face compartilhada (para minimizar
a repulsão entre os cátions).
REGRAS DE PAULING
REGRA 5
 Estruturas simples são sempre preferidas em relação a
estruturas mais complicadas (...”keep it simple”...) . Por
exemplo:
 Quando diferentes cátions de dimensões similares e de
mesma valência estão presentes em um cristal, eles
freqüentemente ocupam o mesmo tipo de sítio, porém
distribuídos de forma aleatória, formando um tipo de
“solução sólida”.
 No entanto, se esses diferentes cátions forem
suficientemente distintos em dimensões e em valência, eles
podem ocupar sítios com coordenações diferentes,
aumentando a complexidade da estrutura.
Na solidificação ou por saturação de uma solução.
SOLIDIFICAÇÃO Cristais se formam no sentido 
contrário da retirada de calor
Mais baixa energia livre
Maior empacotamento
SATURAÇÃO
 Como os cristais se formam?
Número de Coordenação - número de átomos com que um 
átomo está ligado
CÉLULA UNITÁRIA
(unidade básica repetitiva da estrutura tridimensional)
• Consiste num pequeno grupos de átomos que
formam um modelo repetitivo ao longo da
estrutura tridimensional (analogia com elos da
corrente)
•A célula unitária é escolhida para representar
a simetria da estrutura cristalina
Célula 
Unitária
Os átomos são representados como esferas rígidas
CÉLULA UNITÁRIA
Um sólido cristalino pode ser construído a
partir da célula unitária e operadores
translacionais
CÉLULA UNITÁRIA
 As estruturas ideais apresentam baixa energia e maior
empacotamento, já as reais compreendem os defeitos possíveis
nas ideais.
 As estruturas ideais compreendem:
- diferentes sistemas cristalinos ângulos a , b , g
tamanho das arestas a, b, c
- sistemas cristalinos 7 diferentes
- redes de Bravais 14 diferentes
 CÉLULA UNITÁRIA menor subdivisão da rede cristalina
que retém as características de
toda a rede.
Três diferentes tipos de estruturas cristalinas
OS 7 SISTEMAS
CRISTALINOS
AS 14 REDES DE BRAVAIS
Dos 7 sistemas cristalinos
podemos identificar 14
tipos diferentes de células
unitárias, conhecidas com
redes de Bravais.
Cada uma destas células
unitárias tem certas
características que ajudam
a diferenciá-las das outras
células unitárias.
Além do mais, estas
características também
auxiliam na definição das
propriedades de um
material particular.
Número de átomos por célula unitária
 É o número específico de pontos da 
rede que define cada célula unitária.
- Átomo no vértice da célula 
unitária cúbica: partilhado por 
sete células unitárias em contato
somente 1/8 de cada 
vértice pertence a uma 
célula particular.
- Átomo da face centrada:
partilhado por 
duas células
unitárias
Informações importantes da célula unitária
Parâmetro de rede e sua relação com o raio atômico
Número de coordenação (quantos vizinhos tem o 
átomo)
Fator de empacotamento (quanto do espaço da célula 
é ocupado e quanto é vazio)
SISTEMA CÚBICO
Os átomos podem ser agrupados dentro do
sistema cúbico em 3 diferentes tipos de
repetição