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PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM CIÊNCIA E ENGENHARIA DE MATERIAIS - PGCEM

ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO INTERATÔMICA

CAP. 02

CMA – CIÊNCIA DOS MATERIAIS2º Semestre de 2017

Prof. Julio Cesar Giubilei Milan

UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINACENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA MECÂNICA

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


Alguns isótopos de elementos comuns

Elemento Símbolo N° Atômico, Z

N° de massa, A

Abundância, %

Hidrogênio 1H 1 1 99,985

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


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

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


• 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.


TABELA PERIÓDICA

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


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)

ml -l,...., -1, 0, +1, ..., +l

ms -1/2 ou +1/2


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

http://cienciadosmateriais.org/index.php?acao=exibir&cap=2&top=30


http://cienciadosmateriais.org/index.php?acao=exibir&cap=2&top=30

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


http://www.cienciadosmateriais.org/

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

ELEMENTOS

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. Abundânciarelativa (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

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.

ELEMENTOS

TABELA PERIÓDICA

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.

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-

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)

TABELA PERIÓDICA

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

TABELA PERIÓDICA

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)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.

FL = FA + FR

ro – distância de equilíbrio

Para muitos átomos ro = 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 = EA + EREo – energia de ligação

Energia necessária para separar os dois 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


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


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

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

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 confgurações 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 IÔNICA

Compartilhamento de elétrons por átomos adjacentes

Cada átomo compartilha 1 ou mais elétrons

LIGAÇÃO COVALENTE

LIGAÇÃO COVALENTE

Metano – CH4

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

Callister.

LIGAÇÃO COVALENTE

CH4

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:

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) N’=7

8 – 7 = 1

Carbono (C) N’=4

8 – 4 = 4

2 8 7

2 4

LIGAÇÃO COVALENTE

• 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.

LIGAÇÃO COVALENTE

Podem ser muito forte:Diamante → Tf = 3550 °C

Muito fraca:Bismuto → Tf = 270 °C


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.

LIGAÇÃO COVALENTE

• 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

XA e XB - eletronegatividades dos respectivos

elementos

% caráter iônico = 1-exp[-(0,25)(XA – XB)2 ] x 100

LIGAÇÃO COVALENTE

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

LIGAÇÃO METÁLICA

Metais e suas ligas

Representação esquemática de uma ligação metálicaCallister.

LIGAÇÃO METÁLICA

Energia de ligação podem ser fraca ou forte:

Tungstênio → Tf = 3410 ºC

Mercúrio → Tf = -39 ºC


Callister

LIGAÇÃO METÁLICA

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 dipolosCallister.

LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS (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


Dipolo induzido futuante:

•Distribuição espacial dos elétrons simétrica em relação ao núcleo



•Movimentos vibracionais → distorções instantâneas → formação de dipolos

•Induz átomos ou moléculas adjacentes a se tornarem dipolos → atraídas pelo primeiro



•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)



Ligação de van der waals e o dipolo fracowww.cienciadosmateriais.org



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, H2O, HN3)

• Tipo mais forte de ligação secundária

Ilustração esquemática de uma ligação de hidrogênioCallister.


Ligações dipolos permanentes:

A molécula da água, os dipolos e a direção da atração entre as moléculaswww.cienciadosmateriais.org




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


https://pt.khanacademy.org/

https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/atomic-structure-and-properties

BIBLIOGRAFIA UTILIZADA








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