ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO INTERATÔMICA CAP. 02

PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM CIÊNCIA E

ENGENHARIA DE MATERIAIS - PGCEM

ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO

INTERATÔMICA

CAP. 02

CMA – CIÊNCIA DOS MATERIAIS

2º Semestre de 2017

Prof. Julio Cesar Giubilei Milan

UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS

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

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

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}

* Radioativo, vida curta

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

Modelos atômicos

Precursor da mecânica quântica – modelo atômico de Bohr simplifcado

Representação esquemática do átomo de Bohr*

Callister

Niels (Henrik David) Bohr – 1885-1962

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

• _{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

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

TABELA PERIÓDICA

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.

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) m_l -l,...., -1, 0, +1, ..., +l m_s -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

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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 ↓

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).

NÚMEROS QUÂNTICOS

NÍVEIS ENERGÉTICOS

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

Callister

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

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)

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.

TABELA PERIÓDICA

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.

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)}

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.

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

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) Dependem da distância  f(d) Depende do tipo de ligação

Interações entre nuvens eletrônicas

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.

F_L = F_A + F_R

r_o – distância de equilíbrio Para muitos átomos r_o = 0,3 nm

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 = E_A + E_R E_o – energia de ligação Energia necessária para separar os dois átomos

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

Forças e energia de ligação – materiais sólidos

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

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.

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

Tab. Exemplos de substâncias com diferentes tipos de ligações interatômicas LIGAÇÃO ATÔMICA NOS ÁTOMOS

Forças e ligações secundárias

•

_{mais fracas}

•

Também infuenciam propriedades

físicas

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

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

Forças de ligação atrativa

Coulomb

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

Callister.

•

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

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

Materiais cerâmicos → ligação predominante

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

Callister

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.

CH

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:

H

, Cl

, F

CH

, H

O, HNO

, HF

Diamante, Silício, Germânio

GaAs, InSb, SiC

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

•

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.

Podem ser muito forte:

Diamante → T_f = 3550 °C

Muito fraca:

Bismuto → T_f = 270 °C

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

Callister

•

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)(X_A – X_B)2 ] x 100

X

e X

- eletronegatividades dos respectivos

elementos

% caráter iônico = 1-exp[-(0,25)(X

– X

)

] x 100

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.

Energia de ligação podem ser fraca ou forte:

Tungstênio → T_f = 3410 ºC

Mercúrio → T_f = -39 ºC

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

Callister

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.

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

Dipolo induzido futuante:

•

Distribuição espacial dos elétrons

simétrica em relação ao núcleo

Dipolo induzido futuante:

•

Movimentos vibracionais → distorções

instantâneas → formação de dipolos

•

Induz átomos ou moléculas adjacentes

a se tornarem dipolos → atraídas pelo

primeiro

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 (H

, Cl

)

Dipolo induzido futuante:

Ligação de van der waals e o dipolo fraco

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Ligações entre moléculas polares e

dipolos induzidos:

•

Moléculas polares → dipolos

permanentes (HCl)

Ligações entre moléculas polares e

dipolos induzidos:

•

Podem induzir dipolos em moléculas

apolares adjacentes

•

Energia de ligação > dipolos induzido

flutuante

Ligações dipolos permanentes:

•

Moléculas polares adjacentes

•

Energia de ligação signifcativamente

maiores que dipolos induzido flutuante

•

Ligação de H (HF, H

O, HN

)

• _{Tipo mais forte de ligação secundária}

Ilustração esquemática de uma ligação de hidrogênio

Callister.

Ligações dipolos permanentes:

A molécula da água, os dipolos e a direção da atração entre as moléculas

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

Callister

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-str ucture-and-properties BIBLIOGRAFIA UTILIZADA