Aula 02 - Estrutura atomica e ligacao-UDESC

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ESTRUTURA 
ATÔMICA E LIGAÇÃO 
INTERATÔMICA
CIÊNCIA DOS 
MATERIAIS
CMA
Julio C. G. Milan
2019/01
Átomo – prótons (p) + nêutrons (n) + elétrons (e)
Número atômico (Z) – número de prótons do núcleo = número 
de elétrons (átomo neutro)
Massa atômica (A) – soma das massas dos prótons e nêutrons 
do núcleo.
Isótopo – átomos do mesmo elemento que possuem massas 
atômicas diferentes
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Matéria 
Propriedades de partículas subatômicas
Partícula Símbolo Carga Massa, kg
Elétron e- -1 9,109 . 10-31
Próton p +1 1,673 . 10-27
Nêutron n 0 1,675 .10-27
*Cargas são dadas em múltiplos da carga fundamental, que no SI é 1,602x1019 C
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Alguns isótopos de elementos comuns
Elemento Símbolo N° Atômico, Z
N° de massa, 
A
Abundância, 
%
Hidrogênio 1H 1 1 99,985
Deutério 2H ou D 1 2 0,015
Trítio 3H ou T 1 3 -*
Carbono-12 12C 6 12 98,9
Carbono-13 13C 6 13 1,1
Oxigênio-16 16O 8 16 99,16
* Radioativo, vida curta
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Peso atômico – média ponderada das massas atômicas dos 
isótopos do átomo que ocorrem 
naturalmente.
Unidade de massa atômica – 1 u.m.a. = 1/12 da massa do 
isótopo mais comum do carbono – carbono 12 
 (12C)
A = 12,00000
1 mol – 6,023.1023 átomos ou moléculas
1 u.m.a. = 1 g/mol
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Modelos atômicos
Precursor da mecânica quântica – modelo atômico de Bohr 
simplificado
Representação esquemática do átomo de Bohr*
Callister
 Niels (Henrik David) Bohr – 1885-1962
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
Mecânica quântica – (duas primeiras décadas do século XX) – 
considerado o modelo que melhor descreve o comportamento 
de partículas subatômicas
• Principal característica → quantização dos níveis de energia 
que um elétron pode ter.
• Princípio de exclusão de Pauli → no máximo dois elétrons 
podem ocupar o mesmo nível de energia (spins opostos).
• Princípio da Incerteza de Heisenberg → não se pode medir 
com precisão ilimitada todas as quantidades que descrevem o 
movimento de uma partícula 
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
• Energia dos elétrons são quantizadas – níveis ou estados 
energéticos
• Modelo de Bohr – limitado, não explicava fenômenos 
envolvendo elétrons
• Modelo mecânico-ondulatório
Elétron (caracterizado tanto como onda como partícula)
Distribuição de probabilidade ou nuvem eletrônica
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
Fig. Comparação dos modelos de átomos de (a) Bohr e (b) mecânico 
ondulatório em termos de distribuição eletrônica.
Callister
A teoria da Mecânica Quântica postula 
que o elétron não pode ser considerado 
como uma partícula que possui uma 
órbita com um raio definido. Existe a 
probabilidade de que o elétron seja 
encontrado em algumas posições. A 
localização do elétron é, então, melhor 
descrita como uma distribuição de 
densidade de probabilidade, que é 
também chamada de nuvem eletrônica.
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
TABELA PERIÓDICA
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
Elétrons 
• Ocupam níveis de energia distintos dentro dos átomos
• Cada elétron possui energia específica
• Não mais que dois elétrons possuem a mesma energia
Atkins - Think of a fly 
at the center of this 
stadium: that is the 
relative size of the 
nucleus of an atom if 
the atom were 
magnified to the size of 
the stadium.
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
Para representar a localização espacial e a energia de um elétron 
num átomo, são necessários 4 números quânticos.
Estados de energia → 4 parâmetros chamados NÚMEROS QUÂNTICOS 
n – número quântico PRINCIPAL *
l – número quântico AZIMUTAL
ml – número quântico MAGNÉTICO
ms – número quântico de SPIN
A quantidade de níveis de energia possíveis é determinada pelos 3 primeiros 
números quânticos
* Apenas este número quântico também está associado ao modelo de Bohr – 
relacionado à distância de um elétron a partir do núcleo.
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
Tab. Valores permitidos para os números quânticos
Número quântico Valores permitidos
n 1, 2, 3, ...n
l 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f), ...(n-1)
ml -l,...., -1, 0, +1, ..., +l
ms -1/2 ou +1/2
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS 
n – principal → nível – distância do elétron ao núcleo
n = 1,2,3,4,5,6,7
l – azimutal → descreve o nível de energia em cada camada quântica (forma da 
nuvem eletrônica)
l= 0, 1, ... (n-1), mas é indicado por letras para evitar confusão
l = s, p, d, f * A nuvem eletrônica é esférica para elétrons s, mas possui geometrias 
complexas para outros níveis
http://cienciadosmateriais.org/index.php?acao=exibir&cap=2&top=30 
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS 
ml - magnético → orientação da nuvem eletrônica no espaço (número de estados 
energéticos para cada subcamada)
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 Animação 1.b-orbitais
Cada combinação diferente de n, l e m corresponde a um estado quântico único chamado orbital. Os 
valores destes nrs quânticos especificam o tamanho, forma e orientação espacial do orbital 
eletrônico.
s – spin → sentido de rotação do elétron em torno de si próprio
- ½ , + ½ usualmente utiliza-se ↑ e ↓
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS
Para catalogar os elementos é suficiente designar apenas os valores 
de n e l e o número de elétrons em cada estado l. 
Por exemplo:
(1s)1 → representa o hidrogênio (H), 
(1s)2 → representa hélio (He), 
(1s)2 (2s)2 (2p)4 → representa o oxigênio (O), 
(1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)2 → representa o silício (Si).
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
NÚMEROS QUÂNTICOS
Número máximo de elétrons Nível Subnível 
No subnível No nível 
1 1s 1s2 2 
2 2s 2p 2s2 2p6 8 
3 3s 3p 3d 3s2 3p6 3d10 18 
4 4s 4p 4d 4f 4s2 4p6 4d10 4f14 32 
5 5s 5p 5d 5f 5s2 5p6 5d10 5f14 32 
6 6s 6p 6d 6s2 6p6 6d10 18 
7 7s 7p 7s2 7p6 8 
 
Principal (n) = níveis 1, 2, 3, ....n 
Azimutal (l) = subníveis 0, 1, ....(n-1) 
Magnético (m) = orbitais 0,  1,  2, ... 
Spin (s) 
2 por orbital 
= rotação 
 ½ 
 
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
NÍVEIS ENERGÉTICOS
Fig. Representação esquemática das energias relativas dos elétrons para as várias camadas 
e subcamadas
Callister
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
ELÉTRONS DE VALÊNCIA – 
SÃO AQUELES QUE OCUPAM A CAMADA PREENCHIDA MAIS 
EXTERNA
CORRESPONDE AO NÚMERO DE ELÉTRONS DE UM ÁTOMO QUE 
PARTICIPAM DE LIGAÇÕES OU REAÇÕES QUÍMICAS
MUITAS DAS PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DOS SÓLIDOS SÃO 
BASEADAS NESTES ELÉTRONS DE VALÊNCIA
SUGESTÃO DE LITERATURA
www.cienciadosmateriais.org
C01 – elétrons e ligações
ESTRUTURA ATÔMICA – Átomos
● Elementos também são materiais
• Todos os materiais que utilizamos são feitos de 
elementos
Ouro e prata – joias
Alumínio – latas de cerveja e refrigerante
Carbono – diamante e lápis
Mercúrio – termômetros
Tungstênio – filamento de lâmpadas
ELEMENTOS
Elemento Abundância
 relativa (Si=1)
Hidrogênio 12000
Hélio 2800
Oxigênio 16
Nitrogênio 8
Carbono 3
Ferro 2.6
Silício 1
Magnésio 0,89
Enxofre 0,33
Níquel 0,21
Alumínio 0,09
Cálcio 0,07
Sódio 0,045
Cloro 0,025
Elem. Abundância
 relativa (ppm)
Elem. Abundância
relativa (ppm)
O 466000 F 300
Si 277200 Sr 300
Al 81300 Ba 250
Fe 50000 Zr 220
Ca 36000 Cr 200
Na 28300 V 150
K 25900 Zn 132
Mg 20900 Ni 80
Ti 4400 Mo 15
H 1400 U 4
P 1180 Hg 0,5
Mn 1000 Ag 0,1
S 520 Pt 0,005
C 320 Au 0,005
Cl 314 He 0,003
Tab. Abundância relativa dos 
elementos no universo (Mitchel, 
2004)
Tab. Abundância relativa de elementos 
selecionados na crosta terrestre (Mitchel, 
2004)
ELEMENTOS
ELEMENTOS
• Podem ser sistematicamentearranjados em uma tabela 
periódica, de acordo com sua estrutura eletrônica.
ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA
• Classificados de acordo com sua configuração eletrônica
• Ordem crescente de número atômico
Fileiras horizontais → período
Coluna ou grupo → estrutura semelhante de elétrons de valência, 
propriedades físicas e químicas semelhantes.
ELEMENTOS
TABELA PERIÓDICA
Grupo 0 – gases inertes – camadas preenchidas, configuração 
eletrônica estável.
Grupo VIIA – deficiência de um elétron
Grupo VIA – deficiência de dois elétrons
Grupo IA – excesso de um elétron
Grupo IIA – excesso de dois elétrons
IIIB e IIB - metais de transição
IIIA, IVA e VA - características intermediárias entre metais e não 
metais
Maioria dos elementos - METAIS
TABELA PERIÓDICA
Os elementos são classificados como metais, não-
metais e metalóides.
• Um metal conduz eletricidade, tem brilho, é 
maleável e dúctil.
• Um não-metal não conduz eletricidade e não é 
maleável nem dúctil.
• Um metalóide tem a aparência e algumas 
propriedades de um metal, mas comporta-se 
quimicamente como um não metal.
TABELA PERIÓDICA
Potencial de ionização – é a energia requerida para remover o 
elétron mais fracamente ligado (geralmente o mais 
externo) de um átomo gasoso isolado.
átomo (g) + PI → ion positivo (g) + e-
Afinidade eletrônica – é o processo inverso do potencial de 
ionização. É a mudança de energia associada com 
um átomo gasoso isolado aceitando um elétron.
átomo (g) + e- → ion negativo (g)
TABELA PERIÓDICA
Raio atômico e iônico – em geral íons positivos são menores que 
átomos neutros e íons negativos são ainda maiores.
Eletronegatividade – medida independente da atração que um 
átomo tem por elétrons em uma ligação formada 
com outro átomo.
TABELA PERIÓDICA
ELETRONEGATIVIDADE - eV
Elemento eletropositivo – capaz de ceder seus poucos elétrons de valência e 
se tornar carregado positivamente
Elemento eletronegativo – capazes de receber elétrons e se tornar carregado 
negativamente, ou compartilha elétrons
TABELA PERIÓDICA
Forças e energia de ligação
Propriedades físicas → forças interatômicas que unem os 
átomos, prendendo-os.
Ex.:
2 átomos isolados
•Grandes distâncias – interações desprezíveis
•Aproximação – forças mútuas 
• Atrativas (FA)
• Repulsivas (FR)
Dependem da distância  f(d)
Depende do tipo de ligação
Interações entre nuvens 
eletrônicas
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e energia de ligação
Dependência das forças atrativas, repulsivas e líquida sobre a separação 
interatômica para dois átomos isolados.
Callister.
FL = FA + FR
ro – distância de equilíbrio
Para muitos átomos ro = 0,3 nm
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e energia de ligação – energia potencial (mesma análise)
Dependência das energias atrativas, repulsivas e potencial líquida sobre a 
separação interatômica para dois átomos isolados.
Callister .
E = EA + ER
Eo – energia de 
ligação
Energia necessária 
para separar os 
dois átomos
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e energia de ligação – materiais sólidos
Eo – associado a cada átomo
Dependem do material e tipo de ligação
• Magnitude da energia de ligação
• Forma da curva de energia em função da separação 
interatômica
Propriedades dependem de Eo e da forma da curva
• Alta Eo - material sólido
• Baixo Eo - material gasoso
• Eo intermediários - líquidos
• Rigidez mecânica (módulo de elasticidade) depende da forma da 
curva
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e energia de ligação – materiais sólidos
• Rigidez mecânica (módulo de elasticidade) depende da 
forma da curva
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Tipos e características das ligações
Ligações primárias – ligações fortes, são criadas 
quando há interação direta entre dois ou mais 
átomos. Quanto maior o número de elétrons por 
átomos que participam do processo, mais forte a 
conexão entre os átomos.
Ligações secundárias – ligações fracas, ocorrem devido 
a interação indireta de elétrons em átomos 
adjacentes ou moléculas.
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Tipos de ligações primárias – materiais sólidos
•Iônica
•Covalente
•Metálica 
Envolvem os elétrons de valência
Dependem da estrutura eletrônica dos átomos 
constituintes
Tendência dos átomos atingirem estruturas eletrônicas 
estáveis, como dos gases inertes
Forças secundárias → mais fracas
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Tab. Exemplos de substâncias com diferentes tipos de ligações interatômicas
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e ligações secundárias
•Mais fracas
•Também influenciam propriedades físicas
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Ocorre em elementos metálicos e não metálicos
Elementos situados nas extremidades horizontais da 
tabela periódica.
Elemento Metálico doa elétrons para não 
metálico
NaCl
LIGAÇÃO IÔNICA
NaCl
Na Ne
→ cede um elétron → estrutura do Ne
carga positiva
Cl Ar
Cl → recebe um elétron → estrutura do Ar
2 8 1 
2 8 7 
2 8 
2 8 8 
LIGAÇÃO IÔNICA
Forças de ligação atrativa → Coulomb
Forças de ligação atrativa → Coulomb
Representação esquemática de uma ligação iônica no cloreto de sódio (NaCl).
Callister.
LIGAÇÃO IÔNICA
• Denominada NÃO DIRECIONAL  a magnitude da 
ligação é igual em todas as direções ao redor do íon.
• Para que seja estável  todo íon positivo deve possuir 
como vizinhos mais próximos íons carregados 
negativamente e vice versa.
• Energia de ligação varia entre 600 e 1500 KJ/mol.
Materiais iônicos:
Duros e frágeis e também isolantes elétricos e térmicos  
consequência direta das configurações eletrônicas e/ou natureza 
da ligação iônica
LIGAÇÃO IÔNICA
Materiais cerâmicos → ligação predominante
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
Callister
LIGAÇÃO IÔNICA
Compartilhamento de elétrons por átomos adjacentes
Cada átomo compartilha 1 ou mais elétrons
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
Metano – CH4
Representação esquemática de uma ligação covalente numa molécula de 
metâno (CH4).
Callister.
LIGAÇÃO COVALENTE
CH4
C Ne
C → compartilha quatro elétrons → estrutura do Ne
H He
H → compartilha um elétron → estrutura do He
2 4 
1 
2 8 
2 
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplos:
H2, Cl2, F2
CH4, H2O, HNO3, HF
Diamante, Silício, Germânio
GaAs, InSb, SiC
LIGAÇÃO COVALENTE
Número de ligações covalentes:
8-N’
N’ – número de elétrons de valência
Ex.: Cloro (Cl) N’=7
8 – 7 = 1
Carbono (C) N’=4
8 – 4 = 4
2 8 7 
2 4 
LIGAÇÃO COVALENTE
• Denominada DIRECIONAL  ocorre entre átomos 
específicos e pode existir apenas na direção entre 
um átomo e o outro que participa do 
compartilhamento de elétrons.
• Energia de ligação podem ser muito fortes 
(diamante) ou muito fraca (bismuto).
• Materiais poliméricos → longa cadeia de átomos de 
C ligados entre si de maneira covalente.
LIGAÇÃO COVALENTE
Podem ser muito forte:
Diamante → Tf = 3550 °C 
Muito fraca:
Bismuto → Tf = 270 °C 
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
Callister
LIGAÇÃO COVALENTE
• É possível a existência de ligações interatômicas que são 
parcialmente iônicas e parcialmente covalentes.
• Muito poucos compostos exibem ligações puramente 
iônica ou covalentes.
LIGAÇÃO COVALENTE
• O grau de cada tipo de ligação depende:
• Posições relativas dos átomos na tabela periódica 
(eletronegatividade);
• Quanto maior for a separação, mais iônica será a 
ligação;
• Quanto mais próximo estiverem os átomos, maior será 
o grau de covalência.
LIGAÇÃO COVALENTE
% caráter iônico={1−e [−(0,25)(X A−X B)2 ]}.100
XA e XB -eletronegatividades dos respectivos 
elementos
LIGAÇÃO COVALENTE
% caráter iônico={1−e [−(0,25)(X A−X B)2 ]}.100
Metais e suas ligas
Modelo simples
Materiais metálicos possuem um, dois ou três elétrons 
de valência. Estes elétrons:
•Não estão ligados a nenhum átomo em 
particular;
•Estão livres para se movimentar ao longo do 
metal;
•Nuvens de elétrons.
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
Metais e suas ligas
Representação esquemática de uma ligação metálica
Callister.
LIGAÇÃO METÁLICA
Energia de ligação podem ser fraca ou forte:
Tungstênio → Tf = 3410 ºC 
Mercúrio → Tf = -39 ºC 
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
Callister
LIGAÇÃO METÁLICA
Ligações fracas:
•Energia de ligação da ordem de 10 KJ/mol
•Forças surgem de dipolos atômicos ou 
moleculares
Ilustração esquemática de uma ligação de van der Waals entre dois dipolos
Callister.
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo → existe quando há uma separação das porções 
negativas e positivas de um átomo ou molécula
Ligação ocorre pela atração coulombiana
Interações de dipolos ocorrem em:
•Dipolos induzidos
•Dipolos induzidos e moléculas polares
•Moléculas polares
Ligação de hidrogênio → ligação secundária, encontrada 
em moléculas que possuem o H como um de seus 
constituintes
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo induzido flutuante:
•Distribuição espacial dos elétrons simétrica em 
relação ao núcleo
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo induzido flutuante:
•Movimentos vibracionais → distorções 
instantâneas → formação de dipolos
•Induz átomos ou moléculas adjacentes a se 
tornarem dipolos → atraídas pelo primeiro
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo induzido flutuante:
•Pode existir num grande número de átomos ou 
moléculas
•Temperatura de fusão e ebulição extremamente 
baixos
•Dos tipos de ligações intermoleculares, esta é a 
mais fraca.
•Ex.: Liquefação de gases inertes e moléculas 
eletricamente neutras e simétricas (H2, Cl2)
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo induzido flutuante:
Ligação de van der waals e o dipolo fraco
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LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações entre moléculas polares e dipolos induzidos:
•Moléculas polares → dipolos permanentes (HCl)
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações entre moléculas polares e dipolos induzidos:
•Podem induzir dipolos em moléculas apolares 
adjacentes
•Energia de ligação > dipolos induzido flutuante
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações dipolos permanentes:
•Moléculas polares adjacentes
•Energia de ligação significativamente maiores 
que dipolos induzido flutuante
•Ligação de H (HF, H2O, HN3)
• Tipo mais forte de ligação secundária
Ilustração esquemática de uma ligação de hidrogênio
Callister.
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações dipolos permanentes:
A molécula da água, os dipolos e a direção da atração entre as moléculas
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LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
Callister
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
CALLISTER, W.D. Jr., Ciência e Engenharia de Materiais: Uma 
Introdução. 8ª ed., LTC, 2012, Rio de Janeiro.
ATKINS, P., JONES, L., Chemical Principles – The Quest For Insight, 
5th ed., W. H. Freeman and Company, New York
http://www.cienciadosmateriais.org/
https://pt.khanacademy.org/ 
https://
pt.khanacademy.org/science/chemistry/atomic-structure-and-prop
erties
 
BIBLIOGRAFIA UTILIZADA
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