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PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM CIÊNCIA E ENGENHARIA DE MATERIAIS - PGCEM
ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO INTERATÔMICA
CAP. 02
CMA – CIÊNCIA DOS MATERIAIS2º Semestre de 2017
Prof. Julio Cesar Giubilei Milan
UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINACENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA MECÂNICA
Átomo – prótons (p) + neutrôns (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 neutrons 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 simplifcado
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 defnido. 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
Elétrons
• Ocupam níveis de energia distintos dentro dos átomos
• Cada elétron possui energia específca
• Não mais que dois elétrons possuem a mesma energia
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
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.
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 sufciente 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
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
•Elementos também são materiais
•Todos os materiais que utilizamos são feitos de elementos
Ouro e prata – jóias
Alumínio – latas de cerveja e refrigerante
Carbono – diamante e lápis
Mercúrio – termômetros
Tungstênio – flamento 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. Abundânciarelativa (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 sistematicamente arranjados em uma tabela periódica, de acordo com sua estrutura eletrônica.
ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA• Classifcados de acordo com sua confguração
eletrônica
• Ordem crescente de número atômico
Fileiras horizontais → período
Coluna ou grupo → estrutura semelhante de elétrons de valência, propriedades físicas e químicas semelhantes.
ELEMENTOS
Grupo 0 – gases inertes – camadas preenchidas, confguração eletrônica estável.
Grupo VIIA – defciência de um elétron
Grupo VIA – defciência 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 classifcados 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-
Afnidade 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
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 + EREo – 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 infuenciam propriedades físicas
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Ocorre em elementos metálicos e não metálicos
Elementos situados nas extremidades horizontais da tabela periódica.
Elemento mMetálico doa elétrons para não metálico
NaCl
LIGAÇÃO IÔNICA
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
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.
Materias iônicos:
Duros e frágeis e também isolantes elétricos e térmicos consequência direta das confgurações 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 específcos 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.
% caráter iônico = 1-exp[-(0,25)(XA – XB)2 ] x 100
LIGAÇÃO COVALENTE
XA e XB - eletronegatividades dos respectivos
elementos
% caráter iônico = 1-exp[-(0,25)(XA – XB)2 ] x 100
LIGAÇÃO COVALENTE
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
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 dipolosCallister.
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 futuante:
•Distribuição espacial dos elétrons simétrica em relação ao núcleo
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Dipolo induzido futuante:
•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 futuante:
•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 futuante:
Ligação de van der waals e o dipolo fracowww.cienciadosmateriais.org
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 signifcativamente maiores que dipolos induzido flutuante
•Ligação de H (HF, H2O, HN3)
• Tipo mais forte de ligação secundária
Ilustração esquemática de uma ligação de hidrogênioCallister.
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (Van Der Waals)
Ligações dipolos permanentes:
A molécula da água, os dipolos e a direção da atração entre as moléculaswww.cienciadosmateriais.org
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-properties
BIBLIOGRAFIA UTILIZADA
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