CM CAP 2

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CAPÍTULO 2 -
ESTRUTURA ATÔMICA
2. ESTRUTURA ATÔMICA
2-1 INTRODUÇÃO
2-2 A ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
2-3 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2-4 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2-5 RESUMO DAS LIGAÇÕES
2-7 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2-8 EXERCÍCIOS
2-1 INTRODUÇÃO
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 de interesse em ENGENHARIA
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?
IMPORTÂNCIA: A estrutura atômica dos átomos determina a
natureza das ligações atômicas e define propriedades nos
materiais.
Propriedades: físicas, ópticas, elétricas, mecânicas,
térmicas
Ordem de grandeza da estrutura atômica Þ 10-15 a 10-10 m
2-1 INTRODUÇÃO
A estrutura atômica dos átomos determina a natureza das ligações atômicas e define
propriedades nos materiais.
Propriedades: físicas, ópticas, elétricas, mecânicas, térmicas
Diamante:
• Hibridizações sp³
• Formação cristalina 
compacta
• Elevada dureza
• Baixa 
condutividade 
térmica e elétrica
Grafita:
• Hibridizações sp²
• Formação lamelar
• Boa lubrificação
• Alta condutividade 
térmica e elétrica
Evolução dos Modelos Atômicos
2-1 INTRODUÇÃO
2-1 INTRODUÇÃO
G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na
distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas.
Valência: É a capacidade de combinação dos átomos.
Geralmente os elétrons da camada mais externa são os
responsáveis pela formação da ligação ou pela combinação com
outros átomos.
Langmuir: Gases nobres são elementos que possuem ↓
reatividade química. São elementos que apresentam uma ↓
afinidade eletrônica e uma ↑ energia de ionização. São átomos
considerados estáveis e que apresentam a sua camada de
valência completa com oito elétrons.
Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com oito elétrons na
camada de valência.
2-1 INTRODUÇÃO
A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas
e estequiometria. 
Eu ficaria mais nobre 
sem este meu elétron no 
3º nível. Se você quiser 
eu lhe dou este meu 
elétron.
Oba! Obrigado! Estava 
mesmo precisando de 
mais um elétron para 
adquirir estabilidade!
Ligação Iônica
2-1 INTRODUÇÃO
Ligação Química = Uma ligação química forma-se entre dois átomos, quando o
arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia
mais baixa do que a energia total dos átomos separados.
OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE. 
Muito perto
Muito 
Longe
Distância 
Interatômicas
Comprimento 
da Ligação
En
er
gi
a
Repulsiva
Repulsiva Núcleo
Nuvem 
eletrônica
2.2 ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS
Tabela Periódica e eletronegatividade
ELETRONEGATIVIDADE: Intervalo de 
0.7 a 4.0 Valores maiores: tendência a 
receber e-, menor de ceder e-.
LIGAÇÕES QUÍMICAS: Busca de um
estado de mais baixa energia livre.
Estabilidade de 8 (ou 2 elétrons na
última camada). IMPORTÂNCIA:
Definição de propriedades
intrínsecas nos materiais.
TIPOS DE LIGAÇÕES FORTES: Para um elemento adquirir a configuração estável de 8e- na última camada, pode:
(1) receber e- extras
(2) ceder e-
(3) compartilhar e-
formando íons + ou -
associação entre átomos
Ligações Primárias 
Iônicas
Metálicas
Covalentes
Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações
químicas;
2. Ligações Covalentes;1. Ligações Iônicas;
3. Ligações Metálicas;
2-2 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
LIGAÇÃO IÔNICA: Os elétrons de valência são transferidos entre átomos produzindo íons
Forma-se com átomos de diferentes eletronegatividades (alta e baixa)
Elementos menos eletronegativos: cedem e- formam cátion cátions
Elementos mais eletronegativos: recebem e- formam ânions
A ligação iônica não é direcional, a atração é mútua em todas as direções
A ligação é forte= 150-300 Kcal/mol (por isso o PF dos materiais com esse tipo de ligação é geralmente alto)
2-3 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Propriedades de compostos iônicos
• 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 (e frágil)
- Elevado pontos de fusão e ebulição
- Cristalinos sólidos a Tambiente
- Podem ser solúveis em água
• Os cristais iônicos não conduzem eletricidade a baixas temperaturas: os íons não estão livres transportar corrente 
elétrica. Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água serão condutores de eletricidade, pois os íons podem 
mover-se na estrutura.
2-3 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Ligação Iônica
2-3 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
LIGAÇÕES COVALENTES
No modelo de ligação química denominada ligações covalentes dois átomos têm a
mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados
entre os dois átomos.
O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre 
não metais, ou entre um não metal e um semi-metal, ou seja 
átomos que necessitam receber elétrons. 
LIGAÇÕES COVALENTES: Os elétrons de valência são compartilhados: forma-se com átomos que têm
tendência em receber e- (átomos com alta eletronegatividade). A ligação covalente é direcional e forte
(semelhante à iônica)= 125-300 Kcal/mol.
Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo em materiais poliméricos, e no
diamante.
2-3 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Molécula simples: pequeno grupo de átomos ligados por forças covalentes.
•Podem ser líquidos ou sólidos(não cristalinos) a Tambiente
•Insolúveis em água, mas solúveis em outros solventes
•Isolantes elétricos
•Baixo Tf e Te: forças entre átomos são fortes, mas as forças entre moléculas são fracas e facilmente
rompidas.
•São maus condutores de eletricidade devido a ausência de elétrons (ou íons) livres
Macromolécula: moléculas grandes com um grande número de átomos ligados covalentemente em
uma estrutura contínua.
•Sólidos ↑ Te : elementos podem formar ligações simples com outros átomos, formando uma estrutura
muito estável. Ex. Diamante
•Cristalinos, frequentemente
•Não conduzem eletricidade (exceção Cgrafite): elétrons não estão livres
LIGAÇÃO METÁLICA: Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade (em torno de 3 elétrons de valência), com tendência
para ceder e-. Os elétrons de valência são divididos por todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e
assim eles estão 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.
Elétrons externos dos átomos do metal estão livres para mover-se entre os centros positivos.
2-3 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Propriedades: 
•Força elétrica de atração entre elétrons móveis e imóveis define a 
ligação metálica. Forte ligação resulta em: materiais densos, resistentes 
com alto ponto de fusão e ebulição.
•São bons condutores de eletricidade: elétrons livres são
transportadores de carga e corrente elétrica sob um campo elétrico.
•São bons condutores de calor: choques de elétrons livre, transferindo 
Ec
•São opacos e de superfície “prateada”, sujeita à corrosão.
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS: São de natureza física. A ligação de van der Waals não é direcional e é fraca (< 10 Kcal/mol). Apolarização (formação de dipolos) devido à estrutura da ligação produz forças atrativas e repulsivas entre átomos e
moléculas. Podem ser originadas por dipolos flutuantes ou dipolos permanentes (PONTES DE HIDROGÊNIO - H ligado a F,
O e N) por assimetria (NH3, CH3Cl) da molécula. Estão relacionadas com a quantidade de energia envolvida (PE dos
halogênios: F2, Cl2, Br2, I2 cresce com a massa molecular. PE dos haletos dos halogênios.
2-4 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
Dipolo Permanente
Molécula-Polar Dipolo Induzido
Dipolo Flutuante
Van der Waals
Gelo é menos denso que a água : 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). Daí decorrentes:
- elevado calor de vaporização
- forte tensão superficial
- alto calor específico
IÔNICA COVALENTE METÁLICA SECUNDÁRIAS
- Muito poucos compostos exibem ligação iônica e
covalente puras.
- A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de
ligação covalente e vice–versa: transferem e
compartilham e-.
- O grau do tipo de ligação depende da eletronegatividade
dos átomos constituintes.
- Muitos cerâmicos e semicondutores são formados por
metais e não-metais, e são na verdade uma mistura de
ligações iônicas e covalente.
- Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os
átomos aumenta o caráter iônico.
FC = exp(-0,25 DE2) onde DE 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
2-5 RESUMO DAS LIGAÇÕES
2-5 RESUMO DAS LIGAÇÕES
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
Exceção do diamante
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
Grande range de pontos de fusão: mercúrio (-39°C), tungstênio 3407°C
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- ligações de ligação de van der Waals
Baixo ponto de fusão e ebulição: líquidos e gases a 25°C
Isolantes
Solúveis em polar ou não polar solventes
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
2-5 RESUMO DAS LIGAÇÕES
Quando os dois átomos se encontram
suficientemente separados, pode supor-se que não
existe interação entre eles e que a energia
potencial do sistema formado por esses átomos
isolados é nula.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
À medida que os átomos se vão aproximando,
começam a intensificar-se as forças atrativas entre
os núcleos de um dos átomos e a nuvem eletrónica
do outro, o que provoca uma diminuição da energia
potencial do sistema.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Existe formação de uma ligação química quando
os átomos (ou iões) ligados adquirem uma maior
estabilidade e, portanto, uma menor energia
potencial do que quando estão isolados.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
É possível observar que existe uma distância
internuclear a que corresponde uma maior
estabilidade do sistema, sendo máximas as
forças de atração e mínimas as de repulsão.
Esta distância denomina-se comprimento de
ligação.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
A energia potencial correspondente a essa
distância é a energia libertada para formar a
ligação e designa-se por energia de ligação.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Quando os átomos se encontram a distâncias muito
próximas um do outro, começam a ser significativas as
forças de repulsão entre as nuvens eletrónicas. Estas
forças são tanto mais intensas quanto menor for a
distância entre os núcleos, levando à instabilidade do
sistema.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Como resultado das atrações e repulsões envolvendo eletrões e
núcleos atómicos num composto estável, a energia do conjunto de
átomos ligados é menor do que a energia dos átomos separados.
Ligação química
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
l A distância entre 2 átomos é determinada pelo 
balanço das forças atrativas e repulsivas
l As forças atrativas variam com o quadrado da 
distância entre os 2 átomos
l As forças repulsivas variam inversamente 
proporcional a distância interatômica
l Quando a soma das forças atrativas e repulsivas é 
zero, a distância entre os átomos está em equilíbrio.
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Comprimento de ligação
Fatração= - Z1Z2e2
4pe0a2
Frepulsão = - nb
an+1
Fresultante= - Z1Z2e2 - nb
4pe0a2 an+1
l É a soma das forças atrativas e repulsivas entre os átomos
l No ponto de equilíbrio a soma das duas forças é 
zero\Fresultante = 0
l Quando os átomos se aproximam as forças de atração e 
repulsão aumentam (mas as forças de repulsão aumentam 
bem mais)
l Algumas vezes é mais conveniente trabalhar com
energia (potencial) do que forças de ligações.
l Matematicamente energia (E) e força de ligações (F)
estão relacionadas por : E=ò F.dr
l A menor energia é o ponto de equilíbrio
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação
Eatração= Z1Z2e2
4pe0a
Erepulsão = nb
an
Eresultante= Z1Z2e2 + nb
4pe0a an
µ 1/a
µ 1/an
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação
l É a mínima energia necessária para formar ou romper uma ligação.
l Estão relacionados com a energia de ligação propriedades como:
- módulo de elasticidade;
- coeficiente de expansão térmica;
- ponto de fusão;
- calor latente
- resistência mecânica
l Quanto mais profundo o poço de energia maior a temperatura de fusão do material
l 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
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
2-6 FORÇAS E DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS
Energia de ligação
2-7 EXERCÍCIOS
Data de entrega: 22/03/19
• Caracterize: ligação iônica; ligação covalente e ligaçãometálica.
• Descreva as ligações conhecidas por forças de van der Waals e por pontes de hidrogênio.
• Compare os tipos de ligações em termos de energia de ligação envolvida.
• É possível a presença de mais de um tipo de ligação entre átomos? Explique e dê exemplos.
• Explique as forças (e energias envolvidas) entre dois átomos em função da distância interatômica (faça
gráficos das relações solicitadas).
• Dê e explique que propriedades intrínsecas podem ser definidas pelo gráficos da questão anterior.
• Porque materiais com elevado ponto de fusão tem elevado módulo de elasticidade e baixa dilatação
térmica?
• A presença de forças de van der Waals modificam o PE e o PF de substâncias que se ligam com o F,
O, N. Justifique esta afirmativa.