Aula 02 Ligações Químicas

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Instituto de Ciências Exatas e Tecnologia – ICET
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO MECÂNICA
ENGENHARIA DE CONTROLE E AUTOMAÇÃO
ENGENHARIA MECÂNICA
Ciência dos Materiais
Aula 02 – Ligações Químicas.
12 de fevereiro de 2019
Professor: Ms. Winston F. de L. Gonçalves
Referências:
-Callister, W. “Engenharia e Ciências dos Materiais: Uma introdução” LTC Editora, 9ª Edição, 2016 (Capitulo 2)
-Van Vlack. “Principios de Ciências e Engenharia dos Materiais” Elserver , 2010.
-Askerland, D. “Ciências e Engenharia dos Materiais” Cengage, 2010
-Hibbeler, R. C. “Resistência dos Materiais” 7º Edição. Prentice Hall Brasil, 2011.
- Hibbeler, R. C. “Estática: mecânica para engenharia” 12º Edição. Prentice Hall Brasil, 2011. 
- Beer,F. P.; J.,E. Russell; Eisenberg,E. R. “Mecânica Vetorial Para Engenheiros” - Estática - 9ª Edição. McGrawHill Brasil, 2011.
- Ashby, Michael F. “Materials Selections in Mecanical Design”. Elservier. 3th Edition. Amsterdam, 2005. 
São uniões de dois ou mais átomos iguais ou 
diferentes para formar as moléculas. Esta união 
ocorre em função dos elétrons das últimas 
camadas dos elétrons, formando assim as 
ligações Químicas.
Os átomos se combinam de forma a se tornarem 
estáveis, com oito elétrons em sua última camada 
(camada de valência), a exemplo dos gases nobres. 
Ligações Químicas
Teoria do octeto
IÔNICA: caracterizada pela transferência de elétrons. Ocorre 
entre: METAL e AMETAL
 METAL e HIDROGÊNIO
 
 COVALENTE: formação de pares eletrônicos. Ocorre entre: 
 AMETAL e AMETAL
 AMETAL e HIDROGÊNIO
 METÁLICA: ocorre entre metais
Classificação das ligações
Átomos - Classificação
Átomos metálicos
Semi-metais
Não metais
Gases 
nobres
Forças e Energias de Ligação
Ligações Iônicas
• Consiste na doação de elétrons de um elemento para 
outro. Assim um atrai o outro por atração eletrostática.
Ex: Cloreto de sódio
Propriedades dos compostos iônicos:
- São sólidos nas condições ambiente
- Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
- São condutores de eletricidade quando no estado liquido 
(fundidos) ou quando dissolvidos em água.
- A maioria dos compostos são solúveis em água.
• [Na]+ [Cl ]–
• Características das Substâncias Iônicas
As fortes atrações eletrostáticas entre cátions e ânions, em uma substância iônica, têm 
suas conseqüências;
– Toda substância iônica é sólida e forma um retículo cristalino, nas condições ambientes. 
– Os pontos de Fusão (PF) e de ebulição (PE) são bem altos. 
– As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou quando dissolvidas 
em água. 
Metal + Ametal → Ligação Iônica → Substância Iônica → Sólido 
Outros Exemplos:
Ligação Covalente
• É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam 
adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o 
compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos 
atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas 
camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um 
elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir 
da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre 
entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre 
hidrogênio e hidrogênio.
• O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único 
elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade 
necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons 
compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos 
dois átomos participantes da ligação.
Formação de pares eletrônicos
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL 
 AMETAL e HIDROGÊNIO
Ligação covalente
Ligações Covalente
• C, Z=6 (1s2, 2s2, 2p2) – L = 4
• H, Z=1 (1s1) – K = 1
• Materiais mais moles;
• Ponto de fusão e ebulição mais baixos;
• Ocorrência comuns em ametais;
• Mais comum nos Polímeros.
Figura: Ligação covalente do carbono com o próprio 
carbono e com o hidrogênio. Neste caso a molécula do 
Polietileno (PE), molécula mais simples de polímero, 
mais barata e mais utilizada. O PE é formado a partir 
da reação de polimerização do Eteno, um gás formado 
de ligação covalente.
Ligações Metálicas
• Os metais são bons condutores de eletricidade por causa da facilidade com 
que os elétrons se movimentam, pois se encontram livres. E isso ocorre 
porque os metais têm baixa energia de ionização, ou seja a atração sobre os 
elétrons é baixa.
• Temos então uma estrutura formada por cátions fixos cercados por um 
"mar de elétrons" provenientes da camada de valência. A interação entre os 
elétrons livres (-) e os cátions (+) determina a estrutura cristalina dos metais 
e uma série de propriedades características: 
– maleabilidade 
– ductibilidade 
– boa condutibilidade térmica e elétrica. 
– alto ponto de fusão 
– resistência à tração 
– brilho
• Os metais podem se unir entre si ou a outros 
elementos e formar misturas sólidas chamadas 
ligas metálicas: Por exemplo: 
– o aço é uma liga de ferro e carbono: o aço 
inoxidável é uma liga de ferro e carbono com 
adição de cromo e níquel; 
– o bronze é uma liga de cobre e estanho; 
– o latão é uma liga de cobre e zinco; 
– o ouro de 18 quilates é uma liga de ouro e cobre. 
Ligações Van Der Waals 
(intermoleculares)
Forças 
de Van 
der 
Waals
Forças 
intermoleculares
Existem 
entre Exemplos
Dipolo-dipolo
(Forças de Keesom)
Moléculas 
polares
HCl ; 
CH3CH2OH
Dipolo 
permanente-dipolo 
induzido
(Forças de Debye)
Moléculas 
polares 
com 
moléculas 
apolares
HCl + N2
Forças de dispersão 
de London
Todos os 
tipos de 
moléculas
Forças dipolo-dipolo
As ligações dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas polares, e têm 
origem na atração entre pólos opostos de moléculas adjacentes. 
Quanto maior o momento dipolar (μ ) e menor o tamanho das 
moléculas maior é a força de ligação.
X Y ......... X Y
δ+ δ- δ+ δ-
Ligação dipolo-dipolo
Forças dipolo-dipolo induzido
As forças dipolo-dipolo induzido são devidas à ação de uma 
molécula polar sobre uma molécula apolar. A distribuição 
electrónica desta última vai ser distorcida por ação da força 
exercida pela molécula polar, induzindo-lhe um dipolo 
instantâneo. Quanto maior o número de electrões numa molécula 
maior a polarizabilidade, e mais facilmente é induzido um dipolo. 
A polarizabilidade é uma medida da facilidade com que a 
distribuição electrónica de um átomo neutro ou molécula pode ser 
distorcida.
Dipolo 1 Molécula
apolar Dipolo 1
Dipolo 
induzido
δ+δ-δ
-
δ+δ
+ δ-
Forças de dispersão de London
O metano, CH4, e o azoto, N2, são exemplos de moléculas apolares, 
que são gases à temperatura e pressão ambiente. Contudo estes 
gases podem ser liquefeitos. O tipo de ligação que ocorre entre as 
moléculas apolares é designado por ligações de London.
Molécula
apolar
δ+ δ+ δ-δ- δ+
Dipolo 
instantâneo
Dipolo 
induzido
δ-
As ligações de London têm origem em assimetrias momentâneas nas 
nuvens electrónicas das moléculas, que actuam como dipolos fracos 
instantâneos.
As forças de London podem ser mais fortes do que as dipolo-dipolo 
em moléculas com grandes nuvens eletrônicas. Com efeito, as forças 
de London são tanto mais fortes quanto maior a nuvem eletrônica, ou 
seja, quanto maior a polarizabilidade.
Forças de London e massa molar
Ligação de hidrogênio
A ligação de hidrogênio é um tipo 
especial de ligação dipolo-dipolo e 
ocorre entre um átomo de hidrogênio e 
átomos bastante eletronegativos,
como o O, N ou F.
Estrutura da água
Este tipo de ligação ocorre por 
exemplo entre as moléculas de água 
unidas entresi no estado sólido ou 
líquido.
A ligação de hidrogênio é a mais 
forte de todas as interacções 
intermoleculares. Os compostos que 
apresentam ligações deste tipo têm 
pontos de fusão e ebulição mais 
elevados do que seria de esperar, 
com base no tamanho das 
moléculas.
Pontos de ebulição
Densidade da água
Propriedades dos Líquidos – Tensão superficial
A tensão superficial de um líquido, γ, é a quantidade de energia 
necessária para aumentar a área de superfície de um líquido, de 
uma unidade. As unidades de γ são o N m-1. Forças 
intermoleculares fortes originam tensão superficial elevada.
Propriedades dos Líquidos – viscosidade
A viscosidade de um fluido, η, é uma medida da resistência que 
esse fluido oferece ao escoamento. As unidades S.I. de η são o Pa.s. 
Forças intermoleculares fortes originam viscosidade elevada.
Propriedades dos Líquidos – Pressão de vapor
Clausius-Clapeyron:
Variação com a temperatura
Ponto de ebulição normal
O ponto de ebulição é a temperatura à qual a pressão de vapor 
(equilíbrio) de um líquido iguala a pressão exterior. O ponto de 
ebulição normal é a temperatura a que um líquido ferve quando a 
pressão exterior é igual a 1 atm.
Exemplo de cálculo
A pressão de vapor do etilenoglicol é 14.9 mmHg a 373 K e 49.1 
mmHg a 398 K. Calcular o calor molar de vaporização do 
etilenoglicol.
Aplicando a equação de Clausius – Clapeyron às duas temperaturas 
e subtraindo termo a termo obtemos: