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Estrutura Atômica e Ligação Interatômica Ciência e Tecnologia dos Materiais – Eng. Mecânica Prof ª: Joyce C. Cruz Santos E-mail: joyce.santos@prof.una.br I. FORÇAS E ENERGIAS DE LIGAÇÃO Considerando-se a interação entre dois átomos isolados, observa-se os seguintes fatos: • A grandes distâncias a interação entre eles é desprezível. • A medida que se aproximam cada um exerce forças sobre o outro. • As forças podem ser atrativas ou repulsivas e a magnitude de cada uma delas é função da separação ou da distância interatômica. • A origem de uma força atrativa, FA, depende do tipo de ligação que existe entre os dois átomos. • A magnitude da força varia com a distância entre os átomos. • Quando estão bem próximos, as camadas eletrônicas mais externas, dos dois átomos, começam a superpor e origina uma força repulsiva, FR. Ligações Químicas • A força Líquida entre dois átomos é dada pela soma das componentes de atração e repulsão FL = FA + FR, • Quando FA + FR se anulam existe um estado de equilíbrio. • Para muitos átomos a distância de equilíbrio r0 é de, aproximadamente, 0,3nm ou 3Å. (1nm = 10-9m). • Na posição de equilíbrio, os átomos irão neutralizar qualquer força atrativa ou repulsiva que tentem aproximá-los ou separá-los, respectivamente. • A distância entre 2 átomos é determinada pelo balanço das forças atrativas e repulsivas. • Quanto mais próximos os átomos maior a força atrativa entre eles, mas maior ainda são as forças repulsivas devido a sobreposição das camadas mais internas. • Quando a soma das forças atrativas e repulsivas é zero, os átomos estão na chamada distância de equilíbrio. r0 FORÇA E DISTÂNCIA DE LIGAÇÕES Energia Atrativa - EA Energia Líquida EL Energia Repulsiva - ER Separação interatômica - r r A nr B EL = EA + ER = +- p/ Ligação iônica ENERGIA E DISTÂNCIA DE LIGAÇÕES FdrE + r R r A drFdrFE drFE LL RAL EEE + • Quando energia é fornecida a um material, a vibração térmica faz com que os átomos oscilem próximos ao estado de equilíbrio. • Devido a assimetria da curva de energia de ligação x distância interatômica, a distância média entre os átomos aumenta com o aumento da temperatura. • Então, quanto mais estreito e mais profundo o mínimo de potencial, menor é o coeficiente de expansão térmica do material (a) Metal (átomos iguais) (b) Sólido iônico (átomos diferentes) II. LIGAÇÕES INTERATÔMICAS PRIMÁRIAS i) LIGAÇÕES METÁLICAS ( Metais) • Envolve elementos metálico. • Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade • Os elétrons de valência são divididos com todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e assim eles estão livres para conduzir. • A ligação metálica não é direcional porque os elétrons livres protegem o átomo carregado positivamente das forças repulsivas eletrostáticas • A ligação metálica é geralmente forte (um pouco menos que a iônica e covalente) Ilustração esquemática da ligação metálica ii) LIGAÇÕES IÔNICAS (Metais – Não metais) - Ligação Iônica é encontrada em compostos cuja composição envolve tanto elementos metálicos e não-metálicos. - Perda dos elétrons de valência dos átomos de um elemento metálico para um ele- mento não-metálico. - As forças de ligação atrativas são de Coulomb. Para dois átomos isolados, a energia atrativa EA é uma função da distância interatômica de acordo com a relação: EA = - A/r Onde A é uma constante. Ex: No NaCl (cloreto de sódio), o sódio perde um elétron para o cloro que necessita de apenas 1 elétron para ficar com sua ultima camada estável. Um cátion(+) sempre terá um ânion(-) como seu vizinho. Os materiais cerâmicos apresentam, na maioria deles, ligações iônicas. Os materiais iônicos são geralmente duros e quebradiços e isolantes elétricos e térmicos. A ligação iônica é chamada não-direcional, isto é, a magnitude da ligação é igual em todas as direções ao redor do íon. Não Metais Metais iii) LIGAÇÃO COVALENTE Na ligação covalente as configurações eletrônicas estáveis são adquiridas pelo compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes. Alguns não metais (H2, Cl2, F2 e etc.) e moléculas contendo átomos diferentes (CH4, H2O, HNO3 e HF) são ligados covalentemente. As ligações covalentes podem ser muito fortes ou muito fracas, como por exemplo no caso do diamante que possui temperatura de fusão maior que 3550°C e no caso do bismuto que funde a aproximadamente 270°C. Os materiais poliméricos apresentam ligações covalentes. É possível a existência de ligações que sejam parcialmente covalentes e parcialmente iônicas. Poucos compostos apresentam ligações que sejam de caráter exclusivamente iônico ou exclusivamente covalente. • Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre dois átomos, maior será o seu caráter iônico. E quanto menor for esta diferença, maior será o caráter covalente. • O percentual de caráter iônico de uma ligação entre os átomos A e B (onde A é o elemento mais eletronegativo) pode ser aproximado pela seguinte expressão: % caráter iônico = { 1 – exp[ - (0,25)(XA - XB)2 ]} x 100 onde XA e XB são as eletronegatividades dos respectivos elementos. III. LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS OU DE VAN DER WAALS São ligações fracas quando comparadas às ligações químicas. Ligações secundárias podem existir virtualmente em qualquer átomo ou molécula. A ligação secundária fica evidente em gases inertes e em estruturas moleculares que são ligadas covalentemente. As forças das ligações secundárias surgem de dipolos atômicos ou moleculares. Um dipolo elétrico existirá sempre que houver uma separação entre as frações positivas e as negativas de um átomo ou molécula. a) LIGAÇÕES DE DIPOLO INDUZIDO (FLUTUANTE) Dipolo induzido em átomo ou molécula naturalmente simétrico (distribuição espacial dos elétrons simétrica em relação ao núcleo). Quando a distribuição eletrônica se desloca há formação de um dipolo elétrico instantâneo na substância que era simétrica. Esta distorção instantânea provoca outros distorções instantâneas em outros átomos ou moléculas adjacentes e consequentemente, estes átomos ou moléculas ficam fracamente ligados ao primeiro. As temperaturas de fusão e ebulição são extremamente baixas. b) LIGAÇÕES DIPOLOS PERMANENTES - Dipolo-Dipolo Ocorre entre moléculas polares - Ligação de Hidrogênio (tipo mais forte de ligação secundária) Ela ocorre entre moléculas polares onde o hidrogênio está diretamente ligado a flúor (HF), oxigênio (H2O) ou nitrogênio (NH3). H-F, H-O ou H-N H-FON Diamante X Grafite Exercício – 2.14 A energia potencial líquida entre dois íons adjacentes, EL pode ser representada pela equação abaixo: Calcule a energia de ligação, E0 em termos dos parâmetros A, B e n usando o seguinte procedimento: r A nr B EL = EA + ER = +- 1) Obtenha a derivada de EL em relação a r, e iguale a expressão resultante a zero. 2) Resolva a equação para r em termos de A, B e n, obtendo r0 3) Determine a expressão para E0 pela substituição de r0 na expressão de EL . Exercícios 1) Cite de forma resumida as principais diferenças e as principais propriedades dos materiais que fazem ligações iônica, covalente e metálica. 2) Explique porque geralmente materiais covalentes são, em geral, menos densos que materiais metálicos e iônicos. 3) A energia potencial líquida entre dois íons adjacentes pode ser representada pela equação abaixo: Onde KA e KR são constantes para atração e repulsão, respectivamente. Dados KA = 10, 37 x 10-78 J. m6 e KR = 16,16 x 10-135 J. m12, Calcule o comprimento da ligação (ro) e a energia de ligação (Eo). Resposta: ro= 3,82x10-10m e Eo = - 1,67x10-21 J Exercícios5) O diagrama a seguir representa as energias de interação x distância interatômica para óxido de magnésio e para o óxido de alumínio. Exercícios distância interatômica Energia MgO Al2O3 (a) Com base nesta curva, compare o valor esperado para as temperaturas de fusão dos dois óxidos. Justifique sua resposta. (b) Explique o motivo pelo qual o Al2O3 apresenta maior coeficiente de dilatação.
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