Aula_3_-_Estrutura_Atomica

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Prof. Dr. Rita Sales
Aula III - Estrutura Atômica
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Níveis de Estrutura
Estrutura atômica: 
Diamante ( Ligação covalente Carbono-Carbono/C-C)
Escala: Até10-10 ou 0,1 nm
Arranjos atômicos: 
Titanato Zirconato de Chumbo/PZT
Estruturas cristalinas Tetragonal ou romboédricas se torna um material piezoelétrico = gera potencial elétrico ao ser submetido a pressão ou tensão mecânica. Ex acendedores de gás, geração de ultrasom e controle de vibração.
Escala: 10-10 a 10-9 m (0,1 a 1nm)
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Arranjo Atômico: ordem de curto alcance: 
Vidro – material amorfo/ fibra de vidro - tetraédrico, mas a ordem não é mantida a longas distâncias.
Escala: 10-10 a 10-9 m (0,1 a 1nm)
Nanoestruturas: 
Óxido de ferro em ferrofluídos ou fluídos magnéticos. Usados em alto-falantes.
Escala: 10-9 a 10-7 m (1 a 100nm)
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Microestrutura:
Tamanho de grão/contorno de grão. Tamanho de grãos menores à temperatura ambiente proporciona maior resistência mecânica. Propriedades mecânicas são sensíveis à microestrutura dos materiais. 
Escala: 10-8 a 10-6 m (10 a 1000nm)
Macroestrutura:
Revestimentos com espessura relativamente elevada. Ex: Tinta de automóveis = motivos estéticos e resistência a corrosão.
Escala: maior que 10-4m (10000 nm)
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próton
nêutron
elétron
núcleo
diferentes níveis de energia dos elétrons - órbitas
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MODELO QUÂNTICO DO ÁTOMO
“nuvem” de elétrons
O elétron pode ser descrito por quatro números quânticos:
n – principal (indica os níveis da energia) e assume valores 1,2,3,4,5,6,7
l - azimutal (indica os sub-níveis da energia), assume valores de 0 a n -1:
l : 0 1 2 3 (números)
 s p d f (letras)
m – magnético (indica a orientação da orbita no espaço) assume valores de +l a –l
S – spin (indica a direção da rotação do elétron em torno de sue eixo), assume valores de +1/2 ou -1/2
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Uma forma de representação:
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	Exemplo 1: distribuição dos elétrons no átomo do sódio:
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	Exemplo 2: distribuição dos elétrons nos átomos de sódio, cloro e argônio
	
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LIGAÇÕES ATÔMICAS
Ligação iônica
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Ligação iônica – ocorre entre átomos com uma grande diferença de eletronegatividade, isto é, entre um átomo com tendência de perder elétrons (geralmente metais) e outro com tendência de adquirir elétrons. Átomos com um ou dois elétrons em suas órbitas de valência facilmente cedem esses elétrons, transformando-se em íons positivos. Por outro lado, os átomos com 6 ou 7 elétrons na camada externa recebem facilmente elétrons para assumir configuração estável, também transformando-se em íons, mas com carga negativa. A atração coulombiana que se desenvolve entre os íons vizinhos de cargas opostas resulta em uma ligação iônica. 
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Ligação covalente
Elétrons compartilhados
Estrutura do diamante – as barras entre as esferas representam um par de elétrons compartilhados
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Ligação covalente – se forma quando configurações eletrônicas estáveis são obtidas pelo compartilhamento de elétrons entre átomos vizinhos. Isso leva à formação de um orbital híbrido entre os dois átomos envolvidos, o que torna a ligação direcional. A energia média dos elétrons da valência cai na formação da ligação.
Moléculas de elementos não metálicos são formadas por ligação covalente (H2, Cl2, F2...), como também moléculas de átomos não-similares como CH4, H2O, HF.
Também há ligação covalente em sólidos elementares como diamante (carbono), silício, germânio, etc. e compostos como GaAs, SiC, InSb...
Ligação covalente do diamante – cada átomo tem ligação covalente com quatro átomos vizinhos. 
A ligação covalente pode ser muito forte, o que leva à alta temperatura de fusão e alta resistência mecânica.
 
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Ligação metálica
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Ligação metálica – neste tipo de ligação os elétrons de valência não pertencem a um átomo específico, mas são livres para se movimentar no metal inteiro, formando uma “nuvem de elétrons”. Este tipo da ligação pode ser fraco ou forte (Hg- fraco, W- forte). Os materiais com este tipo da ligação são bons condutores elétricos e de calor.
Nuvem de elétrons em torno na ligação metálica 
Os elétrons livres formam uma “nuvem eletrônica” que equilibra a repulsão eletrostática entre os núcleos positivos dos átomos, e atua como uma “cola” que mantém os núcleos atômicos unidos. Não é direcional.
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Ligações secundárias (fracas ou de van der Waals) 
Este tipo de ligação é relacionada à existência de dipolos (separação das cargas num átomo ou numa molécula).Os dipolos podem ser induzidos ou permanentes
Ligação por dipolos induzidos – a movimentação dos elétrons e a vibração atômica podem, em um dado momento, resultar em uma distorção da simetria elétrica. Em uma pequena fração do tempo os centros das cargas não coincidem e estabelece-se um dipolo, com uma extremidade positiva e outra negativa. Surgem então forças atrativas, mesmo que sendo fracas.
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Este tipo da ligação é encontrado nos processos de liquefação e solidificação dos gases nobres e outras moléculas simétricas e neutrais (H2, Cl2)
 
+
+ -
Átomo eletricamente simétrico
Dipolo atômico induzido
+ - + -
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Ligação de moléculas polares – em moléculas assimétricas como HCl, NH3, H2O os centros das cargas positiva e negativa não coincidem. Surgem então forças de atração, mais fortes do que no caso dos dipolos induzidos. Moléculas polares podem ainda induzir um dipolo em moléculas vizinhas neutras (eletricamente simétricas), resultando em uma força de atração.
 Ligação polar em molécula polar da água.
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A ponte de hidrogênio é um caso especial de molécula polar: o próton do hidrogênio na ligação C-H, N-H O-H não é coberto por elétrons. Assim, esta carga pode ser atraída por elétrons de valência das moléculas adjacentes, o que resulta uma ligação coulombiana. É em geral mais forte do que as demais ligações secundárias.
 ponte de hidrogênio
Ligação com ponte de hidrogênio entre duas cadeias de polietenol
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FORÇAS INTERATÔMICAS
Forças de atração e forças de repulsão 
Energia mínima: na posição de equilíbrio das forças 
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As forças de atração entre os átomos mantêm os átomos unidos. O espaço entre átomos é causado pelas forças repulsivas inter-atômicas, as quais existem em adição ás forças atrativas. A repulsão mútua é resultado do fato de que a grande proximidade de dois átomos torna muitos elétrons suficientemente próximos, possibilitando a repulsão. A distância de equilíbrio é aquela na qual são iguais as forças atrativas e repulsivas e onde a energia da ligação assume o seu valor mínimo.
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