CM I Estrutura Atomica

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Estrutura Atômica e 
Ligações Químicas 
 
Profa. Laédna Neiva 
 
Universidade Federal do Cariri – UFCA 
Engenharia de Materiais 
Juazeiro do Norte/CE 
Disciplina: Ciência dos Materiais I 
 Conceitos Fundamentais 
O Átomo 
Todas as substâncias são formadas por pequenas partículas, chamadas 
de átomos. 
 
Um átomo, isoladamente, é a menor parte da matéria em que ela pode 
ser dividida. 
 
Para se ter ideia, o tamanho dessas partículas são tão pequenas que a 
cabeça de um alfinete é constituída por 60 milhões deles. 
 
Os gregos foram os primeiros a saber que a matéria é formada por tais 
partículas, as quais chamaram de átomos. 
 
A palavra átomo, de origem grega, significa indivisível. 
 Conceitos Fundamentais 
O Átomo 
Um átomo, basicamente, é composto por duas partes: núcleo e 
eletrosfera. 
 
O núcleo e a eletrosfera são constituídos por partículas ainda menores, 
conhecidas por: prótons, nêutrons e elétrons. 
 
Essas pequenas partículas que constituem o átomo possuem cargas 
elétricas diferentes. 
 
 
 
 
 
 Conceitos Fundamentais 
O Átomo 
A massa de um elétron é 1850 vezes menor do que a massa de um 
próton. 
 
90% da massa de um átomo está localizada em seu núcleo. 
 
 
 
 
 Conceitos Fundamentais 
O Átomo 
Apesar da massa do núcleo, seu volume é minúsculo em comparação ao 
volume da eletrosfera. 
 
O diâmetro da eletrosfera varia de 10.000 a 100.000 vezes maior do que 
o diâmetro do núcleo. 
 
 
 
 
 
Eletrosfera 
A eletrosfera é região externa do átomo. 
 
A eletrosfera é constituída por sete camadas, denominadas de K, L, M, 
N, O, P e Q. 
 
Os elétrons utilizam essas camadas como caminhos por onde eles 
circulam em torno do núcleo. 
 
 
 
 
 
Eletrofera 
A camada mais externa é conhecida como camada de valência. 
 
Na maior parte dos átomos, a camada de valência necessita de 8 
elétrons para que o átomo fique estável (teoria do octeto). 
 
Na ausência de estabilidade os átomos tendem a fazer ligações químicas. 
 
 
 
 
Eletrofera 
Os gases nobres possuem 8 elétrons sua última camada, daí a explicação 
para a sua estabilidade. 
 
O hélio é o único gás nobre que possui 2 elétrons na sua camada de 
valência. 
 
 
 
 
Eletrofera 
Exemplos de ligações para suprir carência eletrônica. 
 
 
 
 
ZO = 8 
ZC = 6 
ZCl = 17 
Características do Elemento 
Químico 
CARACTERÍSTICAS 
 
PRINCIPAIS 
 Número Atômico (Z) 
 Número de Massa (A) 
 Número de Nêutrons (N) 
 A = Z + N 
Representação do Elemento 
Químico na Tabela Periódica 
Modelos Atômicos 
Ao longo da história, a ciência contou com diferentes modelos atômicos até 
chegar no modelo atual. 
 
 
 
 
1º Modelo Atômico foi definido por 
Dalton em 1803. (bola de gude) 
2º Modelo Atômico foi definido por 
Thonson em 1887. (pudim de passas) 
3º Modelo Atômico foi definido por 
Rutherford em 1911. (modelo do 
sistema solar – Modelo planetário) 
4º Modelo Atômico foi definido por 
Bohr em 1913. (modelo atual) 
 
 
 
 
RESUMO 
Ionização 
Um átomo de ioniza quando o seu número de elétrons deixa de ser igual 
ao seu número de prótons. 
 
Isso acontece quando o átomo doa ou incorpora elétrons. Nesse caso, 
haverá uma diferença entre as cargas elétricas do núcleo e da eletrosfera. 
 
Ao ionizar-se, o átomo torna-se, então, um cátion ou um ânion. 
 
Normalmente, os elementos metálicos se ionizam gerando cátions. 
Enquanto os elementos não-metálicos se ionizam gerando ânions. 
 
 
 
 
Ionização 
Localização dos elementos na tabela periódica. 
 
 
 
 
Eletronegatividade 
 Qual a relação entre o caráter eletronegativo e raio 
atômico? 
Eletronegatividade 
 Aumenta nos sentidos das setas: 
 Tabela de Eletronegatividade 
Eletronegatividade 
 Tendências de Ligação dos Metais e Não-Metais 
Eletronegatividade 
 Eletronegatividade: 
É a denominação dada a força que um átomo tem para atrair 
elétrons. A escala de eletronegatividade se estende do césio, com 
eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0. 
 
 
 
Tendência natural dos átomos em ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons em sua 
camada de valência. Existem exceções. 
 
 Definições Importantes! 
 Regra do Octeto: 
Eletronegatividade 
 Relação entre raio atômico e eletronegatividade. 
Eletronegatividade 
 E quando os átomos têm quase o mesmo tamanho? 
 A eletronegatividade será de 
acordo com a carga nuclear; 
portanto, quanto maior a carga 
maior a eletronegatividade. 
 
 
 
 
 O nitrogênio é mais 
eletronegativo que o carbono. 
Nesse período a carga nuclear 
aumenta a eletronegatividade, da 
esquerda para a direita. 
Eletronegatividade 
Ligações Químicas 
 Por que os átomos se ligam? 
Os átomos se ligam com a finalidade de adquirir maior estabilidade; esse 
é o princípio mais geral do universo. Na natureza, tudo se movimenta no 
sentido de adquirir menor instabilidade. 
 
 
Quando estão ligados a outro (s), os átomos apresentam estado 
energético menor quando comparado ao estado energético do átomo 
isolado. 
Tipos de Ligações Químicas 
 Classificação quanto à intensidade 
Primárias ou fortes (intramoleculares) 
 
Secundárias ou fracas (intermoleculares) 
Ligações Primárias 
 Classificação 
Ligação Iônica 
 
Ligação Covalente 
 
Ligação Metálica 
Ligações Primárias 
 1. Ligação Iônica 
• Ligação Iônica é um tipo de ligação química baseada na atração 
eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas. 
• É sempre uma interação entre metais com não metais. 
• Um átomo “doa” elétrons e o outro “recebe” elétrons. 
• O composto é eletricamente neutro. 
Ligações Primárias 
 Ligação Iônica – Exemplos: 
Ligações Primárias 
 Ligação Iônica – Exemplos: 
Ligações Primárias 
 2. Ligação Covalente 
• Os elétrons de valência são compartilhados pelos dois átomos 
ligantes. 
 
• Acontecem quando a ligação iônica não é energeticamente 
favorável. 
 
• A força da ligação é definida pela atração dos dois elétrons 
compartilhados pelos dois núcleos. 
 
• Forma a maior parte das substâncias químicas. 
 
• Tendem a formar substâncias com baixo ponto de fusão. 
Ligações Primárias 
 Ligação Covalente 
Ligações Primárias 
 3. Ligação Metálica 
Formada UNICAMENTE entre átomos de elementos metálicos. 
Apresenta nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos. 
Forma bons condutores elétricos, materiais brilhantes com 
pontos de fusão bastante elevados. 
Exemplos: Na, Fe, Al, Au, Co. 
 
Ligações Primárias 
 Ligação Metálica 
Ligações Primárias 
 Características de cada tipo de ligação 
Ligações Secundárias 
 Considerações: 
São intermoleculares. 
Apresentam baixa intensidade de ligação. 
Ocorrem por atração entre os dipolos existentes ou induzidos. 
 
 Tipos de Ligações Secundárias: 
Dipolo - Dipolo. 
Dipolo Induzido – Dipolo Induzido (Forças de Dispersão de London). 
Pontes de Hidrogênio. 
 As forças de van der Waals (dispersão de London) diferenciam-se das ligações de 
hidrogênio e das interacões dipolo-dipolo por serem mais fracas em comparação a estas. 
Ligações Secundárias 
 Moléculas Polares: 
Centro de cargas positivas e negativas não coincidem. A 
molécula possui uma região com carga positiva e outra com 
carga negativa.Em geral, sobra elétrons no átomo central. 
 
 Moléculas Apolares: 
Não possui diferença de cargas entre os extremos da ligação. Em 
geral, NÃO sobra elétrons no átomo central. 
Ligações Secundárias 
Ligações Secundárias 
 
A mais fraca de todas as 
ligações intermoleculares. 
 
Ocorre entre moléculas 
apolares. 
 
Também chamadas de forças 
de dispersão de London. 
 
Por um instante a nuvem de 
elétrons fica distorcida. 
 
O núcleo de uma molécula (ou 
dos átomos) atrai os elétrons 
da molécula adjacente. 
 
 Interações Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: 
Ligações Secundárias 
 Dipolo induzido – Forças de Van der Waals 
Ocorre com moléculas apolares!!! 
Ligações Secundárias 
Pontes de Hidrogênio (Ligação de Hidrogênio) 
 É o tipo de ligação intermolecular mais forte que existe. 
 
 
 
 
 
 
 
 É um tipo severo de ligação dipolo-dipolo. 
 
 
 Pois, um átomo de H de uma molécula se comporta com um polo positivo 
e se liga a um dos átomos F, O ou N, que se comportam como o polo 
negativo da outra molécula. 
 
 
Ligações Secundárias 
Ligações Secundárias 
 Esquema das ligações de H que ocorrem entre 
moléculas de H2O 
Ligações Secundárias 
 Resumo 
 Apresentam baixa energia de ligação  4 a 40 kJ/mol. 
 
 Similares à ligação iônica  atração de cargas opostas. 
 
 Os elétrons não são transferidos. A atração depende da distribuição 
assimétrica das cargas positivas e negativas. 
 
 As cargas assimétricas são os “dipolos” que podem ser dipolos 
permanentes ou induzidos. 
 
 Pontes de hidrogênio são um caso particular de dipolo-dipolo, de grande 
intensidade, que ocorre quando o H está ligado a um dos três elementos 
mais eletronegativos: F, O, N 
Classificação das Ligações Segundo 
o Tipo de Elemento Químico 
RESUMO 
Materiais Principais Características