2014819_12441_Qu%c3%admica+aplicada+aos+materiais+de+constru%c3%a7%c3%a3o+civil+-+2+-+Estrutura+atomica+-+Liga%c3%a7%c3%b5es+qu%c3%admicas

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Química Aplicada aos Materiais de 
Construção Civil - 2014/2 
 
Professor: Felipe A. L. Sánchez 
Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
2 
Química Aplicada aos Materiais de Construção Civil - Prof. Felipe A.L. Sánchez 
Estrutura atômica 
Introdução 
3 
 antes de entender fenômenos que determinam propriedades nos materiais a partir da 
MICROESTRUTURA deve-se primeiramente entender a ESTRUTURA ATÔMICA (e ESTRUTURA 
CRISTALINA) dos materiais porque estas definem algumas de suas propriedades 
ESTRUTURA PROPRIEDADES 
CIÊNCIA DOS MATERIAIS 
ESTRUTURA ATÔMICA 
ESTRUTURA CRISTALINA 
MICROESTRUTURA 
 
O que promove as ligações? 
Quais são tipos de ligações existem? 
O tipo de ligação interfere em quais propriedades do material? 
Química Aplicada aos Materiais de Construção Civil - Prof. Felipe A.L. Sánchez 
Estrutura atômica 
Introdução 
4 
Ordem de grandeza da estrutura atômica  10-15 a 10-10 m 
A estrutura eletrônica dos átomos determina a natureza das 
ligações atômicas e define algumas propriedades dos materiais 
Propriedades 
 
físicas, 
ópticas, 
 elétricas e 
 térmicas 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
5 
• Por que os elementos não se decompõem formando novos elementos? 
• Por que as substâncias se decompõem formando novas substâncias? 
• Por que o número de elementos é pequeno comparado ao número de 
substâncias? 
Surgimento de .... TEORIAS 
Dalton Thompson Rutherford Bohr 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
6 
• Teoria atômica de Dalton entre 1803-1808: 
- átomo; 
- igual em todas as suas propriedades; 
- átomos de elementos possuem propriedades físicas e químicas diferentes; 
- substância formada pela combinação de dois ou mais átomos; 
-cada átomo guarda sua identidade química. 
 
•Teoria atômica de Thomson 1887 
-átomo de Dalton não explicava fenômenos elétricos 
(raios catódicos = e-); 
 - modelo do “pudim de passas”: 
(uma esfera positiva com e- na superfície); 
 - Eugene Goldstein supôs o próton 
(destruindo a teoria de Thomson). 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
7 
• Teoria atômica de Rutherford 1911: 
 Para saber o conteúdo de um caixote pode-se atirar nele, se a bala passar ele 
está vazio, ou tem um material pouco consistente. 
 Partículas alfa contra uma fina lâmina de ouro (0,0001 cm - dez mil átomos) ... 
a grande maioria das partículas atravessava a lâmina ou parte ricocheteava. 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
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• Teoria atômica de Rutherford 1911: 
- o átomo não é maciço, mais espaços vazios; 
- região central - núcleo - cargas positivas; 
- eletrosfera - elétrons (1836 vezes mais leve); 
- a relação entre partículas que passam e a as 
que ricocheteiam: tamanho do átomo cerca de 
10 mil vezes maior que o tamanho do núcleo. 
MODELO 
PLANETÁRIO 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
9 
• Teoria atômica de Bohr 1911: 
 
-Não explicava os espectros atômicos; 
- os elétrons circundam orbitalmente; 
- cada nível tem um valor determinado 
de energia (não é possível permanecer 
entre os níveis); 
-excitação do elétron: passa de um 
nível para o outro; 
- volta emitindo energia... 
 
NOVIDADE DA TEORIA: 
quantização da energia dos elétrons 
O átomo de Bohr mostrando os elétrons em orbitas 
circulares ao redor do núcleo. Os orbitais apresentam 
energia quantizada. Ocorre transmissão de energia do 
átomo quando um elétron pula de um orbital mais 
afastado do núcleo, para um mais próximo. 
MODELO 
RUTHERFORD-BOHR 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
10 
• Teoria atômica de Bohr 1913: 
 Energia dos três primeiros 
elétrons de hidrogênio. 
Comparação entre (a) Bohr e (b)modelo 
mecânico ondulatório (quântico) em 
função da distribuição de e-. 
(a) (b) 
MODELO 
RUTHERFORD-BOHR 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
11 
CONCEITUAR: 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a.):definida como 12 avos da massa do carbono 12. 
Há 6,02 x 1023 u.m.a. por grama 
1 u.m.a./átomo (ou molécula) = 1g/mol 
NÚMERO ATÔMICO (Z): é o nº de prótons no núcleo. 
MASSA ATÔMICA: é a soma das massas dos prótons e nêutrons do núcleo de um átomo. 
NÚMERO DE AVOGADRO (NA): no de átomos ou moléculas de um g.mol, e corresponde a 6,02 x 10
23 
mol-1. 
ISÓTOPOS: nº atômicos iguais e diferentes massas 
ISÓBAROS: nº de massa iguais e diferentes nº atômicos 
ISÓTONOS: nº de nêutrons iguais e nº de massa e nº atômicos diferentes 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
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Estrutura atômica 
Conceitos elementares 
• componente do átomo com carga negativa de 1,6 x 10-19C; 
• apresentam-se em órbitas; 
• podem ser e- de valência, se na última camada; 
• podem gerar cátions ou ânions. 
ELÉTRONS 
 OS E- MAIS AFASTADOS DO NÚCLEO DETERMINAM: 
• propriedades químicas; 
• natureza das ligações interatômicas; 
• controlam tamanho do átomo, condutividade elétrica; 
• influencia nas características óticas. 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
Números quânticos 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n): 
Representa os níveis principais de energia para o 
elétron, pode ser imaginado como uma camada no 
espaço onde a probabilidade de encontrar um 
elétron com valor particular de n é muito alta. 
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (l): 
Especifica subníveis de energia dentro de um nível 
de energia, também especifica uma subcamada 
onde a probabilidade de se encontrar o elétron é 
bastante elevada. 
l = 0 1 2 3 
l = s p d f 
Características direcionais dos orbitasi s, p e d 
17 
Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml): 
Especifica a orientação espacial de um orbital 
atômico e tem pouco efeito na energia do 
elétron. Depende do valor de l. 
NÚMERO QUÂNTICO DO SPIN DO ELÉTRON (ms): 
Especifica as duas condições permitidas para um 
elétron girar em torno de seu próprio eixo. As 
direções são no sentido horário e anti-horário. 
GENERICAMENTE 
ml = 2l + 1 
VALORES PERMITIDOS 
+ 1/2 e -1/2 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
Exemplo da distribuição eletrônica do átomo de sódio, de número 
atômico (Z) = 11, observa-se os elétrons nas camadas quânticas K, L e M. 
19 
Estrutura atômicaEstrutura eletrônica dos átomos 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
Representação da energia 
relativa dos elétrons de cada 
camada e subcamada 
• tem estado de energia discreto; 
• tendem a ocupar o menor estado de energia 
Elétrons 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS 
Descreve o modo com o qual os elétrons estão arranjados nos orbitais do 
átomo. 
A configuração é escrita por meio de uma notação convencional: lista o n° 
quântico principal, seguido pela letra do orbital, e o índice sobrescrito 
acima da letra do orbital. 
Exemplo de configuração eletrônica: Sr (Estrôncio) com Z = 38 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
Distribuição eletrônica de átomos neutros 
Princípio de exclusão de Pauli: 
 
apenas 2 e- podem ter os mesmos nos 
quânticos orbitais e estes não são 
idênticos pois tem spins contrários 
1s2 
Nível 
de 
energia 
Subnível 
Número 
máximo 
de 
elétrons 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
Muitos elementos apresentam uma configuração eletrônica não estável. 
Por quê? Valência da última camada geralmente não está completa. 
Electron configuration 
1s1 
1s2 (stable) 
1s22s1 
1s22s2 
1s22s22p1 
1s22s22p2 
... 
1s22s22p6 (stable) 
1s22s22p63s1 
1s22s22p63s2 
1s22s22p63s23p1 
... 
1s22s22p63s23p6 (stable) 
... 
1s22s22p63s23p63d104s246 (stable)
CARACTERÍSTICAS DOS ELEMENTOS 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
VALÊNCIA 
• A camada de valência é a camada mais afastada do núcleo. 
•Está relacionada com a capacidade de um átomo em se combinar 
quimicamente com outros elementos 
Exemplo: 
 Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 Valência 2 
 Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Valência 3 
 Ge: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 Valência 4 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
VALÊNCIA 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
Tabela periódica e distribuição eletrônica de alguns elementos 
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27 Química Aplicada aos Materiais de Construção Civil (2014/1) - Prof. Felipe A.L. Sánchez 
Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
Colunas: valência similar 
Elementos eletropositivos: 
Doam elétrons para tornar-se + iônico. 
Elementos eletronegativos: 
Adquirem elétrons para tornar-se - iônico. 
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Estrutura atômica 
Estrutura eletrônica dos átomos 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
Valores maiores: tendência a adquirir elétrons 
Valores de eletronegatividade dos elementos, segundo a Tabela Periódica dos elementos. 
Menor eletronegatividade 
Maior eletronegatividade 
Intervalo de 0.7 a 4.0 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
INTRODUÇÃO 
• O tipo de ligação interatômica geralmente explica a 
propriedade do material. 
• Por exemplo, o carbono pode existir na forma de grafite que 
é mole, escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é 
extremamente duro e brilhante. Essa enorme disparidade 
nas propriedades começa pelo tipo de ligação química do 
carbono em cada um dos casos. 
Importância 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
INTRODUÇÃO 
Para um elemento adquirir a configuração estável de 8e- na última camada 
ele pode: 
(1) receber e- extras 
(2) ceder e- 
(3) compartilhar e- associação entre átomos 
 
 Iônicas 
Ligações Primárias Covalentes 
 Metálicas 
formando íons + ou - 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
IÔNICA 
 Os elétrons de valência são 
transferidos entre átomos 
produzindo íons; 
 Forma-se com átomos de 
diferentes eletronegatividades 
(alta e baixa) ; 
 A ligação iônica não é 
direcional, a atração é mútua; 
 A ligação é forte= 150-300 
Kcal/mol (por isso o PF dos 
materiais com esse tipo de 
ligação é geralmente alto). 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
 Forças atrativas eletrostáticas entre os 
átomos: não-direcional ; 
 átomos no material iônico: todos os íons 
positivos têm como vizinho mais próximo ; 
 íons negativos forças atrativas iguais em 
todas as direções; 
 A magnitude da força obedece a Lei de Coulomb 
Forças atrativas 
 r é a distância interatômica 
 z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons 
 e é a carga do elétron (1,602x10-19 C) 
 0 é a permissividade do vácuo (8,85x10
-12 F/m) 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
Em resumo: 
•Atração mútua de cargas + e - 
•Envolve o tamanho de íons 
•Elementos menos eletronegativos: cedem e-  cátions 
•Elementos mais eletronegativos: recebem e-  ânions 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES IÔNICAS - PROPRIEDADES 
• Os íons em um sólido iônico são ordenados na rede, 
formando uma forte atração elétrica entre eles; 
• Sais e óxidos metálicos são tipicamente compostos 
iônicos; 
• A forte ligação é responsável por: 
- Elevada dureza (se frágil) 
- Elevado pontos de fusão e ebulição 
- Cristalinos sólidos a Tambiente 
- Podem ser solúveis em água 
• Os sólidos cristalinos não conduzem eletricidade, pois 
os íons não estão livres para mover-se e transportar 
corrente elétrica; 
• Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água 
serão condutores de eletricidade, pois como partículas 
iônicas estão livres. 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES COVALENTES 
Tipo de simetria em 
ligações covalentes 
 Os elétrons de valência são 
compartilhados; 
 Forma-se com átomos de alta 
eletronegatividade ; 
 A ligação covalente é direcional ; 
 A ligação covalente é forte (um 
pouco menos que a iônica)= 125-
300 Kcal/mol; 
 Esse tipo de ligação é comum em 
compostos orgânicos, por exemplo 
em materiais poliméricos,e no 
diamante. 
COVALENTE 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES COVALENTES 
Em resumo: 
•Usufruto de um par de elétrons comum 
•Pode ser coordenada ou dativa 
•Covalência entre ametais (Ex. F2, O2, Cl2)  baixo PF 
•Covalência entre mais átomos (Ex. Diamante)  alto PF 
Metano Amônia 
Par de elétrons 
não ligados 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES COVALENTES 
Molécula simples: pequeno grupo de átomos ligados por forças covalentes. 
 
Propriedades: 
- Podem ser líquidos ou sólidos(não cristalinos) a Tambiente 
- Insolúveis em água, mas solúveis em outros solventes; 
-Isolantes ou mau condutores elétricos; 
-Apresentam baixo ponto de fusão e ebulição; 
Compostos covalentes  unidades individuais: MOLÉCULAS 
forças entre átomos são fortes, mas as 
forças entre moléculas são fracas e 
facilmente quebradas no aquecimento 
Devido à ausência de 
elétrons (ou íons) livres 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES COVALENTES 
 
Macromolécula: moléculas grandes com um grande número de 
átomos ligados covalentemente em uma estrutura contínua. 
 
Propriedades: 
 
- Sólidos com alto ponto de fusão: elementos podem formar ligações 
simples com outros átomos, formando uma estrutura muito estável. 
Ex: Diamante 
-Cristalinos, freqüentemente 
- Não conduzem eletricidade (exceção Cgrafite): elétrons não estão 
livres 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES COVALENTES 
Diamante  macromolécula 
O carbono (C) tem distribuição eletrônica no estado fundamental: 1s2 2s2 2p2 e 
assim pode formar 2 ligações covalentes ! Porém.... C forma quatro ligações 
covalentes de mesma intensidade. 
1s 2s 
2p 
Dois orbitais 
semipreenchidos 
1s Quatro orbitais 
equivalentes sp3 
semipreenchidos 
ARRANJO DOS ORBITAIS NO 
ESTADO FUNDAMENTAL ARRANJO DOS ORBITAIS sp
3 
HIBRIDIZADAS 
ENERGIA PARA LEVAR O ELÉTRON 2s PARA O ORBITAL 2p É COMPENSADA 
PELA DIMINUIÇÃO DE ENERGIA QUE ACOMPANHA O PROCESSO DE LIGAÇÃO 
HIBRIDIZAÇÃO 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES COVALENTES 
Diamante  macromolécula 
• C  centro de um tetraedro regular formado de outros quatro carbonos ; 
• Estrutura contínua em cada cristal; 
• Dureza do diamante  trincar um diamante significa quebrar milhões de ligações 
covalentes ; 
 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
FRAÇÃO COVALENTE 
o Muito poucos compostos exibem ligação iônica e covalente puras; 
o A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de ligação covalente e 
vice–versa (transferem e compartilham elétrons); 
o Depende da eletronegadividade dos átomos constituintes; 
o Muitos cerâmicos e semicondutores são formados por metais e não-
metais, e são na verdade uma mistura de ligações iônicas e covalente; 
o Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos 
aumenta o caráter iônico.. 
 
 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
FC = exp (- 0,25 E2) 
onde E é a diferença nas eletronegatividades dos átomos 
Ex: SiO2 ESi= 1,8 EO= 3,5 
Fração covalente  FC = 0,486= 48,6% 
 
FI = 1 – FC FI: fração iônica 
FRAÇÃO COVALENTE 
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45 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
METÁLICA 
 Forma-se com átomos de baixa 
eletronegatividade (em torno de 3 
elétrons de valência); 
 Os elétrons de valência são divididos 
por todos os átomos (não estão ligados 
a nenhum átomo em particular)  
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 forte (um pouco 
menos que a iônica e covalente)= 20-
200 Kcal/mol 
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46 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
Elétrons externos dos átomos do metal estão 
livres para mover-se entre os centros positivos. 
 junção eletrônica 
determinam propriedades Força elétrica de atração 
entre elétrons móveis e 
imóveis ligação metálica. 
Forte ligação resulta em: 
materiais densos, fortes com 
alto ponto de fusão e ebulição. 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
Propriedades 
 
-bons condutores de eletricidade: 
elétrons livres são transportadores de carga e corrente elétrica, quando uma 
ddp é aplicada na peça metálica. 
-bons condutores de calor: 
choques de elétrons livre, transferindo Ec . 
-tem uma superfície “prateada” que pode ser facilmente manchada: 
corrosão ou oxidação do ar e da água. 
íons 
mar de 
elétrons 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS 
Ligações ou Forças 
de van der Waals 
Dipolo 
permanente 
Pontes de 
hidrogênio 
Dipolo 
flutuante 
•Existe em qualquer átomo ou molécula, mas sua presença pode ficar 
obscurecida pela presença dos outros tipos de ligaçoes que são mais 
fortes (de maior energia) 
•Ficam evidentes em gases inertes que são estáveis 
•Surgem da interação de dipolos atômicos 
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Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS 
• Dipolos Permanentes 
• Dipolos Flutuantes 
-caso geral: 
-ex: líquido HCl 
-ex: polímero 
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50 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS – Forças de van der Waals 
 São ligações de natureza física; 
 A polarização (formação de dipolos) devido a estrutura da ligação 
produz forças atrativas e repulsivas entre átomos e moléculas ; 
 A ligação de van der Waals não é direcional; 
 A ligação é fraca< 10 Kcal/mol. 
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51 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS – Forças de van der Waals 
Dipolos Flutuantes - Induzidos 
Ocorre em moléculas com distribuição de 
cargas elétricas simétricas (H2, N2, O2,...), 
onde os e- e suas vibrações podem 
distorcer esta simetria, ocorrendo um 
dipolo elétrico. 
Esquema representativo (a) átomo 
eletricamente simétrico (b) um dipolo 
atômico induzido 
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52 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS – Forças de van der Waals 
Dipolos Permanentes – moléculas polares 
Moléculas assimétricas (NH3, CH3Cl) jamais 
coincidem os centros de suas cargas 
positivas e negativas, podendo interagir 
eletrostaticamentecom as adjacentes. 
Esquema representativo da 
molécula polar de HCl 
Moléculas polares 
na ausência de campo elétrico na presença de campo elétrico 
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53 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS – Forças de van der Waals 
Dipolos Permanentes – moléculas polares 
 Nome deriva da ligação: H - centro de cargas 
positivas, atraindo o centro das cargas negativas 
das moléculas adjacentes 
 
POLARIZAÇÃO 
 Produção de forças de van der Waals entre as 
moléculas  alinhamento de pólos negativos 
com os positivos (ângulo de ligação 109,5o) ; 
 moléculas formam uma estrutura quase 
hexagonal ... 
 H ligado a F, O e N 
PONTES DE HIDROGÊNIO 
É uma das mais fortes ligações 
secundárias, e um caso especial 
de moléculas polares 
(distribuição desigual da densidade de elétrons) 
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54 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS – Forças de van der Waals 
Dipolos Permanentes – moléculas polares PONTES DE HIDROGÊNIO 
Íons de certas moléculas se dissolvem na água polaridade 
Exemplo:o cloreto de sódio (forma 
cristalina) e dissolvido em água. 
- Por que o gelo flutua? 
 É menos denso  as 
ligações de hidrogênio 
mantêm as moléculas de 
água mais afastadas no 
sólido do que no líquido, 
onde há uma ligação 
hidrogênio a menos por 
molécula) 
 
Estrutura do gelo 
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55 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS – Forças de van der Waals 
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56 
Estrutura atômica 
Ligações químicas em materiais sólidos 
LIGAÇÕES - RESUMO 
SECUNDÁRIAS IÔNICA COVALENTE METÁLICA 
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57 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
Comprimento, força e energia de ligação 
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58 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
INTRODUÇÃO 
Representação tetraédrica dos diferentes tipos de ligações que 
ocorrem entre os materiais de engenharia. 
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59 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO 
• A distância entre 2 átomos é 
determinada pelo balanço das 
forças atrativas e repulsivas; 
• As forças atrativas variam com o 
quadrado da distância entre os 
2 átomos; 
• As forças repulsivas variam 
inversamente proporcional a 
distância interatômica; 
• Quando a soma das forças 
atrativas e repulsivas é zero, a 
distância entre os átomos está 
em equilíbrio. 
 
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60 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
FORÇA DA LIGAÇÃO 
No ponto de equilíbrio a soma das duas forças é zeroFresultante = 0 
Quando os átomos se aproximam as forças de atração e repulsão 
aumentam (mas as forças de repulsão aumentam bem mais) 
É a soma das forças atrativas e repulsivas entre os átomos 
Fatração= - Z1Z2e
2 
 40a
2 
Frepulsão = - nb 
 an+1 
Fresultante= - Z1Z2e
2 - nb 
 40a
2 an+1 
 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
FORÇA DA LIGAÇÃO 
Fatração > Frepulsão 
Fatração < Frepulsão 
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62 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
FORÇA DA LIGAÇÃO 
Inclinação da curva no ponto de equilíbrio  força necessária para separar os átomos 
Corresponde ao módulo de elasticidade (E) que é a inclinação da curva  x  
D
EF
IN
E 
P
R
O
P
R
IE
D
A
D
ES
 E
 
C
A
R
A
C
TE
R
IS
TI
C
A
S 
D
O
S 
M
A
TE
R
IA
IS
 
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63 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
 Algumas vezes é mais conveniente 
trabalhar com energia (potencial) do 
que forças de ligações. 
 Matematicamente energia (E) e 
força de ligações (F) estão 
relacionadas por : E= F.dr 
 A menor energia é o ponto de 
equilíbrio 
Eatração= Z1Z2e
2 
 40a 
Erepulsão = nb 
 an 
Eresultante= Z1Z2e
2 + nb 
 40a
 an 
 
 1/a 
 1/an 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
 
Comprimento das energias de ligação: 
Ligação Kcal/mol Comprimento (nm) 
C - C 88 0,154 
C = C 162 0,13 
C  C 213 0,12 
C - H 104 0,11 
C - O 86 0,14 
H - H 104 0,074 
Energia de ligação necessária para 
romper um mol de ligações 
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65 
Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
É a mínima energia necessária para formar ou romper uma ligação. 
Estão relacionados com a energia de ligação propriedades como: 
 - módulo de elasticidade; 
 - coeficiente de expansão térmica; 
 - ponto de fusão; 
 - calor latente 
 - resistência mecânica 
Energia de ligação x distância 
interatômica na ligação do H–H 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
 Quanto mais profundo o poço de energia maior a temperatura de fusão do 
material; 
 Devido às forças de repulsão aumentarem muito mais com a aproximação 
dos átomos a curva não é simétrica. Por isso, a maioria dos materiais tendem a 
se expandir quando aquecidos. 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
• 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 o mínimo de potencial menor é o 
coeficiente de expansão térmica do material. 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
ENERGIA DA LIGAÇÃO 
Química Aplicada aos Materiaisde Construção Civil - Prof. Felipe A.L. Sánchez 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
Materiais metálicos 
Metais como alumínio ou ligas de bronze 
Estrutura de cátions metálicos em um mar de elétrons 
Condutor de eletricidade e calor no estado sólido e líquido 
Possuem aparência lustrosa e podem ser dúcteis 
Podem formar ligas uns com os outros 
Materiais Moleculares (van der Waals) 
Materiais moleculares como CH4 / Pequenas moléculas 
Ligação intramolecular forte-dentro da molécula- ligação covalente 
Ligação intermolecular fraca-entre moléculas- (van der Waals) 
Baixo ponto de fusão e ebulição: líquidos e gases a 25°C 
Isolantes 
Materiais de rede covalente 
Rede de fortes ligações covalentes 
Pontos de fusão muito altos >1500°C 
Insolúveis e isolantes 
Materiais iônicos 
Sais iônicos como cloreto de sódio 
rede de ânions e cátions eletrostaticamente atraídos 
Usualmente solúveis em água 
Isolantes quando sólidos 
Condutores elétricos quando fundidos 
Condutores elétricos quando em solução aquosa 
Pontos de fusão intermediários ~ 300 – 1000°C 
Tetraedro de Laing 
triângulos de Arkel e Ketelaar 
RESUMINDO... 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
RESUMINDO... Os alótropos do carbono ilustram muito 
bem a dimensionalidade molecular 
covalente: 
 
1. O diamante tem uma estrutura de 
rede covalente 3d. 
2. O grafite consiste de placas 
covalentes estendidas 2d 
3. Nanotubos do carbono de parede 
única são as estruturas covalentes 1d 
4. A bola de bucky (fullerenos) de C60 
são as moléculas 0d e C2 conhecidas 
na fase gás em alta temperatura 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
RESUMINDO... 
Cerâmicos 
(ligação iônica & covalente) 
Metais 
(ligação metálica) 
Polímeros 
(covalente e secundárias) 
Grande energia de ligação 
Elevado Tf 
Elevado E 
Pequeno a 
Energia de ligação variável 
Moderado Tf 
Moderado E 
Moderado a 
Propriedades direcionais 
Ligações secundárias dominantes 
Pequeno Tf 
Pequeno E 
Elevado a 
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Estrutura atômica 
 Comprimento, força e energia de ligação 
RESUMINDO... 
Iônica Covalente Metálica Intermolecular 
Intensidade 
de ligação 
forte muito forte 
moderada e 
variável 
fraca 
Dureza moderada a alta muito duro, frágil 
baixa a moderada; 
dúctil e maleável 
mole e plástico 
Condutivida
de elétrica 
condução por transporte de 
íons, somente quando 
dissociado 
isolante em sólido e 
líquido 
bom condutor por 
tramnsporte de 
elétrons 
isolantes no estado 
sólido e líquido 
Ponto de 
fusão 
moderado a alto baixo geralmente alto baixo 
Solubilidade 
solúvel em solventes 
polares 
solubilidade muito 
baixa 
insolúveis 
solúveis em 
solventes 
orgânicos 
Exemplos muitos minerais 
diamante, oxigênio, 
moléculas orgânicas 
Cu, Ag, Au, outros 
metais 
gelo,sólidos 
orgânicos 
(cristais) 
Comparação entre o tipo de ligação e propriedades esperadas 
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