Resumo de Ciências dos Materiais para Engenharia (credito: prof Joao Fernando).

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Ciência dos Materiais para Engenharia – Unidade 01
Introdução
Estrutura atômica básica:
 
 Núcleo – prótons e nêutrons
 Eletrosfera – elétrons
Átomos neutros e Íons (cátions (+) e ânions (-) );
Atração eletrostática; 
Natureza da Matéria 
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Modelo atômico de Niels Bohr:
1º Postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares e estacionárias ao redor do núcleo, sem emitir e nem absorver energia;
2º Postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ...) a um átomo, um ou mais elétrons absorvem essa energia e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, liberam a energia recebida em forma de luz;
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Aplicações da teoria atômica de Bohr.
Camadas e Subcamadas
Camadas
K L M N O P Q
2 8 18 32 32 18 8 (elétrons)
Natureza Atômica
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Cada subnível comporta uma determinada quantidade de elétrons;
O subnível s comporta 2 elétrons; 
O subnível p comporta 6 elétrons;
O subnível d comporta 10 elétrons;
O subnível f comporta 14 elétrons;
s
p
d
f
Natureza Atômica
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Legenda: 
 1s2
Nível 
de 
Energia
Subnível
Número Máximo de Elétrons
Natureza Atômica
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Exercício:
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Determine a distribuição eletrônica de cada um dos exemplos abaixo:
11Na 7N 26Fe 60Nd
Natureza Atômica
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Configuração Eletrônica em Íons:
Ao se retirar ou adicionar um ou mais elétrons, tal procedimento deve ocorrer nas camadas mais afastadas (Camada de Valência);
Camada de Valência: Camada mais afastada do núcleo;
Exemplos:
 11Na+ 17Cl-
Número Quântico
11
Número Quântico
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11Na 7N 26Fe 60Nd
Qual o elemento químico:
n = 3 l = 1 ml = +1 ms = +1/2
n = 4 l = 2 ml = +1 ms = -1/2
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Substâncias Químicas podem ser:
IÔNICAS
MOLECULARES
METÁLICAS
Ligação Metálica
Ligação Covalente
Ligação Iônica
metal + metal
metal + ametal
ametal + ametal
Ligações 
Químicas:
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Metal: 
 Normalmente conduz bem corrente 
 elétrica e calor;
 Maleável e dúctil;
 Tendência de perder e-;
Ametal:
 Não conduz bem (ou nada) corrente elétrica e calor;
 Pouco ou nada maleável e dúctil;
 Tendência de ganhar e-;
Semi-metais:
- Apresentam características intermediárias;
Tabela Periódica dos Elementos
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LIGAÇÃO ESTABILIDADE 
Estabilidade = Regra do Octeto (dublete) = Configuração de um gás 
 nobre
Regra do Octeto: Um átomo adquire estabilidade quando sua última camada possuir 8 elétrons (normalmente).
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Ligação Iônica
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Metal + ametal;
Interação eletrostática entre os elétrons e o núcleo de cada átomo envolvido;
[Na+] [Cl-]
Ex: Al e O Ca e O Fe3+ e O
Valência dos elementos:
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LIGAÇÃO COVALENTE
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Ametal + Ametal;
Sobreposição de nuvens eletrônicas;
Compartilhamento de elétrons;
Ligação Metálica
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Ligação entre metais;
Ocorre liberação de elétrons (elétrons livres) mais externos, e conseqüentemente, a formação de cátions;
Esses cátions tem suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que envolvem a estrutura como uma nuvem eletrônica. 
Ligação Metálica
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Forças Intermoleculares ou Ligações Secundárias
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Forças Dipolo – Dipolo;
Forças de London (Dipolo - Induzido);
Ligações de Hidrogênio;
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Forças Dipolo – Dipolo:
Moléculas polares;
As moléculas polares atraem umas às outras por interação entre as cargas parciais de seus dipolos elétricos;
Exemplos: HCl, HBr, PCl3, H2S, etc.
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Forças de London (Dipolo - Induzido):
Moléculas apolares;
A criação de dipolos instantâneos pode ser chamada de polarização instantânea, por conta da deformação da nuvem eletrônica de cada molécula;
Exemplos: H2, N2, I2, CCl4, BCl3, CO2, SO2, CH4, etc.
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Ligações de Hidrogênio:
Moléculas Polares;
Quando possuir Hidrogênio ligado à F, O e N;
Exemplos: H2O, HF, NH3, etc;
Forças Intermoleculares
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Intensidade das Forças Intermoleculares:
As Ligações de Hidrogênio são as interações mais fortes entre moléculas;
As interações ou Forças de London são as mais fracas;
Dipolo - Dipolo
Forças de London
Ligações de Hidrogênio
Aumenta a intensidade das Forças Intermoleculares
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O Ponto de Fusão e o Ponto de Ebulição das substâncias depende basicamente de dois fatores: 
O tamanho da molécula 
Tipo de força intermolecular existente;
Quando as moléculas possuírem o mesmo tipo de interação intermolecular, a molécula com maior tamanho (estimado pela massa molecular) possuirá o maior ponto de ebulição;
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A solubilidade está diretamente ligada a polaridade molecular, podendo ser embasada na semelhança de polaridade entre as moléculas;
Uma molécula polar dissolve outra polar, uma molécula apolar dissolve outra molécula apolar;
Organize as moléculas em ordem crescente do ponto e ebulição de cada substância:
HF, H2 e HBr
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Organize os compostos Cl2, F2, I2 e Br2, em ordem crescente de pontos de ebulição.
F2 < Cl2 < Br2 < I2
Aumento do ponto de Ebulição
Moléculas ficam maiores e com maior massa