1.
O átomo
1.1 Estrutura atômica
Os fatores que governam as propriedades dos materiais estão intimamente ligadas com a estrutura geral do átomo. Por exemplo, quando um material é tensionado a força de atração do átomo resiste à tensão aplicada, e por conseqüência irá controlar a deformação do material. A condutividade elétrica é conseqüência da mobilidade dos elétrons associados com os átomos do material. A oxidação dos metais é causada pela difusão de átomos metálicos ou de oxigênio através da superfície a fim de formar o óxido.
Nêutron, prótons, elétrons. Um átomo é formado por um núcleo circundado por elétrons. Os
elétrons giram ao redor do núcleo dispostos em várias órbitas. A distância dos elétrons ao núcleo é muito grande, relativamente ao tamanho do núcleo. Por isso se diz que o átomo parece um sistema solar em miniatura. Os elétrons são partículas carregadas e com 1/1836 da massa de um nêutron. A carga do elétron é convencionada negativa e em unidades físicas a carga do elétron vale 1,6.10-19 coulombs.
O núcleo é composto de prótons e nêutrons. O nêutron não tem carga elétrica. O próton tem carga elétrica positiva, que se representa por +e. Representa-se por Z o número de prótons de um átomo. A carga positiva do núcleo é então +Ze.
1.2 Número atômico e número de massa
Chama-se o número atômico de um elemento o número de prótons no seu núcleo. Para um átomo neutro, este é também o número de elétrons que o átomo possui. O número atômico geralmente é representado pela letra Z. Chama-se o número de massa de um elemento a soma do número de prótons com o número de nêutrons, isto é, o número de partículas que constituem o núcleo. Representa-se geralmente pela letra A. Assim, sendo N o número de nêutrons de um núcleo, portanto:
A massa atômica é expressa em gramas por átomo grama. Um átomo grama sempre contem 6,02.1023 átomos. Cabe acrescentar que o número de nêutrons no núcleo pode ser variável, pois eles não têm carga elétrica.
1.3 Isótopos
O número de nêutrons no núcleo pode ser variável, pois eles não têm carga elétrica. Com isso, um mesmo elemento químico pode ter massas diferentes. Átomos de um mesmo elemento químico com massas diferentes são denominados isótopos. O hidrogênio tem 3 isótopos: o hidrogênio, o deutério e o trício (ou trítio).
O urânio, que possui 92 prótons no núcleo, existe na natureza na forma de 3 isótopos: • U-234, com 142 nêutrons (em quantidade desprezível);
• U-235, com 143 nêutrons, usado em reatores PWR, após enriquecido (0,7%); • U-238, com 146 nêutrons no núcleo (99,3%).
1.4 Níveis de energia (orbitais)
As órbitas dos elétrons são representadas, de dentro para fora, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q. A órbita K é a mais interna, Q é a mais externa. A distribuição dos elétrons nessas órbitas é conhecida para cada elemento (exemplo: hidrogênio, ouro, urânio etc.). Para cada órbita há um número máximo de elétrons admissível, que nunca é ultrapassado, em nenhum elemento. Esses números são mostrados abaixo:
Exemplos de átomos:
Figura 1: Estrutura atômica do átomo de sódios
Figura 2: estrutura atômica do átomo de germânio (esquerda) e de silício (direita).
A constatação experimental da existência de níveis de energia foi feita através dos dados de espectroscopia, dos quais se concluiu que era necessário a absorção de um quantum de energia (um fóton) para mover um elétron de um nível de menor energia para outro de maior energia. Enquanto que um fóton é emitido quando um elétron que estava no nível de maior energia decai para um nível de menor energia. A energia E do fóton pode ser calculada diretamente conhecendo-se o comprimento de onda do fóton: (Equação 2)
ܧ = ℎ. ߥ = ℎ.
ఒ (eq. 2)
1.5 Subníveis de energia
O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1º nível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do
1º nível de energia é representado por 1s.
Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante.
Linus Gari Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na seqüência das diagonais.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d --->
ordem crescente de energia
Solução:
Se Z=25 isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o diagrama de Pauling, teremos: K - 1s2 L - 2s2 2p6 M - 3s2 3p6 3d5 N - 4s2 4p 4d 4f O - 5s 5p 5d 5f P - 6s 6p 6d Q - 7s 7p Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2
2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada. Solução: K - 1s2 L - 2s2 2p6 M- 3s2 3p6 3d10 N- 4s2 4p6 4d10 4f O- 5s2 5p6 5d 5f P- 6s 6p 6d Q- 7s 7p
2. Ligações Químicas
As ligações químicas podem ser classificadas como ligações fortes ou primárias ou como fracas ou secundárias. As ligações primárias podem ser subdivididas em ligações iônicas, covalentes e metálicas.
2.1 Ligações primárias:
Os materiais formados por ligações químicas primarias apresentam as seguintes características:
• Alta densidade atômica; • Alta temperatura de fusão; • Deforma-se com dificuldade.
As ligações químicas ocorrem pela interação dos elétrons mais externos com os átomos vizinhos. Na ligação os átomos procuram alcançar uma estrutura mais estável com a última subcamada eletrônica completamente ocupada por elétrons. A estabilidade é alcançar pela interação com os átomos vizinhos, através dos seguintes mecanismos:
• Recebendo um ou mais elétrons do átomo vizinho, transformando-se em um íon negativo;
• Cedendo um ou mais elétrons, transformando-se em um íon positivo; • Compartilhando um ou mais elétrons com os átomos vizinhos.
2.2 Ligações iônicas
Os átomos das colunas 1A e 2A da tabela periódica têm um ou dois átomos em sua última camada, sendo fracamente ligados. Assim esses elétrons podem ser facilmente cedidos para os átomos das colunas 6A e 7A, os quais têm alta afinidade eletrônica. Formando-se, assim, íons, sendo um positivo e o outro negativo, como do exemplo abaixo.
Figura 3: Ligação entre Na e Cl.
Essas ligações ocorrem entre átomos com grande diferença de eletronegatividade.
As ligações iônicas são caracterizadas por estruturas cristalinas. Como os átomos estão fortemente ligados, materiais compostos por esse tipo de ligação apresentam condutividade elétrica muito baixa. Além disso, são compostos que apresentam altos pontos de fusão e ebul e normalmente são sólidos.
2.3 Ligações Covalentes
Átomos com eletronegatividade semelhante não formam ligações iônicas, pois nenhum deles deseja ceder elétrons. Esses átomos preferem ceder alguns elétrons para o compartilhamento. Este tipo de ligação é chamado de covalente e apresentam as seguintes características:
• 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
Tais ligações ocorrem entre átomos iguais, como no caso do F
mas com eletronegatividade semelhante. Como exemplo moléculas de H
Figura 4: Ligação química da molécula de água. , NaF
Figura 3: Ligação entre Na e Cl. Neste caso o Na+ e o Cl -Essas ligações ocorrem entre átomos com grande diferença de eletronegatividade.
iônicas são caracterizadas por estruturas cristalinas. Como os átomos estão compostos por esse tipo de ligação apresentam condutividade elétrica muito baixa. Além disso, são compostos que apresentam altos pontos de fusão e ebul
Átomos com eletronegatividade semelhante não formam ligações iônicas, pois nenhum deles deseja ceder elétrons. Esses átomos preferem ceder alguns elétrons para o compartilhamento.
ção é chamado de covalente e apresentam as seguintes características: 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
Tais ligações ocorrem entre átomos iguais, como no caso do F2 e C, e entre átomos diferentes,
mas com eletronegatividade semelhante. Como exemplo moléculas de H2O, SiO
Figura 4: Ligação química da molécula de água.
Essas ligações ocorrem entre átomos com grande diferença de eletronegatividade.
iônicas são caracterizadas por estruturas cristalinas. Como os átomos estão compostos por esse tipo de ligação apresentam condutividade elétrica muito baixa. Além disso, são compostos que apresentam altos pontos de fusão e ebulição
Átomos com eletronegatividade semelhante não formam ligações iônicas, pois nenhum deles deseja ceder elétrons. Esses átomos preferem ceder alguns elétrons para o compartilhamento.
ção é chamado de covalente e apresentam as seguintes características:
A energia total do sistema é menor que a soma da energia interna dos átomos isolados
e C, e entre átomos diferentes, O, SiO2, CH4.
No caso de átomos de C, Si e Ge, todos da coluna 4A da tabela periódica, as subcamadas preenchidas por elétrons são:
C: 1s2, 2s2, 2p2
Si: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2
Ge: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 4p2
No caso do diamante, as ligações são muito fortes e mantidas intactas em condições normais, resultando em um material sem condutividade elétrica, ou seja, um isolante. Entretanto, o Si e GeO, apesar de apresentarem ligações químicas semelhantes ao do diamante, possuem ligações mais fracas. Como conseqüência, à temperatura ambiente, a vibração da rede cristalina é suficiente para que uma pequena fração das suas ligações químicas seja rompida. E essas ligações químicas rompidas conferem conferindo uma certa condutividade elétrica, por isso, classificamos tais materiais como semicondutores. Características desses materiais:
• Podem ser encontrados nos três estados físicos;
• Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos; • Quando puros, não conduzem eletricidade
2.4 Ligações metálicas
Átomos com poucos elétrons de Valencia e com tais elétrons fracamente ligados podem cedê-los para ser compartilhados por todos os átomos do sólido, formando uma ligação denominada metálica. Nesse tipo de ligação os elétrons de valência (mais externos) ficam fracamente ligados aos átomos formando uma “nuvem de eletrônica” e por isso conferem aos metais alta condutividade.
Os sólidos com ligações metálicas apresentam as seguintes características:
• Condutividade elétrica: é elevada, pois os elétrons da banda de condução podem mover-se livremente dentro do sólido sob ação de um campo elétrico. Condução da energia
elétrica – elétrons são promovidos a níveis energéticos mais elevados que estão disponíveis (vazios).
• Condutividade térmica: é elevada, devido à mobilidade dos elétrons da banda de condução, que transferem a energia térmica da região de alta temperatura para outra de baixa temperatura:
• Elétrons “deslocalizados” interagem fracamente com os núcleos.
• No aquecimento os elétrons adquirem grande quantidade de energia cinética e deslocam-se para as regiões mais frias.
• Dissipação desta energia através de choque com outras partículas levando ao aquecimento do retículo.
• Vibração dos cátions em suas posições no retículo cristalino também contribui – razão pela qual a condutividade elétrica dos metais cai com o aumento da temperatura.
• Opacidade: os elétrons de condução absorvem a luz.
• Brilho metálico – interação dos elétrons do metal com os diversos comprimentos de onda incidentes (quase todas as transições são permitidas).
Na ligação metálica, ocorre a uma transformação dos orbitais dos estados de valência dos atamos, quando isolados, em banda ou faixa de estados quânticos, como mostrado na figura que segue, para o caso de sólido de Na. A Figura 5a representa os níveis de energia dos estados do átomo de Na isolado e na Figura 5b temos os níveis dos estados dos átomos formados por ligações metálicas no sólido. Para os números quântico inferiores (1s, 2s, 2p) mantiveram-se como estados isolados dos átomos, mas o estado 3s dos átomos isolados transformaram se uma banda de energia que pertence ao sólido, e não mais aos átomos isolados. O número de estados dentro da banda é igual a soma de todos os estados 3s dos átomos individuais, ou seja, como cada orbital 3s possui dois estados , teremos uma banda com 2N/cm3 no sólido formado. Os estados da banda 3s no sólido Na estarão ocupados apenas pela metade, assim como estavam os estados 3s dos isolados. A energia média dos estados dessa banda (condução) 3s é mais baixa
que a energia dos níveis 3s dos átomos isolados. Esse fato garante a coesão entre os átomos do sólido que é resultante da atração entre os cátions no reticulado e a nuvem eletrônica.
Figura 5 Ilustração dos níveis de energia dos estados quânticos: a) do átomo de Na isolado: (b) de uma rede de átomos de Na formando uma ligação metálica e com os níveis 3s formando uma banda quase continua de estados, pertencentes agora ao sólido todo.
2.5 Moléculas
Uma molécula pode ser definida corno um grupo de átomos que se mantém por ligações fortes ou primárias, cujas ligações a outros grupos similares são relativamente fracas. Nas moléculas, as ligações primárias são normalmente do tipo covalente, mas por também podem ser do tipo iônico. Devido ao fato de as forças intermoleculares serem fracas ligações secundárias; ver a seguir), os materiais compostos por moléculas apresentam as seguintes características:
• São macios (baixa dureza), porque as moléculas podem deslizar entre si com facilidade sob ação de pequenas tensões.
• As moléculas em si podem permanecer intactas nas formas líquidas e gasosas.
Como exemplo de moléculas, temos: H20, C02, CC14, 02, N2, HN03, CH4, CH4, C35H72 etc.
Outros materiais, como MgO, Si02, plásticos tipo fenolformaldeído, tem estrutura
Tridimensional continua de ligações ternárias. Dessa forma, esses materiais não são classificados como moleculares, já que são duros e possuem altos pontos de fusão e ebulição.
2.6 Ligações secundárias
Essa forças atuam entre moléculas (entre os meros de um polímero) e átomos estáveis, como os gases nobres. São também chamadas de forças de Van der Waals. Tal ligação pode ser divida em:
• Dipolos induzidos: Aplicam-se nos caso de moléculas e átomos de gases nobres eletricamente simétricos, ou seja, com centro de cargas positivas que coincidem com centro de carga negativa;
• Moléculas polares: nesse caso, as moléculas já apresentam uma assimetria elétrica por formação, com um dipolo permanente. Dessa forma, haverá uma força eletrostática permanente entre essas moléculas.
• Ponte de Hidrogênio: Esta força é um caso particular das moléculas polares e ocorre quando um átomo de hidrogênio se une a um outro átomo de forte eletronegatividade. Em uma de suas extremidades temos ligações tipo C-H, O-H ou NH. Neste caso, teremos o centro da carga positiva deslocada em direção ao próton de H exposto na extremidade da molécula, como ilustrado na Figura 7.
Figura 7: Ilustração do alinhamento de moléculas polares de H2O composto por pontes de hidrogênio.
Referências
1. SCHMIDT, W. Materiais Elétricos. São Paulo: Edgard Bucher, 5ª ed., v. 1 e 2,1999
2. CALLISTER, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. Rio de Janeiro: LTC, 5.ed. 2002
3. VAN VLACK, L.H. Principio de Ciencia dos Materiais. São Paulo: ed.Edgard Blucer, 1970. 4. Como funciona o raio X < http://ciencia.hsw.uol.com.br/raios-x2.htm > Acesso 20/08/09. 5. Jacobus W. Swart, Semicondutores, Fundamentos, técnicas e aplicações, Editora UNICAMP, 2008.
