aula Ligações metálicas

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Mestranda : Silvane Machado
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NaCl
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Ligações iônicas 
Ligações covalentes
Ligações metálicas
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Metais
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Altas temperaturas de fusão;
Bons condutores: 
Brilho metálico;
Alta resistência à tração;
Maleabilidade;
Ductilidade;
Estrutura cristalina;
Formação de ligas com facilidade.
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Teoria do elétron livre;
Teoria dos orbitais moleculares;
Teoria das bandas
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Cátions unidos por elétrons que circulam livremente
“mar de elétrons”
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Li
Li2
Li
Energia
3Li – 1s2 2s1
2s1
2s1
Sigma ligante (σ)
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Li
Li2
Li
Energia
3Li – 1s2 2s1
Li
Li
Li
Li
σ
2s1
2s1
2s1
2s1
2s1
2s1
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12 Átomos 
6 níveis vazios
6 níveis ocupados
Banda de condução
1023 Átomos 
1023 níveis 
Banda de valência
Banda de condução
Banda de valência
σ
σ
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Banda de condução
Banda de valência
σ
σ
1023 níveis 
10g de Cobre possui 1023 orbitais moleculares
Diferença de energia
Energia
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Semicondutor intrínseco é aquele encontrado na natureza na sua forma mais pura, ou seja a concentração de portadores de carga positiva é igual à concentração de portadores de carga negativa
Semicondutores intrínsecos
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Tipo n
Excesso de elétrons
Tipo p
Ausência de elétrons
Semicondutores extrínsecos ou dopados são semicondutores intrínsecos onde introduzimos uma impureza para controlarmos as características elétricas do semicondutor.
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Emissão
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Nº de coordenação = 8
Nº de coordenação = 12
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Camada A
Cúbica de face centrada 
Hexagonal compacta 
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CCC
CFC
HC
25ºC
Tipo de estrutura cristalina
Ponto de fusão (K)
Energia de ionização (kJ.mol-1)
Raio metálico (pm)
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Permite deformação;
Planos de deslizamento 
Força
Força
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“Mar de elétrons”
Lâmina de ouro
Peça de chumbo
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Dois ou mais metais:
Ouro 18 quilates: Ouro + Prata + Cobre
Metal e outro elemento:
Aço: Ferro + Carbono
Diferentes proporções  características desejadas
Fusão e resfriamento; 
Aço
Ouro 18 quilates
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Ligas intersticiais:
Raio atômico menor;
Interstícios
Aço:
 Fe(0,126nm) + C(0,070nm) 
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Ligas substitucionais:
 Os metais devem ter tamanhos semelhantes e seus raios não devem superar 15%;
 Os metais devem adotar a mesma estrutura cristalina;
 As propriedades químicas devem ser semelhantes, principalmente os elétrons de valência. 
Bronze: 
Cu(0,125nm) + Sn(0,158nm)
Latão: 
Cu(0,125nm) + Zn(0,137nm)
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Cite as propriedades físicas e químicas dos metais.
Quais teorias explicam a alta condutividade dos metais?
Explique porque a condutividade elétrica de um metal diminui com o aumento da temperatura, mas aumenta no caso dos semicondutores.
Qual característica da ligação metálica é responsável pelas propriedades de maleabilidade e ductilidade?
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Quais as principais estruturas cristalinas apresentadas pelos metais e seus respectivos números de coordenação? 
Qual a característica do fator de empacotamento atômico nos metais?
Diferencie ligas intersticiais e substitucionais e enumere os fatores que levam a formação de cada uma.
Qual o metal em comum na liga de latão e bronze?
Qual a composição do aço comum?
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Quantos átomos possui uma célula unitária: 
a) CCC; b) CFC; c) HC
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Duas interações entre átomos foi estudado até então, QUAIS? Ligação covalente e Ligação iônica
Definição de ligação covalente
NO QUE CONSISTE A LIGAÇÃO COVALENTE.? Acontece entre elementos não metálicos e consiste basicamente no compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes, onde os elétrons passam a ser das moléculas.
E dessa maneira os átomos se mantêm unidos através de elétrons que são atraídos por mais de um núcleo (compartilhados). 
A molécula da água é polar e não-linear com ângulo médio de 109º formado entre as duas ligações O-H, devido à repulsão entre as nuvens eletrônicas das ligações O-H. 
Definição de ligação iônica
E A LIGAÇÃO IÔNICA, COMO OCORRE A INTERAÇÃO ENTRE OS ÁTOMOS?
A ligação iônica ocorre entre metais e não-metais, os metais tendem a perder facilmente os seus elétrons de valência, e os átomos se mantém ligados por forças eletrostáticas. O exemplo mais comum de ligação iônica é o NaCl.
Agora vamos estudar a interação que ocorre entre os átomos metálicos, que conforme destacado na tabela periódica consistem na maior parte dos elementos da tabela periódica.
QUAIS PROPRIEDADES COMUMENTE OBSERVADAS EM METAIS?
PARA DERRETER UM METAL, A TEMPERATURA NECESSÁRIA É PEQUENA?
SE COLOCARMOS UM OBJETO METÁLICO NA TOMADA, O QUE OCORRE?
Aqui estão enumeradas as principais propriedades observadas em metais. 
Maleabilidade e ductilidade (capacidade de deformar, moldar, manipular os metais) o que é responsável pelo seu uso extenso em aplicações estruturais. 
Além disso, outras características que abordaremos será a estrutura cristalina formada pelos metais e as diversas ligas existentes.
Vamos explicar cada uma dessas propriedades ao entendermos como ocorre a interação entre os metais.
QUAL A MANEIRA MAIS COMUM DE SE EXPLICAR A LIGAÇÃO METÁLICA?
AQUELA APRENDIDA NO ENSINO MÉDIO?
A ligação metálica existe somente entre um grande agregado de átomos.
Teoria do elétron livre
A maneira mais comum de se descrever as ligações metálicas.
Essa teoria determina que os elétrons da camada de valência circulam livremente através das regiões próximas dos núcleos, de maneira que não pertencem especificamente a nenhum deles.
Todos os átomos terão caráter de íon positivo (cátion) e compartilham entre si um número de elétrons igual a soma do número de elétrons de valência dos átomos e que movimentam-se livremente e compensam a repulsão natural e os mantêm unidos. 
Os elétrons livres protegem os núcleos iônicos carregados positivamente das forças eletrostáticas mutuamente repulsivas que eles iriam, de outra forma, exercer uns sobre os outros
A ligação metálica apresenta caráter não-direcional (diferente da ligação covalente). Os elétrons não estão ligados aos átomos, mas deslocalizados, movendo-se em todas as direções e sendo atraídos igualmente por ambos os núcleos, formando o chamado “mar de elétrons” ou "nuvem de elétrons".
Muitas propriedades dos metais são atribuídas diretamente a estes elétrons livres. 
Em geral os átomos metálicos possuem um, dois ou, no máximo, três elétrons de valência, quanto menos elétrons de valência um átomo possuir, mais fracamente eles estarão ligados ao núcleo catiônico. 
A condutividade elétrica pode ser atribuída aos elétrons estarem fracamente ligados ao núcleo, estando “livres”. 
Elementos como sódio (Na), potássio (K), cobre (Cu), prata (Ag) e ouro (Au) têm altas condutividades elétrica e térmica, porque seus elétrons de valência são muito móveis. 
Ponto de fusão
A ligação metálica é muito forte, a nuvem de elétrons deslocalizados mantém os átomos unidos uns aos outros com maior intensidade, com isso é necessária a aplicação de uma maior quantidade de energia para romper suas ligações e fazer com que o metal mude de estado físico.
O metal com maior ponto de fusão da tabela periódica é o tungstênio  (PE = 3422°C), e isso é devido à interação dos átomos que o constitui. 
Resistência a tração
Como a força que liga os metais é alta, eles se mostram bastante resistentes à tração, sendo usados em cabos de elevadores, de veículos suspensos, e em pontes, edifícios e outras construções, vergalhões de aço são colocados dentro de estruturas de concreto, gerando o concreto armado.
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
A teoria dos orbitais moleculares (foi introduzida por Mulliken e Hund) mostrou ser melhor para descrever ligações químicas, pois resolve as deficiências da teoria de Lewis e é mais fácil de usar nos cálculos do que a teoria da ligação de valência.Isso não significa que a proposta de Lewis estava errada, seus conceitos se aproximam da descrição correta e ainda podem ser utilizados. 
Vocês estudarão de forma mais aprofundada essa teoria em outras disciplinas, mas de forma simplificada.
Os orbitais moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos.
Assumindo-se que os elétrons formam ondas, quando essas ondas encontram-se em fase se complementam e somam interferindo construtivamente, formando-se orbitais ligantes. E quando interferem de forma destrutiva formam o orbital antiligante. Só ocorre ligação química quando há um ganho de energia, em que os elétrons ocupam um orbital de menor energia, caso contrario não ocorre a ligação química. Para os elétron ocuparem o orbital antiligante é necessário um aumento de energia muito grande.Obs: nos orbitais que os núcleos interferem positivamente (ligantes) a amplitude total da função de onda aumenta e ocorre superposição. O aumento da amplitude na região internuclear indica que existe maior probabilidade de encontrar os elétrons. O orbital ligante possui menor energia porque o elétron é atraído por ambos os núcleos e possui maior espaço, resultando em energia cinética mais baixa. O orbital antiligante possui maior energia (e a tendência é sempre preencher os orbitais de menor energia) porque é excluído da região internuclear.
De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, cada orbital acomoda 2 elétrons e elétrons que pertencem ao mesmo orbital estão emparelhados (spins opostos).
E se mais de um orbital molecular de mesma energia estiver disponível, preenche-se primeiro um elétron em cada orbital.
Exemplo Lítio
O átomo de lítio possui 3 elétrons (1s12s2), sendo assim a molécula de lítio possui 6 elétrons sendo que 4 estão na camada mais interna (K ou 1). Assim, os elétrons da segunda camada dos átomos de lítio são usados para preencher um novo orbital molecular. Os orbitais 1s estão praticamente não perturbados e por isso não aparecem na representação.
O foco da teoria são os elétrons que se espalham pelos orbitais moleculares e mantêm juntas a coleção de átomos que forma a molécula. Na teoria dos orbitais moleculares todos os elétrons de valência estão deslocalizados sobre toda a molécula, não pertencendo a nenhuma ligação em particular.
Os elétrons ocupam os orbitais moleculares seguindo as mesmas regras de orbitais atômicos:
Preenchendo primeiro os orbitais moleculares de menor energia (orbitais ligantes)
N orbitais atômicos combinam-se formando N orbitais moleculares. A área de preenchimento dos orbitais moleculares são os orbitais ligantes onde há maior probabilidade de encontrar elétrons.
Teoria das bandas de um sólido
A teoria dos orbitais moleculares é importante para explicar as propriedades elétricas dos metais.
A metade dos orbitais preenchidos (orbitais ligantes) forma a banda de valência e a outra metade dos orbitais forma a banda de condução. 
Entre essas duas bandas existe uma distância referente a diferença de energia entre as bandas, devido a essa diferença de energia, os orbitais antiligantes não são facilmente preenchidos, pois o elétron precisa de muita energia para ser promovido para um desses orbitais.
Porém em um metal, os orbitais moleculares são numerosos, porque há muitos átomos ligados, e o número de orbitais é sempre igual ao número de orbitais atômicos ligados. Por exemplo 10g de cobre possui cerca de 1023 orbitais moleculares. 
Dessa maneira os orbitais moleculares são muito numerosos e com níveis de energia muito próximos, formando uma banda quase contínua. 
Como nos metais os orbitais vizinhos possuem energia muito próximas, devido ao grande número de orbitais moleculares presentes em um metal, pouca energia adicional é necessária para excitar um elétron do orbital molecular ocupado de mais alta energia para um orbital molecular vazio localizado logo acima, dessa maneira os metais são ótimos condutores.
E pela teoria das bandas pode-se explicar também os semicondutores que possuem propriedades elétricas que são intermediárias entre aquelas apresentadas pelos condutores elétricos e pelos isolantes. Uma banda de condução vazia e uma banda de valência preenchida têm energias próximas. Quando um o sólido é aquecido os elétrons são excitados da banda de valência para a banda de condução na qual podem se deslocar livremente. Por isso a resistência de um semicondutor diminui com o aumento da temperatura. 
Em um material isolante os elétrons de valência completam todos os orbitais moleculares da banda de valência e como existe um intervalo de energia muito grande entre as bandas para que os elétrons sejam excitados da banda de valência até a banda de condução. Dessa maneira os elétrons não são móveis (estão preenchendo todos os espaços da banda de valência) e não conduzem eletricidade.
Na parte de semicondutores, existem os materiais que são intrinsecamente semicondutores, encontrados na natureza dessa maneira, com cargas positivas e negativas de igual concentração. E existe os semicondutores extrínsecos.
Os semicondutores extrínsecos ou dopados, sofreram modificações para ampliar a capacidade de conduzir corrente elétrica. 
Essa modificação é feita pela dopagem de um sólido, que significa espalhar pequenas quantidades de impurezas para controlar as características elétricas do semicondutor, a dopagem ocorre de forma substitucional, onde um átomo do semicondutor é substituído, para que isso ocorra os átomos precisam ter raios semelhantes.
Podemos modificar um semicondutor através de duas maneiras.
A primeira maneira é adicionar um átomo com excesso de elétrons, semicondutor do tipo n. Aproxima o último orbital preenchido do primeiro orbital vazio.
E a segunda maneira é adicionar um átomo com menor número de elétrons na camada de valência, essa ausência de elétrons deixa “buracos” com carga positiva, senso este o semicondutor do tipo p. Os elétrons que estão na banda de condução (orbitais da banda de valência incompletamente preenchidos, dessa maneira funciona como uma banda de condução) movem-se livremente pelo sólido carregando uma corrente elétrica.
Os semicondutores tornaram possível o advento dos circuitos integrados, que revolucionaram totalmente as indústrias de produtos eletrônicos e de computadores ao longo das últimas duas décadas.
O aumento da temperatura aumenta a resistência dos metais (diminuindo a condutividade elétrica) porque ao serem aquecidos os átomos vibram mais vigorosamente e colidem com os elétrons em movimento dificultando o deslocamento desses (e por consequência a condução de corrente). 
A condutividade térmica é explicada por essas colisões, pois um elétron ao colidir com um átomo vibrante pode retirar sua energia e transferir a outro átomo em algum lugar do sólido. 
Ao aquecer os elétrons adquirem grande quantidade de energia cinética e deslocam-se para regiões mais frias, dissipando esta energia através do choque com partículas levando ao aquecimento do retículo cristalino. 
Brilho metálico
ESSE É O MESMO PRINCÍPIO DO TESTE DE CHAMA? QUEM LEMBRA O QUE ACONTECE NO TESTE DE CHAMA?
Para compreendermos o brilho metálico é necessário entender a absorção de energia, que deixa o elétron promove o elétron para um nível de energia maior e ao retornar ao estado fundamental ele emite luz.
Em um metal a energia necessária para promover um elétron do seu estado original para um nível mais excitado é menor que a energia dos fótons de luz visível. Por isso a energia dos fótons que atingem a superfície do metal é absorvida imediatamente, sendo parte reemitida na forma de luz visível (cobre, ouro e prata refletem bem a luz).
Dessa maneira observamos um brilho nesses metais, principalmente porque um átomo emitiria energia nessas linhas demonstradas por esse espectro de emissão, e vários átomos (que é o que existe nos metais, muitos átomos aglomerados) formam uma larga faixa de emissão.
ESTRUTURAS CRISTALINAS  Materiais sólidos podem ser classificados de acordo com a regularidade segundo a qual os átomosou íons estão arranjados em relação uns aos outros. Ao descrever estruturas cristalinas, os átomos são considerados como se fossem esferas sólidas que possuem diâmetros bem definidos. Isso é conhecido como o modelo da esfera rígida atômica, no qual as esferas que representam os átomos vizinhos mais próximos se tocam entre si. Ao descrever estruturas cristalinas, com frequência torna-se conveniente subdividir a estrutura em pequenas entidades que se repetem, chamadas células unitárias. Uma célula unitária é escolhida para representar a simetria da estrutura cristalina.Assim como outros sólidos os metais são organizados por estruturas unitárias (células unitárias) que se repetem ao longo da cadeia, sendo as mais comuns a CCC, CFC e HC. Estrutura cúbica de corpo centrado (CCC) Possui célula unitária cúbica, com átomos em todos os oito vértices e um único átomo no centro do cubo. O número de coordenação para a CCC é 8; cada átomo central possui como vizinhos mais próximos os seus oito átomos localizados nos vértices do cubo. Estrutura cúbica de face centrada (CFC) A estrutura cristalina encontrada em muitos metais possui uma célula unitária com geometria cúbica, com os átomos localizados em cada um dos vértices e nos centros de todas as faces do cubo. No caso das estruturas cristalinas cúbicas nas faces centradas, o número de coordenação é 12. O átomo na face frontal possui quatro átomos vizinhos mais próximos localizados nos vértices ao seu redor, quatro átomos de faces que se encontram em contato pelo lado de trás, e quatro outros átomos de faces equivalentes localizados na próxima célula unitária, à frente, que não é mostrada. 
Estrutura hexagonal compacta (HC) Nem todos os metais possuem células unitárias com simetria cúbica, esse tipo de estrutura possui uma célula unitária com o formato hexagonal. As faces superior e inferior da célula unitária são compostas por seis átomos que formam hexágonos regulares e que se encontram em torno de um único átomo no centro. Um outro plano que fornece três átomos adicionais para a célula unitária está localizado entre os planos superior e inferior. Os átomos nesse plano intermediário possuem como vizinhos mais próximos os átomos em ambos os planos adjacentes. O número de coordenação e o fator de empacotamento atômico para a estrutura cristalina HC são os mesmos que para a estrutura CFC, ou seja: 12 e 0,74, respectivamente. 
O FEA representa o volume de esferas sólidas em uma célula unitária pelo volume total da célula unitária e determina a agregação dos átomos, o quão próximo estão.
Uma característica dos metais é o alto fator de empacotamento, a fim de maximizar a proteção dada pela nuvem de elétrons livres, que resulta em alta densidade. A estrutura CFC e HC possuem o maior fator de empacotamento possível (onde todas possuem o mesmo diâmetro) devido ao arranjo dos planos (Fator de empacotamento 0,74) O fator de empacotamento da estrutura CCC é menor que da estrutura cúbica de face centrada devido ao arranjo dos átomos, por isso o numero de coordenação também é menor (FEA 0,68), plano ABA.
Site http://www.cienciadosmateriais.org/ CFC– Capítulo 02, Fig. 2.c.1, HC – Capítulo 02, Fig. 2.B, Ambas com fases de empilhamento
O cromo, o ferro, o tungstênio, bem como diversos outros metais exibem estrutura cristalina do tipo CCC. 
Alguns dos metais mais familiares que possuem essa estrutura cristalina são o cobre, o alumínio, a prata e o ouro. 
Os metais HC são cádmio, magnésio, titânio e zinco. 
Propriedades metálicas como ductilidade e maleabilidade são o que permite moldar os metais por deformação.
Essa deformação deve-se ao movimento (deslizamento) dos planos ao sofrer uma força.
A maleabilidade dos metais é atribuída ao “mar de elétrons” que rapidamente se reajustam a deformação do sólido e continuam unindo os átomos. 
O ouro é o metal mais maleável, permitindo a formação de lâminas muito finas, Exemplo: um grama de ouro pode ser transformado em lâminas de até um metro quadrado
 
A ductilidade é a capacidade de transformar os metais em filamentos. Exemplo: fio de cobre e arames. 
Grau de deformação que o material suporte até a ruptura, metais são bastante dúcteis
A sua fabricação é obtida “puxando” o metal aquecido através de furos cada vez menores. 
A explicação para isso é semelhante à da maleabilidade, onde se aplica uma pressão adequada em determinada região da superfície do metal, provocando um deslizamento das camadas dos átomos que se mantém unidos devido ao rápido ajuste dos elétrons livres.
LIGAS METÁLICAS
As ligas metálicas são ligações metálicas entre dois ou mais metais, como no caso do ouro 18 quilates (um quilate representa uma massa igual a 200mg). O ouro é um metal muito maleável, deformando-se facilmente, dessa maneira a mistura de outros metais obtendo o Ouro 18 quilates atribui dureza, aparência e brilho. A razão pela qual o ouro foi escolhido para fabricar joias preciosas é pelo fato de ser quimicamente estável, ou seja, não é atacado pela maioria dos reagentes, preservando assim sua beleza. 
 Uma liga metálica também pode ser formada por um metal e outros elementos, dando origem a um material com propriedades metálicas, onde o metal deve estar em maior quantidade. Um exemplo é o Ferro e carbono (aço) maior ductilidade, ferro puro é muito frágil.
O metal na forma pura não é encontrado, sempre existe impurezas, mas as ligas são inclusões intencionais de impurezas produzidas para obter propriedades desejadas para aplicação. O ferro puro oxida facilmente com o ar, o magnésio é muito reativo, o ouro e a prata são moles, assim misturando-se metais é possível conseguir materiais com propriedades desejadas, com maior dureza, menos reatividade, diferente ponto de fusão ou aumento da resistência mecânica.Os metais podem formar uma grande quantidade de ligas combinando-se com outros metais e elementos da tabela periódica. A produção das ligas geralmente ocorre pelo aquecimento conjunto dos metais, até que eles se fundam e se misturem completamente, seguido de seu resfriamento e solidificação.
As ligas metálicas podem ser intersticiais  um átomo vai entrar nos interstícios (espaços) entre os átomos metálicos. 
Aço (ferro + 0.1 a 0.8% de carbono)  utilizado em estruturas para construções, pontes, devido a alta resistência adquirida por esse material.
Substitucionais  um átomo substitui o outro. 
Para isso deve-se atender alguns requisitos, como:
tamanho do raio atômico semelhante, não podendo ter uma diferença maior que 15%. 
os metais devem adotar a mesma estrutura cristalina
E possuir estruturas químicas semelhantes, principalmente os elétrons de valência
Ex: Latão (cobre e zinco)  usado em armas e torneiras 
Bronze (cobre 90% e estanho 10%)  fabricação de sinos, estátuas e moedas
Existem diversas ligas, que são modificadas conforme as características desejadas.
Site http://www.cienciadosmateriais.org/
C.03, Fig 3a1
Cúbico F  CFC
Cúbico C  CCC
C.03, Fig3b  HC
CCC
Dois átomos estão associados a cada célula unitária CCC: o equivalente a um átomo, distribuído entre os oito vértices, onde cada átomo em um vértice é compartilhado por oito células unitárias, e o único átomo do centro, que está totalmente contido dentro da sua célula. 
CFC
Para a estrutura cristalina CFC, cada átomo em um vértice é compartilhado por oito células unitárias, enquanto um átomo centrado em uma face pertence a apenas duas. Portanto, um oitavo de cada um dos oito átomos em vértices e metade de cada um dos seis átomos localizados nas faces, ou um total de quatro átomos inteiros, pode ser atribuído a uma dada célula unitária.
HC
O equivalente a seis átomos está contido em cada célula unitária. Um sexto de cada um dos 12 átomos localizado nos vértices das faces superior e inferior, metade de cada um dos dois átomos centrais localizados nas faces superior e inferior, e todos os três átomos interiores no plano intermediário.