UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA MECÂNICA
ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO
INTERATÔMICA
CAP. 02
CMA – CIÊNCIA DOS MATERIAIS
2º Semestre de 2014
Prof. Júlio César Giubilei Milan
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
Átomos
Modelo nuclear
Neutrons
ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais
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,
%
1
1
99,985
Hidrogênio
1H
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 – átomos
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
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.
Fig. Comparação dos modelos de átomos de (a) Bohr e (b) mecânico
ondulatório em termos de distribuição eletrônica.
Callister
ESTRUTURA ATÔMICA – átomos
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
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
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
Nível
Subnível
1
2
3
4
5
6
7
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Número máximo de elétrons
No subnível
No nível
1s2
2
2s2 2p6
8
3s2 3p6 3d10
18
4s2 4p6 4d10 4f14
32
5s2 5p6 5d10 5f14
32
6s2 6p6 6d10
18
7s2 7p6
8
Principal (n)
Azimutal (l)
Magnético (m)
Spin (s)
2 por orbital
= níveis
1, 2, 3, ....n
= subníveis
0, 1, ....(n-1)
= orbitais
0,  1,  2, ...
= 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
EXTERNA
A CAMADA
PREENCHIDA
MAIS
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
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C01 – elétrons e ligações
ELEMENTOS
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 – filamento de lâmpadas
ELEMENTOS
Tab. Abundância relativa dos
elementos no universo (Mitchel,
2004)
Elemento
Tab. Abundância relativa de elementos
selecionados na crosta terrestre (Mitchel,
2004)
Abundância
relativa (Si=1)
Elem.
Abundância
relativa (ppm)
Elem.
Abundância
relativa (ppm)
Hidrogênio
12000
O
466000
F
300
Hélio
2800
Si
277200
Sr
300
Oxigênio
16
Al
81300
Ba
250
Nitrogênio
8
Fe
50000
Zr
220
Carbono
3
Ca
36000
Cr
200
Ferro
2.6
Na
28300
V
150
Silício
1
K
25900
Zn
132
Magnésio
0,89
Mg
20900
Ni
80
Enxofre
0,33
Ti
4400
Mo
15
Níquel
0,21
H
1400
U
4
Alumínio
0,09
P
1180
Hg
0,5
Cálcio
0,07
Mn
1000
Ag
0,1
Sódio
0,045
S
520
Pt
0,005
Cloro
0,025
C
320
Au
0,005
Cl
314
He
0,003
ELEMENTOS
ELEMENTOS
• Podem ser sistematicamente arranjados 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.
TABELA PERIÓDICA
TABELA PERIÓDICA
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 comportase 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)
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
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
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)
Depende do tipo de ligação
Dependem da distância  f(d)
Interações entre nuvens
eletrônicas
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e energia de ligação
FL = FA + FR
ro – distância de equilíbrio
Para muitos átomos ro = 0,3 nm
Dependência das forças atrativas, repulsivas e líquida sobre a separação
interatômica para dois átomos isolados.
Callister.
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS
Forças e energia de ligação – energia potencial (mesma análise)
Eo – energia de
ligação
E = EA + ER
Energia necessária
para separar os dois
átomos
Dependência das energias atrativas, repulsivas e potencial líquida sobre a
separação interatômica para dois átomos isolados.
Callister.
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 IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre em elementos metálicos e não metálicos
Elementos situados nas extremidades horizontais da
tab.
Elem. Metálico doa elétrons p não metálico
NaCl
LIGAÇÃO IÔNICA
NaCl
Na
2
8
Ne
1
2
→ cede um elétron
8
→ estrutura do Ne
carga positiva
Cl
2
8
7
Ar
2
8
8
Cl → recebe um elétron → estrutura do Ar
LIGAÇÃO IÔNICA
Forças de ligação atrativa → Coulomb
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 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 COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
Compartilhamento de elétrons por átomos adjacentes
Cada átomo compartilha 1 ou mais elétrons
LIGAÇÃO COVALENTE
Metano – CH4
Representação esquemática de uma ligação covalente numa molécula de
metâno (CH4).
Callister.
LIGAÇÃO COVALENTE
CH4
C
2
4
Ne
2
8
C → compartilha quatro elétrons → estrutura do Ne
H
1
He
2
H → compartilha um elétron
→ estrutura do He
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)
2
8
7
N’=7
8–7=1
Carbono (C)
2
4
8–4=4
N’=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.
• 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
% caráter iônico = 1-exp[-(0,25)(XA – XB)2 ] x 100
XA e XB
elementos
- eletronegatividades dos respectivos
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
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
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
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS OU DE VAN DER WAALS
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 OU DE 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 OU DE VAN DER WAALS
Dipolo induzido flutuante:
• Distribuição espacial dos elétrons simétrica em
relação ao núcleo
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS OU DE 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 OU DE 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 OU DE VAN DER WAALS
Dipolo induzido flutuante:
Ligação de van der waals e o dipolo fraco
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LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS OU DE VAN DER WAALS
Ligações entre moléculas polares e dipolos induzidos:
• Moléculas polares → dipolos permanentes (HCl)
LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS OU DE 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 OU DE 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 OU DE 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 OU DE VAN DER WAALS
Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias
Callister