ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO INTERATÔMICA CAP. 02

(1)

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

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Átomos

Modelo nuclear

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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

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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

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ESTRUTURA ATÔMICA – Conceitos fundamentais

Alguns isótopos de elementos comuns

Elemento Símbolo N° Atômico, Z N° de massa, A Abundância, % Hidrogênio 1_H ₁ ₁ _99,985 Deutério 2_{H ou D} ₁ ₂ _0,015 Trítio 3_{H ou T} ₁ ₃ _-* Carbono-12 12_C ₆ ₁₂ _98,9 Carbono-13 13_C ₆ ₁₃ _1,1 Oxigênio-16 16_O ₈ ₁₆ _99,16

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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 (12_C)

A = 12,00000

1 mol – 6,023.1023 _{átomos ou moléculas}

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Modelos atômicos

Precursor da mecânica quântica – modelo atômico de Bohr simplificado

Representação esquemática do átomo de Bohr*

Callister

Niels (Henrik David) Bohr – 1885-1962

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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

(9)

• 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

(10)

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

(11)

(12)

(13)

Elétrons

• Ocupam níveis de energia distintos dentro dos átomos • Cada elétron possui energia específica

• Não mais que dois elétrons possuem a mesma energia

(14)

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 –

(15)

Tab. Valores permitidos para os números quânticos

ESTRUTURA ATÔMICA – átomos

Número quântico Valores permitidos

n 1, 2, 3, ...n

l 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f), ...(n-1) m_l -l,...., -1, 0, +1, ..., +l

(16)

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

(17)

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).}

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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

(19)

NÍVEIS ENERGÉTICOS

ESTRUTURA ATÔMICA – átomos

Fig. Representação esquemática das energias relativas dos elétrons para as várias camadas e subcamadas

(20)

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

(21)

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

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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)

(23)

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.

(24)

(25)

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

(26)

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.

(27)

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.

(28)

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

(29)

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 (F_A) • Repulsivas (F_R)

LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS

Dependem da distância  f(d)

Depende do tipo de ligação

Interações entre nuvens eletrônicas

(30)

Forças e energia de ligação

Dependência das forças atrativas, repulsivas e líquida sobre a separação interatômica para dois átomos isolados.

Callister.

F_L = F_A + F_R

r_o – distância de equilíbrio

(31)

Forças e energia de ligação – energia potencial (mesma análise)

LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS

Dependência das energias atrativas, repulsivas e potencial líquida sobre a separação interatômica para dois átomos isolados.

Callister.

E = E_A + E_R

E_o – energia de ligação

Energia necessária para separar os dois átomos

(32)

Forças e energia de ligação – materiais sólidos E_o – 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

(33)

Forças e energia de ligação – materiais sólidos

• Rigidez mecânica (módulo de elasticidade) depende da forma da curva

(34)

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.

(35)

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

(36)

(37)

Forças e ligações secundárias

• mais fracas

• Também influenciam propriedades físicas

(38)

Ocorre em elementos metálicos e não metálicos

Elementos situados nas extremidades horizontais da

tab.

Elem. Metálico doa elétrons p não metálico

NaCl

(39)

NaCl

Na

Ne

→ cede um elétron

→ estrutura do Ne

carga positiva

Cl

Ar

Cl → recebe um elétron → estrutura do Ar

LIGAÇÃO IÔNICA

2 8 1

2 8 7

2 8

(40)

(41)

Forças de ligação atrativa

→

Coulomb

Representação esquemática de uma ligação iônica no cloreto de sódio (NaCl). Callister.

(42)

• 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

(43)

Materiais cerâmicos → ligação predominante

Tab. - Energia de ligação e ponto de fusão para várias substâncias

(44)

Compartilhamento de elétrons por átomos adjacentes Cada átomo compartilha 1 ou mais elétrons

(45)

Metano – CH₄

LIGAÇÃO COVALENTE

Representação esquemática de uma ligação covalente numa molécula de metâno (CH₄).

(46)

CH

₄

C

Ne

C →

compartilha quatro elétrons →

estrutura do Ne

H

He

H → compartilha um elétron

→

estrutura do He

2 4

1

2 8

(47)

Exemplos:

H

₂

, Cl

₂

, F

₂

CH

₄

, H

₂

O, HNO

₃

, HF

Diamante, Silício, Germânio

GaAs, InSb, SiC

(48)

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

(49)

• 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.

(50)

Podem ser muito forte:

Diamante → T_f= 3550 °C Muito fraca:

Bismuto → T_f= 270 °C

(51)

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.

(52)

X

_A

e X

_B

- eletronegatividades dos respectivos

elementos

(53)

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

(54)

Metais e suas ligas

Representação esquemática de uma ligação metálica

(55)

Energia de ligação podem ser fraca ou forte: Tungstênio → T_f= 3410 ºC