Física dos Materiais Aula Cap 01 POSMAT 2017 2

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MESTRADO EM ENGENHARIA MATERIAIS
DISCIPLINA:
FÍSICA DOS MATERIAIS
Prof.: Sidney
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CAPÍTULO 1. 
INTERAÇÕES ATÔMICAS
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A ligação entre átomos adjacentes é essencialmente um processo eletrônico.
São produzidas fortes ligações primárias quando os elétrons dos orbitais mais externos são transferidos ou compartilhados entre os átomos.
São formadas fracas ligações secundárias como resultado da atração entre as cargas positivas e negativas, não envolvendo a transferência ou o compartilhamento de elétrons.
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As ligações primárias são iônica, covalente e metálica. 
As ligações secundárias são de van der Waals e pontes de hidrogênio. São secundárias no sentido de que elas são relativamente fracas em comparação com as primárias.
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LIGAÇÃO IÔNICA
Ligações iônicas resultam da atração eletrostática entre átomos que apresentam tendência a ganhar elétrons (ânions) e os que apresentam tendência a perder elétrons (cátions).
É uma ligação não direcional. Por exemplo, no caso do composto NaCl, o íon Na+ irá atrair qualquer íon Cl– adjacente. 
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Idealmente, as ligações iônicas são formadas pela combinação de um elemento metálico altamente eletropositivo com um elemento não-metálico altamente eletronegativo, como os halogênios, oxigênio ou enxofre. 
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Elementos eletronegativos são aqueles que tem somente alguns poucos orbitais p semivazios.
Elementos eletropositivos são aqueles que tem um ou mais elétrons fracamente ligados num nível de energia acima da camada eletrônica completa.
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A natureza de uma ligação iônica pode ser ilustrada considerando-se a interação entre dois elementos isolados, um eletropositivo e outro eletronegativo, à medida que são colocados em proximidades desde uma separação infinita, de modo a se tornarem íons de carga oposta.
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A energia potencial atrativa UC (ou energia de atração Coulombiana) será:
(1.1)
 
r = distância de separação interatômica.
Z+ Z–  = valências dos dois íons. 
e = carga do elétron (1,602 x 10-19 C).
0 = permissividade elétrica no vácuo (8,854 x 10-2 C2 / m.J).
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À medida que os íons estão suficientemente próximos, suas camadas eletrônicas mais externas começam a se superpor e surge uma intensa força repulsiva. A energia potencial repulsiva UR será:
(1.2)
Obs.: a constante empírica B e o expoente n podem ser avaliados a partir das propriedades físicas.
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Então, a expressão para energia potencial total de um par de íons Utotal será:
(1.3)
U = energia requerida para formar dois íons a partir de átomos neutros.
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A curva da energia potencial total de um par de íons apresenta uma depressão, vale ou “poço” de energia potencial ao redor do seu mínimo. 
A energia neste ponto mínimo corresponde à energia de ligação U0, que representa a energia necessária para separar os dois íons até uma distância de separação infinita.
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Energia potencial total de um par de íons vs. distância interatômica.
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Por exemplo, quando um átomo neutro de potássio é ionizado na forma K+, há um gasto de energia de 4,34 eV (energia de ionização). Quando um átomo neutro de cloro adquire um elétron para formar Cl–, há um ganho de energia de 3,82 eV (elétron afinidade ou afinidade por elétron). Ou seja, a ionização de ambos os elementos requer um gasto líquido (U) de 0,52 eV.
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Então, a Eq. (2) para o composto KCl será:
Os valores de r0 e U0 serão:
r0 = 2,79 
U0 = -4,4 eV
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Energia potencial total para o composto KCl vs. distância interatômica.
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LIGAÇÃO COVALENTE
É uma ligação homopolar, forte e altamente direcional, na qual os elétrons são compartilhados entre os átomos.
O caráter de compartilhamento de elétrons está relacionado como o princípio da indistinguibilidade. Os elétrons compartilhados ficam sob a influência de dois núcleos.
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A interação de orbitais atômicos diferentes pode formar um orbital molecular, com uma energia mais baixa que a dos orbitais originais dos átomos que compõem a molécula.
Então, os elétrons compartilhados ocupam na molécula o orbital de ligação  ou ligante.
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A ligação covalente é associada aos elétrons de valência, que não são considerados como que estando permanentemente ligados a átomos específicos. 
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Na maioria dos casos, a ligação covalente é formada por dois elétrons, um de cada átomo que participa da ligação.
Os elétrons tendem a ficar parcialmente localizados na região entre os dois átomos unidos pela ligação.
Os spins dos dois elétrons apontam em direções opostas.
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A molécula de hidrogênio H2 é o exemplo mais simples de ligação covalente.
Para que a ligação seja estável é preciso que os spins dos dois elétrons que participam da ligação estejam antiparalelos (ou opostos).
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O princípio de exclusão de Pauli leva a uma forte interação repulsiva entre átomos que possuem camadas completas.
Quando as camadas não estão completas, a superposição dos elétrons pode ser acomodada sem promover nenhum elétron para um nível maior de energia.
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Curvas de energia de uma molécula H2:
Curva A é para spins paralelos.
Curva S é para spins antiparalelos (opostos).
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Quanto mais os orbitais de ligação se superpõem, mais energia é reduzida e mais forte é a ligação.
Uma indicação do valor da ligação e de sua direcionalidade pode ser inferida a partir do valor de densidade de probabilidade 2, que descreve a probabilidade de um elétron ser encontrado, por unidade de volume.
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Se 2 é grande em certas direções, as ligações serão fortes e estarão concentradas nestas direções.
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Densidade de probabilidade 2 ao longo da linha que une dois núcleos de uma molécula H2.
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Representação esquemática das ligações iônicas e covalente na molécula H2.
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Ligações covalentes estáveis são formadas no estado sólido primariamente entre os átomos não metálicos, como o nitrogênio, oxigênio, carbono, flúor e cloro.
Silício, germânio, arsênio e selênio formam ligações que são parcialmente covalentes, parcialmente metálicas.
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LIGAÇÃO METÁLICA
A maioria dos elementos são metais. Sua principal característica é que eles dispõem de poucos elétrons de valência, em geral um ou dois por átomo, que são debilmente mantidos.
Uma ligação metálica pode existir somente entre um grande agregado de átomos. É uma ligação não-direcional.
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Considerando os mesmos valores de “n” (número quântico principal), as funções de onda de elétrons em metais são muito mais estendidas no espaço que as funções de onda em ligações covalentes.
Obs.:  é uma função de onda que descreve a posição e a propagação dos elétrons. 
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Tipicamente, as funções de onda em um elemento metálico se espalham de tal forma que há uma probabilidade maior de encontrar um elétron mais próximo do átomo vizinho que do átomo de referência. 
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Em geral, quanto menos elétrons de valência um átomo possuir, mais fracamente os elétrons estarão mantidos e mais metálica será a ligação.
À medida que cresce o número de elétrons de valência e a rigidez com que eles se prendem ao núcleo, mais localizados eles ficam no espaço e mais covalente torna-se a ligação.
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LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS
Uma ligação de van der Waals surge porque, num instante qualquer, há um pouco mais de elétrons de um lado do núcleo que do outro lado. Os centros das cargas positivas e negativas não coincidem nesse momento e produz-se daí um fraco dipolo.
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Existe então uma força entre as extremidades opostas dos dipolos, em átomos adjacentes, que tende a mantê-los juntos.
A ligação produzida por esses dipolos flutuantes é não-direcional e tipicamente é uma ordem de grandeza menor que a ligação de hidrogênio. 
São ligações de dipolo flutuantes.
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A ligação de van der Waals ocorre entre átomos neutros, átomos de gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), entremoléculas não-polares e, de forma geral, em todos os líquidos e sólidos.
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PONTE DE HIDROGÊNIO
Átomos ligados de modo covalente produzem, muitas vezes, moléculas que se comportam como dipolos permanentes, em especial quando o hidrogênio se liga a átomos muito eletronegativos, como nitrogênio (N), flúor (F) ou oxigênio (O).
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Devido ao fato dos elétrons compartilhados tenderem a passar a maior parte do tempo na nuvem eletrônica dos átomos eletronegativos, o centro de cargas negativas fica neste átomo, que atua como o pólo negativo de um dipolo elétrico, e os átomos de hidrogênio tendem a atuar como pólos positivos. 
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A molécula de água, mostrando o dipolo e a direção de atração.
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BIBLIOGRAFIA
Callister, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 5 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
Kingery, W. D. Bowen, H. K., Uhlmann, D. R. Introduction to ceramics. 2 Ed. New York: Wiley, 1976.
Kittel, C. Introdução à física do estado sólido. Rio de Janeiro: LTC, 2006.
Moffatt, W. G., Pearsall, G. W., Wulff, J. Ciência dos materiais. v.1 Rio de Janeiro: LTC, 1972.
Reed-Hill, R. E. Princípios de metalurgia física. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1973.