Aula 02 Estrutura atômica e ligacões

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Materiais Elétricos e Magnéticos
CAP. 02  ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO INTERATÔMICA
Prof. Harold Mello
harold.uerj@gmail.com 
Baseado em notas de aula do prof. Júlio César Milan (UDESC), Callister (2016) e Smith e Hashemi (2015) 
História do átomo
• Séc. XVII: Robert Boyle afirmou que os elétrons são constituídos
de “corpos simples” e que eles próprios não são formados por
quaisquer outros corpos.
• Séc. XIX: John Dalton afirmou que a matéria é constituída de
pequenas partículas chamadas de átomos.
• Séc. XIX : Henri Becquerel and Marie and Pierre Curie, na
França, introduziram o conceito de radioatidade.
• Joseph J. Thompson identificou os elétrons.
• Em 1910 Ernest Rutherford
identificou os prótons.
• Em 1932, James Chadwick
identificou os nêutrons.
Experimento de Rutheford
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
ÁTOMO
Unidade básica de um elemento
Diâmetro: 10 –10 m
Neutralidade de cargas
Núcleo
Diâmetro: 10 –14 m
Quantidade para toda massa
Carga positiva
Nuvem de elétrons
Massa: 9,109 x 10 –28 g
Carga: -1,602 x 10 –19 C
Quantidade para todo volume
Próton
Massa: 1,673 x 10 –24 g
Carga: +1,602 x 10 –19 C
Nêutron
Massa: 1,675 x 10 –24 g
Carga neutra
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Cada elemento químico é caracterizado pelo:
• Número atômico (Z) – número de prótons (do núcleo)
• Único por elemento
 Exemplo: Hidrogênio = 1, Urânio = 92
• Massa atômica (A = Z + n) – soma das massas dos prótons 
e nêutrons.
 Exemplo: Carbono tem 6 prótons and 6 nêutrons. A= 12.
• Átomos de alguns elementos têm 2 ou mais diferentes massas 
atômicas, sendo estes denominados de isótopos.
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Alguns isótopos de elementos comuns
* Radioativo, vida curta
• Isótopo – variações de um elemento com o mesmo 
número atômico, mas diferente número de massa.
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
• Peso atômico – média ponderada das massas
atômicas dos isótopos do átomo que ocorrem
naturalmente.
• Unidade de massa atômica – 1 u.m.a. = 1/12 da
massa do isótopo mais comum do carbono –
carbono 12 (12C) (A = 12)
• 1 mol ou grama-mol – 6,023 x 1023 (número de 
Avogadro) átomos ou moléculas
Ex.: o peso atômico do ferro é 55,85 u.m.a./átomo, ou 55,85g/mol
1 u.m.a. = 1 g/mol
ESTRUTURA ATÔMICA – Exemplo
Um composto intermetálico tem a fórmula química NixAly no qual
x e y são números inteiros; o composto consiste em peso de
42,04% de níquel e 57,96% de alumínio. Qual a fórmula mais
simples desse alumineto de níquel?
ESTRUTURA ATÔMICA – Exemplo
Um composto intermetálico tem a fórmula química NixAly no qual
x e y são números inteiros; o composto consiste em peso de
42,04% de níquel e 57,96% de alumínio. Qual a fórmula mais
simples desse alumineto de níquel?
• Número de moles de Ni = 42,04 g Ni  (1 mol Ni /58,69 g Ni)= 
0,7163 mol
• No. of moles of Al = 57,96 g Al  (1 mol Al /26,98 g Al) = 2,148 
mols
• total = 2,864 mols
• Fração molar de Ni = 0,7163 / 2,864 = 0,25
• Fração molar de Al = 2,148 / 2,864 = 0,75
• Assim, a fórmula mais simples é NiAl3.
Teoria Quântica
• Max Planck descobriu que átomos e moléculas emitem
energia somente em certas quantidades discretas,
denominadas quanta.
• James Clerk Maxwell sugeriu que a luz visível é, na verdade,
radiação eletromagnética.
• 𝐸 = ℎ𝜐 = ℎ𝑐/𝜆; ℎ = 6,63 × 10−34 J.s
• Energia sempre
é emitida em
múltiplos
inteiros de ℎ𝜐.
Estrutura eletrônica dos átomos: teoria de Bohr
Átomo de Bohr
• Elétrons se movem em trajetórias circulares em torno do
núcleo.
• A energia do elétrons é limitada por um nível de energia que
fixa a distância radial do elétron ao núcleo.
• Mudança de energia na transição de níveis: ∆𝐸 = ℎ𝑐/𝜆
Emite
energia
(Photon)
Absorve
energia
(Photon)
Níveis de energia
Estrutura eletrônica dos átomos: teoria de Bohr
Energia no átomo de hidrogênio
• O átomo de H possui um próton e um elétron.
• A energia de átomos de hidrogênio para níveis diferentes de
energia é dado por:
𝐸 = −
13,6
𝑛2
𝑒𝑣,
onde 𝑛 = 1, 2, … é o número quântico principal
• Exemplo: se um elétron se move de um nível 𝑛 = 3 para um
estado 𝑛 = 2, o quantum de energia (fóton) liberada é:
𝐸 = −
13,6
32
−
13,6
22
= 1,89 𝑒𝑣
• A energia necessária para remover completamente um elétron
do átomo de hidrogênio é conhecida como energia de
ionização.
Princípio da Incerteza e a função de onda de Schrodinger
•Modelo de Bohr falha para explicar átomos complexos
•Louis de Broglie: partículas de matéria tais como os 
Elétrons poderiam ser tratados em termos de partículas
e ondas
•Princípio da Incerteza de Heisenberg  não se
pode medir com precisão ilimitada todas as
quantidades que descrevem o movimento de uma
partícula
Δx mΔu ≥ h/4π, onde Δx é a incerteza na posição e Δu, 
incerteza na velocidade
Uma função de probabilidade pode ser utilizada para 
encontrar o elétron com uma dada energia em um dado 
espaço: densidade de elétrons.
•
•
Densidade de élétrons
•Solução da equação de onda em termos de uma função 
Ψ (orbitais)
•O quadrado da função de onda representa a densidade 
do elétron
0.05 nm
A teoria da Mecânica Quântica postula
que o elétron não pode ser
considerado como uma partícula que
possui uma órbita com um raio
definido. Existe a probabilidade de que
o elétron seja encontrado em algumas
posições. A localização do elétron é,
então, melhor descrita como uma
distribuição de densidade de
probabilidade, que é também chamada
de nuvem eletrônica.
Fig. Comparação dos modelos de átomos de (a) Bohr e (b) mecânico
ondulatório em termos de distribuição eletrônica.
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
Para representar a localização espacial e a energia
de um elétron num átomo, são necessários quatro
parâmetros  números quânticos.
n – número quântico PRINCIPAL*
l – número quântico AZIMUTAL
ml – número quântico MAGNÉTICO
ms – número quântico de SPIN
A quantidade de níveis de energia possíveis é determinada pelos 3 primeiros
números quânticos
* Apenas este número quântico também está associado ao modelo de Bohr –
relacionado à distância de um elétron a partir do núcleo.
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
Tab. Valores permitidos para os números quânticos
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS
n – principal → nível – distância do elétron ao núcleo (indica a camada)
n = 1,2,3, ...
l – azimutal → descreve o nível de energia em cada subcamada quântica (forma da nuvem
eletrônica)
l = 0, 1, ... (n-1), mas é indicado por letras para evitar confusão
l = s, p, d, f * A nuvem eletrônica é esférica para elétrons s, mas possui geometrias complexas
para outros níveis
http://cienciadosmateriais.org/index.php?acao=exibir&cap=2&top=30
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS
ml - magnético → orientação da nuvem eletrônica no espaço (número de estados
energéticos para cada subcamada)
-l, (-l +1), ..., (-l+1), l
Cada combinação diferente de n, l e m corresponde a um estado quântico único 
chamado orbital. Os valores destes números quânticos especificam o tamanho, 
forma e orientação espacial do orbital eletrônico.
s – spin → sentido de rotação do elétron em torno de si próprio
- ½ , + ½ usualmente utiliza-se ↑ e ↓
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
Fig. Representação esquemática das energias relativas dos elétrons para as várias camadas e subcamadas
NÍVEIS ENERGÉTICOS
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
ELEMENTOS
•
•
Elementos também são materiais
Todos os materiais que utilizamos são feitosde elementos
Ouro e prata – joias
Alumínio – latas de cerveja e refrigerante
Carbono – diamante e lápis
Mercúrio – termômetros
Tungstênio – filamento de lâmpadas
ELEMENTOS
ELEMENTOS
• Podem ser sistematicamente arranjados em uma
tabela periódica, de acordo com sua estrutura
eletrônica.
ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA
• Classificados de acordo com sua configuração
eletrônica
• Ordem crescente de número atômico
Fileiras horizontais  períodos
Coluna ou grupo  estrutura semelhante de elétrons de
valência, propriedades físicas e químicas semelhantes.
ELEMENTOS
TABELA PERIÓDICA
Grupo 0 – gases inertes – camadas preenchidas,
configuração eletrônica estável.
Grupo VIIA – deficiência de um elétron
Grupo VIA – deficiência de dois elétrons
Grupo IA – excesso de um elétron
Grupo IIA – excesso de dois elétrons
IIIB e IIB – metais de transição
IIIA, IVA e VA – características intermediárias
entre metais e não metais
Maioria dos elementos - METAIS
TABELA PERIÓDICA
Os elementos são classificados como
metais, não-metais e metalóides.
• Um metal conduz eletricidade, tem
brilho, é maleável e dúctil.
• Um não-metal não conduz
eletricidade e não é maleável nem
dúctil.
• Um metalóide tem a aparência e
algumas propriedades de um metal,
mas comporta-se quimicamente como
um não metal.
TABELA PERIÓDICA
Potencial de ionização – é a energia requerida
para remover o elétron mais fracamente
ligado (geralmente o mais externo) de
um átomo gasoso isolado.
átomo (g) + PI → ion positivo (g) + e-
Afinidade eletrônica – é o processo inverso do
potencial de ionização. É a mudança de
energia associada com um átomo gasoso
isolado aceitando um elétron.
átomo (g) + e- → íon negativo (g)
TABELA PERIÓDICA
Raio atômico e iônico – em geral íons positivos
são menores que átomos neutros e íons
negativos são ainda maiores.
Eletronegatividade – medida independente da
atração que um átomo tem por elétrons
em uma ligação formada com outro
átomo.
TABELA PERIÓDICA
ELETRONEGATIVIDADE  eV
Elemento eletropositivo – capaz de ceder seus poucos elétrons de valência e
se tornar carregado positivamente
Elemento eletronegativo – capazes de receber elétrons e se tornar carregado
negativamente, ou compartilha elétrons
TABELA PERIÓDICA
•
•
Os elétrons são atraídos pelos prótons
Os elétrons se distribuem em orbitais
• Níveis de energia bem definidos
• Os elétrons não podem assumir níveis intermediários
• Para trocar de nível, os elétrons tem que receber a energia
exata que diferencia dois níveis
• A energia é função da distância dos elétrons ao núcleo
• Quanto mais perto do núcleo mais ligado o elétron
• Quanto mais longe do núcleo menos ligado
• Se o elétron recebe energia suficiente, ele é arrancado, 
torna-se um elétron livre e o átomo é ionizado
ORBITAIS E NÍVEIS DE ENERGIA
Forças e energia de ligação
Propriedades físicas → forças interatômicas que
unem os átomos, prendendo-os.
Ex.:
2 átomos isolados
• Grandes distâncias – interações desprezíveis
• Aproximação – forças mútuas
Dependem do tipo de ligação
•
•
Atrativas (FA)
Repulsivas (FR)
Interações entre nuvens
eletrônicas
LIGAÇÃO ATÔMICA
Dependem da distância  f(d)
Dependência das forças atrativa, repulsiva e líquida sobre a separação
interatômica para dois átomos isolados.
Forças e energia de ligação
LIGAÇÃO ATÔMICA
Para muitos átomos, ao = 0,3 mm
ao – distância de equilíbrio
FL = FA+ FR
  
   a
eZZ
a
ZZ
F
ee
A 2
0
2
21
2
0
21
44  

Z1, Z2 = Num. de elétrons removidos 
ou adicionados na formação do íon
e = carga do elétron
ε = Permeabilidade do espaço livre
(8,85 x 10-12 C2/Nm2)
a = distância de separação interiônica
a
Dependência das forças atrativa, repulsiva e líquida sobre a separação
interatômica para dois átomos isolados.
Forças e energia de ligação
LIGAÇÃO ATÔMICA
FL = FA+ FR
n e b são constantes
a a
F nrepulsiva
nb
1

  aa
eZZ
F nlíquida
nb
12
0
2
21
4



Exemplo
LIGAÇÃO ATÔMICA
Força de atração entre os íons Na+ and Cl-
Z1 = +1 for Na
+, Z2 = -1 for Cl
-
e = 1,60 x 10-19 C , ε0 = 8,85 x 10
-12 C2/Nm2
a0 = soma dos raios dos íons Na
+ e Cl-
= 0,095 nm + 0,181 nm = 2,76 x 10-10 m   N
C
a
eZZ
F atração
9
10-212-
219
2
0
2
21 1002,3
m) 10x /Nm2)(2,76C 10x 8,85(4
)1060,1)(1)(1(
4




  Na+ Cl-
a0
Forças e energia de ligação – energia potencial
(mesma análise)
EL = EA + EREo – energia de
ligação (energia 
necessária para 
separar os dois 
átomos)
Dependência das energias atrativas, repulsivas e potencial líquida sobre a
separação interatômica para dois átomos isolados.
Callister.
LIGAÇÃO ATÔMICA
Forças e energia de ligação – materiais sólidos
Eo – associada a cada átomo
Dependem do material e tipo de ligação
• Magnitude da energia de ligação
• Forma da curva de energia em função da separação 
interatômica
Propriedades dependem de Eo e da forma da curva
•
•
•
•
Alta Eo  material sólido
Baixo Eo  material gasoso
Eo intermediários  líquidos
Rigidez mecânica (módulo de elasticidade) depende
da forma da curva
LIGAÇÃO ATÔMICA
• Rigidez mecânica (módulo de elasticidade) depende
da forma da curva
Forças e energia de ligação – materiais sólidos
LIGAÇÃO ATÔMICA
Tipos e características das ligações
Ligações primárias – ligações fortes. São criadas
quando há interação direta entre dois ou mais
átomos. Quanto maior o número de elétrons 
por átomos que participam do processo, mais
forte a conexão entre os átomos.
Ligações secundárias – ligações fracas. Ocorrem
devido à interação indireta de elétrons em
átomos adjacentes ou moléculas.
LIGAÇÃO ATÔMICA
Tipos de ligações primárias – materiais sólidos
•Iônica
•Covalente
•Metálica
Envolvem os elétrons de valência
Dependem da estrutura eletrônica dos átomos
constituintes
Tendência dos átomos atingirem estruturas
eletrônicas estáveis, como dos gases inertes
Forças secundárias → mais fracas
LIGAÇÃO ATÔMICA
Forças e ligações secundárias
• Mais fracas
• Também influenciam propriedades físicas
LIGAÇÃO ATÔMICA
Tab. Exemplos de substâncias com diferentes tipos de ligações interatômicas
LIGAÇÃO ATÔMICA
LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre em elementos metálicos e não metálicos
Elementos situados nas extremidades horizontais da 
tabela.
Elemento metálico doa elétrons para não metálico
NaCl
LIGAÇÃO IÔNICA
NaCl
Na Ne
→ cede um elétron → estrutura do Ne
carga positiva
Cl Ar
Cl → recebe um elétron → estrutura do Ar
LIGAÇÃO IÔNICA
Forças de ligação atrativa  Coulomb
LIGAÇÃO IÔNICA
Forças de ligação atrativa  Coulomb
Representação esquemática de uma ligação iônica no cloreto de sódio (NaCl).
LIGAÇÃO IÔNICA
• Denominada NÃO DIRECIONAL  a magnitude 
da ligação é igual em todas as direções ao redor do 
íon.
• Para que seja estável  todo íon positivo deve possuir 
como vizinhos mais próximos íons carregados 
negativamente e vice versa.
• Energia de ligação varia entre 600 e 1500 KJ/mol.
Materias iônicos:
Duros e frágeis e também isolantes elétricos e térmicos 
consequência direta das configurações eletrônicas e/ou natureza 
da ligação iônica.
LIGAÇÃO IÔNICA
Materiais cerâmicos → ligação predominante
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
LIGAÇÃO IÔNICALIGAÇÃO COVALENTE
Compartilhamento de elétrons por átomos adjacentes
Cada átomo compartilha 1 ou mais elétrons
LIGAÇÃO COVALENTE
Metano – CH4
Representação esquemática de uma ligação covalente numa molécula de
metano (CH4).
LIGAÇÃO COVALENTE
CH4
C Ne
C  compartilha quatro elétrons  estrutura do Ne
H He
H  compartilha um elétron  estrutura do He
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplos:
H2, Cl2, F2
CH4, H2O, HNO3, HF
Diamante, Silício, Germânio
GaAs, InSb, SiC
LIGAÇÃO COVALENTE
Número de ligações covalentes:
8-N’
N’ – número de elétrons de valência
Ex.: Cloro (Cl) N’=7
8 – 7 = 1
Carbono (C) N’=4
8 – 4 = 4
LIGAÇÃO COVALENTE
• Denominada DIRECIONAL  ocorre entre átomos 
específicos e pode existir apenas na direção entre um 
átomo e o outro que participa do compartilhamento 
de elétrons.
• Energia de ligação podem ser muito fortes 
(diamante) ou muito fraca (bismuto).
• Materiais poliméricos → longa cadeia de átomos de 
C ligados entre si de maneira covalente.
LIGAÇÃO COVALENTE
Podem ser muito forte:
Diamante  Tf = 3550 °C
Muito fraca:
Bismuto  Tf = 270 °C
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
LIGAÇÃO COVALENTE
• É possível a existência de ligações interatômicas
que são parcialmente iônicas e parcialmente 
covalentes.
• Pouquíssimos compostos exibem ligações puramente 
iônica ou covalentes.
• O grau de cada tipo de ligação depende:
• Posições relativas dos átomos na tabela 
periódica (eletronegatividade);
• Quanto maior for a separação, mais iônica 
será a ligação;
• Quanto mais próximo estiverem os átomos, 
maior será o grau de covalência.
LIGAÇÃO COVALENTE
XA e XB  eletronegatividades dos respectivos elementos
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO METÁLICA
Metais e suas ligas
Modelo simples
Materiais metálicos possuem um, dois ou três elétrons 
de valência. Estes elétrons:
• Não estão ligados a nenhum átomo em particular;
• Estão livres para se movimentar ao longo do metal;
• Nuvens de elétrons
LIGAÇÃO METÁLICA
Representação esquemática de uma ligação metálica
LIGAÇÃO METÁLICA
Metais e suas ligas
Energia de ligação pode ser fraca ou forte:
Tungstênio  Tf = 3410 C
Mercúrio  Tf = -39 C
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações fracas:
• Energia de ligação da ordem de 10 KJ/mol
• Forças surgem de dipolos atômicos ou 
moleculares
Ilustração esquemática de uma ligação de van der Waals entre dois dipolos
Dipolo  existe quando há uma separação das porções
negativas e positivas de um átomo ou molécula
Ligação ocorre pela atração de coulomb
Interações de dipolos ocorrem em:
• Dipolos induzidos
• Dipolos induzidos e moléculas polares
• Moléculas polares
Ligação de hidrogênio  ligação secundária, encontrada 
em moléculas que possuem o H como um de seus 
constituintes
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo induzido flutuante:
• Distribuição espacial dos elétrons simétrica
em relação ao núcleo
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
• Movimentos vibracionais  distorções
instantâneas  formação de dipolos
• Induz átomos ou moléculas adjacentes a se 
tornarem dipolos  atraídas pelo primeiro
Dipolo induzido flutuante:
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
• Pode existir num grande número de átomos ou 
moléculas
• Temperatura de fusão e ebulição extremamente 
baixos
• Dos tipos de ligações intermoleculares, esta é a 
mais fraca.
• Ex: Liquefação de gases inertes e moléculas 
eletricamente neutras e simétricas (H2, Cl2)
Dipolo induzido flutuante:
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligação de van der Waals e o dipolo fraco
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Dipolo induzido flutuante:
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações entre moléculas polares e dipolos induzidos:
• Moléculas polares  dipolos permanentes (HCl)
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
• Podem induzir dipolos em moléculas não polares
adjacentes
• Energia de ligação  dipolos induzido flutuante
Ligações entre moléculas polares e dipolos induzidos:
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
• Moléculas polares adjacentes
• Energia de ligação significativamente maiores 
que dipolos induzidos flutuantes
• Ligação de H (HF, H2O, HN3)
• Tipo mais forte de ligação secundária
Ilustração esquemática de uma ligação de hidrogênio
Ligações dipolos permanentes:
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
A molécula da água, os dipolos e a direção da atração entre as moléculas
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Ligações dipolos permanentes:
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)