Estrutura Atômica e Ligação Interatômica

Prévia do material em texto

1
Introdução à Ciência e Tecnologia 
dos Materiais
Estrutura Atômica e Ligação Interatômica – Capítulo 2
Cursos de Graduação em Engenharia de 
Produção, Mecânica e Civil
Introdução
A lagartixa possui um número extremamente elevado de pêlos microscopicamente 
pequenos sobre cada uma das plantas de seus dedos. Quando os pêlos entram em 
contato com uma superfície, são estabelecidas pequenas forças de atração (forças 
de Van der Waals) entre as moléculas de seus pêlos e as moléculas da superfície.
2
Por que estudar a estrutura atômica?
� Quando um material é tensionado, a força de
atração entre os átomos resiste à tensão e controla a
deformação e a fratura.
� A condutividade elétrica resulta da mobilidade dos
elétrons associados a um átomo.
� A oxidação dos metais é causada pela difusão de
átomos metálicos ou de oxigênio através da
superfície, formando o óxido.
Conceitos Fundamentais
� Átomo = núcleo (prótons+nêutrons) envolvido por
elétrons em movimento.
Prótons Nêutrons Elétrons
Carga (C) 1,60x10-19 Nula -1,60x10-19
Massa (kg) 1,67x10-27 1,67x10-27 9,11x10-31
Núcleo tem volume reduzido: a força repulsiva dos prótons é muito
intensa. Isto faz do núcleo uma região de instabilidade intrínseca. Para
que haja estabilidade, é necessário que exista uma outra força que
balanceie a força eletrostática dos prótons: os nêutrons, que também
agem como separadores de prótons, o que diminui a força eletrostática
repulsiva entre eles. Os nêutrons são necessários, pois do contrário os
núcleos seriam instáveis.
3
Conceitos Fundamentais
� Cada elemento químico é caracterizado pelo número de
prótons em seu núcleo: número atômico (Z). Corresponde a
um número inteiro positivo entre 1 (hidrogênio) e 92 (urânio).
Para um átomo eletricamente neutro:
Z = número de prótons no núcleo = número de elétrons
� Massa atômica (A): corresponde à soma das massas dos
prótons e dos nêutrons no interior do núcleo de um átomo.
A = mp + mN = Z + N
Conceitos Fundamentais
� O número atômico (Z) é igual para todos os átomos de um
mesmo elemento, mas o número de nêutrons (N) pode ser
variável.
Isótopos
Átomos de um mesmo elemento que possuem massas 
atômicas diferentes.
� O peso atômico (g/mol), nestes casos, corresponde a média
ponderada das massas atômicas dos isótopos do átomo que
ocorrem naturalmente, onde os pesos da média são a
abundância de cada isótopo na natureza.
4
Conceitos Fundamentais
Configurações eletrônicas
� Configuração eletrônica: Maneira como os elétrons se
distribuem nos estados eletrônicos (valores de energia
permitidos).
� Princípio da Energia Mínima: Os elétrons estão
distribuídos nos estados de menor energia, de modo a
que a energia do átomo seja mínima (o átomo está no
estado fundamental
e é mais estável).
� Se os átomos estiverem excitados, haverá elétrons em
níveis de energia superiores, quando podiam estar em
estados com menor energia.
5
Configurações eletrônicas
� Princípio da exclusão de Pauli
Cada estado só pode acomodar 2 
elétrons com spins opostos.
Representação esquemática dos estados energéticos 
preenchidos e do menor estado energético não preenchido 
para um átomo de sódio.
Configurações eletrônicas
� Nem todos os estados eletrônicos possíveis em um átomo
estão preenchidos com elétrons.
Representação esquemática dos estados 
energéticos preenchidos e do menor estado 
energético não preenchido para um átomo de 
sódio.
� Em geral, os elétrons ocupam,
os estados energéticos possíveis
mais baixos nas camadas e
subcamadas. Neste caso, diz-se
que o átomo está no seu estado
fundamental.
6
Configurações eletrônicas
Configurações eletrônicas de 
átomos no estado fundamental 
(os elétrons estão todos nos 
estados de menor energia):
Configurações eletrônicas
� Elétrons de valência: são aqueles que ocupam a camada
mais externa. São extremamente importantes, pois
participam da ligação entre os átomos para formar
agregados atômicos e moleculares, além de determinarem
muitas propriedades físicas e químicas dos sólidos.
7
Configurações eletrônicas
� Configuração eletrônica estável: os estados dentro da
camada de valência estão completamente preenchidos.
� Alguns átomos dos elementos que não possuem configuração
estável podem assumir tal configuração.
Ganho / Perda / Compartilhamento de elétrons
A Tabela Periódica
� Organização de acordo com a configuração eletrônica
(ordem crescente de Z);
� Períodos (linhas) e famílias (colunas);
� Elementos de um mesmo grupo (coluna) possuem
propriedades químicas e físicas similares.
Por que?
8
Os períodos indicam o valor de n.
A Tabela Periódica como guia 
para a configuração eletrônica
9
A Tabela Periódica
� Grupo 0: gases nobres (inertes);
� Grupo VIIA: falta 1 elétron (halogênios);
� Grupo VIA: faltam 2 elétrons;
� Grupo IIA: sobram 2 elétrons (metais alcalinos terrosos);
� Grupo IA: sobra 1 elétron (metais alcalinos);
� Entre IIIA, IVA e VA: características intermediárias entre
metais e ametais;
� Entre IIIB e IIB: metais de transição (estados eletrônicos
d parcialmente preenchidos).
A Tabela Periódica
� Eletropositividade: tendência de ceder elétrons.
� Eletronegatividade: tendência a aceitar elétrons.
10
Forças e energias de ligação
Considerando-se 2 átomos isolados:
� Grandes distâncias: interações desprezíveis
� Menores distâncias: um exerce força sobre o outro.
Atrativa
Repulsiva
De acordo com a 
distância entre eles
Forças e energias de ligação
� Quando as camadas eletrônicas mais externas começam
a se sobrepor, uma forte força repulsiva começa a atuar.
Ftotal = Fatrativa + Frepulsiva
� Se os átomos são aproximados até uma distância de
equilíbrio (r0 ):
Fatrativa = Frepulsiva ↔ Ftotal = 0
� Para muitos átomos r0 = 0,3 nm.
11
Forças e energias de ligação
� Algumas vezes é mais conveniente trabalhar com as
energias potenciais entre dois átomos no lugar das
forças entre eles.
A força repulsiva aumenta 
consideravelmente para distâncias 
muito menores que as forças de 
atração.
12
Forças e energias de ligação
� A energia de ligação para dois átomos (E0) corresponde à
energia no ponto de mínimo e representa a energia que
seria necessária para separar esses dois átomos até
uma distância de separação infinita ou para criar uma
ligação.
� A mesma ideia é válida para materiais sólidos, onde
muitos átomos interagem entre si.
Forças e energias de ligação
� A magnitude da energia de ligação e a forma da curva
de energia em função da separação interatômica variam
de material para material e ambas dependem do tipo da
ligação atômica, além de influenciar em suas
propriedades.
� Exemplo: Materiais com alta energia de ligação
apresentam alto ponto de fusão e baixo coeficiente de
expansão térmica.
13
Ligações interatômicas
� As propriedades de qualquer material dependem das
ligações interatômicas presentes.
� A natureza da ligação depende das estruturas
eletrônicas dos átomos constituintes.
� Para cada tipo, a ligação envolve necessariamente os
elétrons de valência.
� Ligações primárias (sólidos e moléculas) e secundárias
(líquidos e gases).
Ligações interatômicas
Ligações Interatômicas
Primárias Secundárias
Iônica
Covalente
Metálica
Dipolo induzido
Dipolo permanente -
Dipolo induzido
Dipolo permanente
14
Ligações interatômicas primárias
� Entre metais e não-metais;
� Os átomos participantes ganham e cedem elétrons, tornando-
se íons;
Exemplo: NaCl
Ligação Iônica
Ligações interatômicas primárias
Ligação Iônica
Representação esquemática da ligação iônica no cloreto de sódio.
15
Ligações interatômicasprimárias
� Ligação não direcional: magnitude 
da ligação é igual em todas as 
direções ao redor de um íon (1 
carga – é atraída por todas as 
cargas + e vice versa)
Ligação Iônica
Organização do sistema em um 
arranjo tridimensional onde os íons 
de carga + possuem como vizinhos 
mais próximos íons de carga -
Ligações interatômicas primárias
Cristais do sal NaCl.
16
Ligações interatômicas primárias
� Ligação predominante nos materiais cerâmicos;
� Energia de ligação relativamente alta: entre 600 e
1500 kJ/mol;
� Materiais iônicos são duros, frágeis, isolantes
térmicos e elétricos e possuem alto ponto de fusão.
Ligação Iônica
Ligações interatômicas primárias
� Entre átomos de eletronegatividades próximas.
� Compartilhamento de elétrons entre átomos adjacentes.
� Considera-se que os elétrons compartilhados pertencem a
ambos os átomos (fusão dos orbitais externos).
Ligação Covalente
Exemplo: Metano (CH4)
17
Ligações interatômicas primárias
� Carbono: 4 elétrons de valência
� Hidrogênio: 1 elétron de valência
� A molécula resultante tem
apenas uma pequena atração
pelas moléculas adjacentes (Tc=-
161ºC).
Ligação Covalente
Representação esquemática da ligação covalente em 
uma molécula de metano.
Ligações interatômicas primárias
� Ligação direcional: ocorre entre átomos específicos e pode existir
apenas na direção entre um átomo e outro que participa do
compartilhamento dos elétrons. Ocorre em ângulos específicos, de
acordo com o material.
Ligação Covalente
Exemplo: Silício
18
Ligações interatômicas primárias
� Podem ser muito fortes (diamante: Tf > 3550ºC) ou
muito fracas (bismuto: Tf = 270ºC).
� Polímeros possuem este tipo de ligação: longa cadeia de
átomos de carbono ligados entre si por ligações
covalentes.
Ligação Covalente
Ligações interatômicas primárias
� É possível a existência de ligações interatômicas que são
parcialmente iônicas e parcialmente covalentes.
� Para um composto, o grau de cada tipo de ligação
depende da diferença entre as eletronegatividades de
seus constituintes.
↑ diferença de eletronegatividade ↑ caráter iônico 
19
Ligações interatômicas primárias
� O percentual de caráter iônico de uma ligação entre
dois elementos A e B (onde A é o elemento mais
eletronegativo) pode ser calculado pela seguinte
expressão:
% caráter iônico = {1 – exp [-(0,25)(XA-XB)²]}x100
Onde XA e XB são as eletronegatividades dos respectivos
elementos.
Ligações interatômicas primárias
� Encontrada nos metais e suas ligas;
� Os elétrons de valência não estão ligados a um átomo
em particular, mas se encontram livres para se
movimentar por todo o metal;
� Não direcional;
� Pode ser fraca ou forte, variando entre 68 e 850 kJ/mol;
� Metais são bons condutores de calor e eletricidade.
Ligação Metálica
20
Ligações interatômicas primárias
� Ideia: nuvem de elétrons +
núcleos iônicos positivos
(com carga equivalente à
carga total dos elétrons de
valência por átomo)
� Elétrons livres protegem os
núcleos iônicos das forças
repulsivas e os mantém
unidos.
Ligação Metálica
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Fracas em relação às primárias: E~10 kJ/mol;
� Presentes em praticamente todos os átomos ou
moléculas, mas só são evidentes para os gases
inertes e entre moléculas em estruturas moleculares
ligadas de forma covalente;
� Exemplos: a ligação entre as moléculas poliméricas,
ligações entre gases, ligações entre camadas de
materiais de estrutura folheada.
21
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
No policloreto de 
vinila (PVC), os 
átomos de cloro 
unidos à cadeia 
polimérica 
possuem carga 
negativa, ao passo 
que os átomos de 
hidrogênio têm 
carga positiva.
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Surgem a partir da interação entre dipolos elétricos adjacentes.
(Dipolo = separação espacial (espontânea ou induzida) entre as 
cargas positivas e negativas em um átomo ou molécula).
Representação esquemática da ligação de Van der Waals
entre dois dipolos.
22
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� (a) átomo eletricamente simétrico.
� (b) criação do dipolo a partir de movimentações dos átomos,
que podem causar distorções instantâneas e de curta duração
na simetria elétrica.
Ligações de dipolo induzido flutuante
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Um dipolo pode induzir outro dipolo no átomo adjacente,
resultando na atração (ligação) entre os dipolos.
� A força resultante desta atração é conhecida como força de
van der Waals.
� São as ligações mais fracas entre as ligações secundárias.
Ligações de dipolo induzido flutuante
23
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Moléculas polares: possuem dipolos permanentes devido
ao arranjo assimétrico que possuem.
� Estas moléculas podem induzir dipolos em moléculas
apolares adjacentes, resultando em uma ligação.
� Magnitude desta ligação é maior do que aquela
associada aos dipolos induzidos flutuantes.
Ligações entre moléculas polares e dipolos 
induzidos
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Exemplo: HCl
24
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Entre moléculas polares adjacentes.
� A energia de ligação é maior do que aquelas nas
ligações que envolvem dipolos induzidos.
� Tipo mais forte: ponte de hidrogênio (F, O, N).
Ligações de dipolos permanentes
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
Exemplo: Ligação H-F
Extremidade da ligação contendo hidrogênio é 
essencialmente um próton isolado
Ligações de dipolos permanentes
Exerce uma grande força 
de atração sobre a 
extremidade negativa da 
molécula adjacente
25
Ligações interatômicas secundárias: Van der 
Waals
� Exemplo: água (solvente universal)
Energias de ligação e temperatura de fusão 
para várias substâncias
26
Referências
� Callister Jr, W.D. Ciência e Engenharia de Materiais: Uma Introdução.
7a ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008, 705 p.
� Askeland, D. R.; Fulay, P. P.;Wright, W. J. The Science and Engineering
of Materials. Stamford: Cengage Learning, 2011, 949 9p.
� Shackelford, J. F. Ciência dos Materiais. 6ª ed. São Paulo: Pearson,
2008.
� Van Vlack, Lawrence H. Princípios de ciência dos materiais. Tradução
de Luiz Paulo Camargo Ferrão. São Paulo: Edgard Blücher, 2004. 427p.