Aula2-LigaçõesQuímicas

Prof. Francisco A. Bomfim

M

ATERIAIS

E

LÉTRICOS E

P

ROCESSOS

A

ULA

2

T

ÓPICOS ABORDADOS

 _{Fundamentos de Mecânica Quântica;}

 _{O Raio X;}

 _{Ligações Primárias;}

 _{Ligações Secundárias;}

 _{Força de ligação;}

 _{Propriedades Físicas e Químicas.}

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Elétrons

A Mecânica Quântica é considerada como a teoria

que melhor descreve o comportamento de partículas

subatômicas, resumidamente ela nos diz:

o A principal característica da mecânica quântica é a quantização;

o Elétron pode ter somente certas energias;

o Ele deve dar um salto quântico para outro nível de energia permitido;

o A freqüência da energia emitida ou absorvida é dada pela chamada de equação de Einstein:

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Elétrons e o Raio X

O elétron livre colide com o átomo de tungstênio, tirando um elétron de um orbital mais baixo. Um elétron de um orbital mais alto preenche a posição vazia, liberando seu excesso de energia como um fóton.

O elétron livre é atraído para o núcleo do átomo de tungstênio. À medida que o elétron passa, o núcleo altera seu curso. O elétron perde energia, que é liberada como um fóton de raios X.

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Elétrons e o Raio X

•A diferença de voltagem entre o cátodo e o ânodo é extremamente alta; • O elétrons com alta velocidade choca-se com um átomo de tungstênio;

• Um elétron que está em uma camada

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Elétrons e o Raio X

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Elétrons



O Princípio da Incerteza de Heisenberg é o terceiro aspecto da teoria da Mecânica Quântica.

o estabelece que não se pode medir com precisão ilimitada todas as quantidades que descrevem o movimento de uma partícula. Para o caso da quantidade de movimento e a posição da partícula, a limitação é:

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Números Quânticos

Para representar a localização espacial e a energia

de um elétron num átomo, são necessários 4

números quânticos.

Eles são usualmente representados pelas letras

n,

l, m

, m

. Cada um deles só pode ter certos valores

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Números Quânticos

O número máximo de elétrons para um dado

valor de n (quântico principal)

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Números Quânticos

l = 0 : corresponde ao

subnível s, onde existe somente uma orientação (m_l = 0).

l = 1 : corresponde ao subnível p, onde

existem três orientações permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de m_l (+1, 0, -1)

l = 2 : corresponde ao

subnível d onde existem cinco orientações permitidas, ou seja, cinco valores de m_l (-2, -1, 0, +1, +2)

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Ligações Químicas

 As ligações químicas podem ser classificadas

como:

 Fortes ou primárias

o Iônicas;

o Covalentes;

o Metálicas.

 Fracas ou secundárias ou Van der Waals

o

Dipolo induzido;

o Moléculas polares.

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Ligações Químicas

Materiais segundo o tipo de ligação

Tetraedro que representa a contribuição relativa dos diferentes tipos de ligação para as quatro categorias fundamentais de materiais de engenharia (metais, cerâmicas, polímeros e semicondutores).

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Ligações Primárias

Os materiais formados por ligações químicas

primárias apresentam as seguintes características:

o Alta densidade atômica;

o Alta temperatura de fusão;

o Deforma-se com dificuldade.

As ligações químicas ocorrem pela interação dos

elétrons mais externos com os átomos vizinhos em

busca da estabilidade:

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Ligações Primárias

Energia de ligação e temperatura de fusão de várias substâncias

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Ligações Iônicas

A ligação iônica resulta da atração

eletrostática entre íons positivos e negativos,

os quais se originaram de átomos livres pela

perda ou ganho de elétrons.

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Ligações Iônicas

características

Características da ligação

• Essas ligações ocorrem entre átomos com grande diferença de eletronegatividade;

• elétrons da 1A e 2A podem ser facilmente cedidos para os átomos das colunas 6A e 7A.

Características dos sólidos:

• As ligações iônicas são caracterizadas por estruturas cristalinas;

• Condutividade elétrica e térmica muito baixa (somente quando fundidos ou dissolvidos em água);

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Ligações Iônicas

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Ligações Covalentes

Átomos com eletronegatividade semelhante

preferem

ceder

elétrons

para

o

compartilhamento

são formadas no estado sólido primariamente entre átomos não-metálicos;

Cada átomo fica com sua ultima camada completa;

A energia total do sistema é menor que a soma da energia interna dos átomos isolados ;

Todos os orbitais ficam preenchidos com dois elétrons cada.

C: 1s2_{, 2s}2_{, 2p}2

Si: 1s2_{, 2s}2_{, 2p}6_{, 3s}2_{, 3p}2

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Ligações Covalentes

Comprimentos de ligações covalentes e

valores de suas energias de ligação

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Ligação Covalente Polar

Enquanto as ligações das moléculas de F₂, H₂ e O₂ são puramentes covalentes;

NH₃, H₂O e CH₄ são polares devido: • Diferença de tamanho;

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Hibridização de Orbitais

CH

- Muito reativo; CH

- mais estável

1s2 _2s2 _2p x1 2py1 Fundamental Distribuição eletrônica do Carbono 1s2 _2s2 _2p2 Distribuição eletrônica do Carbono

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Hibridização de Orbitais

Carbono

Diamante

Grafite

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Ligações metálicas

 Átomos com poucos elétrons de Valência e com tais elétrons

fracamente ligados podem cedê-los para ser compartilhados por todos os átomos do sólido, formando uma ligação denominada metálica

Condutividade elétrica: é elevada, pois os elétrons da banda de condução;

 térmica: é elevada, devido à mobilidade dos elétrons da banda de condução;

Opacidade: os elétrons de condução absorvem a luz

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Ligações metálicas

Um pouco mais

Em geral, quanto menos elétrons de valência um átomo possuir, mais fracamente eles estarão ligados ao "caroço" iônico, e mais metálica será a ligação;

 Elementos como sódio Na, K, Cu, Ag e Au têm altas condutividades elétrica e térmica, porque seus elétrons de valência são muito móveis;

 São opacos, porque esses elétrons “livres” absorvem os fótons da luz visível e têm alta refletividade, porque os elétrons reemitem essa energia;

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Ligações metálicas

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Ligações Secundárias

Pontes de Hidrogênio

 São secundárias porque os valores das energias de ligação são muito menores que aqueles valores encontrados nas ligações covalente, metálica e iônica:

Essas ligações secundárias são resultantes de atrações eletrostáticas de dipolos;

Ligações de hidrogênio formam-se apenas com os átomos mais eletronegativos;

Ligações de hidrogênio predominam nas moléculas de H₂O, HF, NH₃.

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Ligações Secundárias

Ligações de Van der Waals

 A ligação interatômica mais fraca, isto é, com menor energia de ligação. Ela ocorre entre átomos neutros.

átomos de gases nobres (He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn);

A ligação de van der Waals aparece porque, num instante qualquer, há um pouco mais de elétrons de um lado do núcleo do que do outro lado;

Os centros das cargas positivas e negativas não coincidem nesse momento e produz-se daí um dipolo fraco.

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Ligações Secundárias

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Referências

Livros:

CALLISTER, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. Rio de Janeiro: LTC, 5.ed. 2002.

VAN VLACK, L.H. Principio de Ciencia dos Materiais. São Paulo: ed.Edgard Blucer, 1970.

Jacobus W. Swart, Semicondutores, Fundamentos, técnicas e aplicações, Editora UNICAMP, 2008.