Ligações Químicas eLigações Químicas e Estrutura dos Materiais
PMT 5783 F ndamentos de CiênciaPMT 5783 - Fundamentos de Ciência
e Engenharia dos Materiais
Prof. Douglas Gouvêa
Objetivos
• Descrever a estrutura atômica e suas conseqüências no tipo deligação química.
• Verificar a influência da eletronegatividade no tipo de ligação químicapredominantes e suas conseqüências na formação das diferentesclasses de materiais.
• Outras forças químicas importantes para a formação dos materiais.
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Conceitos fundamentais sobre estrutura atômica
• Cada átomo é composto por:
– Núcleo → prótons e nêutrons.
Elét i d ú l– Elétrons, que circundam o núcleo.
• Elétrons e prótons são carregados eletricamente.
– Elétrons tem carga negativa; prótons tem carga positiva; nêutrons não tem carga.
– A magnitude da carga do próton e do elétron é 1,602 x 10-19C.
• As massas são muito pequenas:
– Prótons e nêutrons possuem massas quase iguais e que valem respectivamente1,673 x 10-27kg e 1,675 x 10-27kg.
– Elétrons tem massa igual a 9,1095 x 10-31kg.
• Cada elemento é caracterizado:
– Pelo seu número atômico → número de prótons dentro do núcleo.
– Pela sua massa atômica → soma do número de prótons e do número de nêutronsdentro do núcleo.
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Estrutura Eletrônica da Matéria
Li Na K Rb
Transições eletrônicas geram luz !
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Estudo Espectroscópico da Matéria
Comprimento de onda (nm)
Átomo de Hidrogênio
o da ( )
Infravermelho Ult i l t
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Infravermelhovisível Ultravioleta
Dualidade Onda-Partícula e o Efeito Fotoelétrico
• A luz é uma manifestaçãoeletromagnética onde λ = c / ν.
– λ = comprimento de onda
– c = velocidade da luz
= freqüência da luz s E
létro
ns (
J )
– ν = freqüência da luz
• Fóton e o efeito fotoelétrico
– E = h ν ia C
inét
ica
dos
– h = constante de Planck = 6,63x 10 –34 J/Hz
t thE
Freqüência da luz (Hz)Ene
rgconstantehνEc −=
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Estrutura Eletrônica e Quantificação da Energia
Comprimento de onda (nm)
Átomo de Hidrogênio
Infravermelhovisível Ultravioletavisível
Série de Balmer
11
Rydberg
⎞⎛ 112n
141−=ν ⎟⎟
⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−ℜ= 2
i2f n
1n1ν
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Hz10.3,29Rydbergdeconstante 15==ℜ
O Átomo de Bohr – modelo de órbitas
• Posição de cada elétron em particular émais ou menos bem definida em termosdo seu orbital.
• Energias dos elétrons são quantizadas e amudança de orbital é possível, comuda ça de o b ta é poss e , coabsorção (maior energia) ou emissão(menor energia) de energia.
E t d dj t ã dhEΔ • Estados adjacentes são separados porenergias finitas.
• O modelo de Bohr apresenta limitações
ν . hE =Δ
⎟⎞
⎜⎛ 11
significativas, não servindo para explicarvários fenômenos envolvendo os elétrons.
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−ℜ= 2
i2f n
1n1ν
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Dualidade Partícula-Onda para o Elétron
• Louis de Broglie propõe que partículas muito pequenas também apresentamcomprimento de onda que é proporcional à sua massa e sua velocidade:
λ = h / (m.v)• Uma bola de tênis com 100 g e v = 65 km/h terá um comprimento de onda
inferior a 10-30 m.
• Um elétron com velocidade de 2.000 km/s vale 360 pm que é equivalente aotamanho de um átomo que é cerca de 3 vezes o raio de Borh Desta formatamanho de um átomo que é cerca de 3 vezes o raio de Borh. Desta forma,não podemos pensar no elétron sem considerar seu comportamento de onda !
• Ondas e elétrons apresentam comportamentos semelhantes, como a difraçãoem redes.
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Principio de Incerteza
• O alemão Werner Heisenberg propôs em 1927 que devido aocomportamento ondulatório do elétrons não é possível conhecer aomesmo tempo sua velocidade e sua posição:
Δx (m.Δv) ≥ ( h / 4π )
• Os elétrons não descrevem órbitas e sim em regiões do espaço ondepodem ser encontrados com maior probabilidade.
Assim surge a mecânica quântica para descrever o comportamento• Assim surge a mecânica quântica para descrever o comportamentoondulatório do elétron em torno do núcleo.
• O elétron é considerado, como o caso de um oscilador harmônico,O elétron é considerado, como o caso de um oscilador harmônico,mas com características de onda e as soluções para a equação foramobtidas por Schrödinger.
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Solução da Equação de Schrödinger
• As soluções da equação de Schrödingerlevam a 4 números quânticos ao invésde 1 do modelo de Bohr:
– n = número quântico principal que determina aR2 q p p qenergia dos elétrons no orbital;
– l = número quântico secundário ou azimutal quecorresponde ao momento angular dos elétrons;
R2
– ml = número quântico magnético que representao momento magnético dos elétrons;
– ms = número quântico de spin que representa at ã d lét b irotação do elétron sobre seu eixo.
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Orbitais
pz py pxs
dxy dyz dxz
d 2zd
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22 yx −d z
Números Quânticos
• Cada elétron em um átomo é caracterizado por quatro parâmetros →os números quânticos.
• Não existem dois elétrons com os mesmos números quânticos.
• Número quântico principal n– n = 1, 2, 3, 4, 5,… (ou K, L, M, N, O,.…)
• Número quântico orbital (ou secundário) l → subcamadas s, p, d, f,…
– l = 0, 1, 2, 3, 4,…, (n -1)
• Número quântico orbital magnético (ou terceiro) ml
– ml = - l, (- l +1),…, (l - 1), l
• Número quântico de spin (ou quarto) → ms = -1/2, +1/2.
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Distribuição de Energia nas Camadas Atômicas
Energia
4s3d
3s
4s3p
2s
2p
1s
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Elétrons de Valência - Configurações Estáveis
• Elétrons de Valência
– São aqueles que ocupama camada eletrônica maisexterna.
• Configurações Eletrônicas EstáveisEstáveis
– As camadas eletrônicasmais externas estãocompletamentepreenchidas.
Elétron de valência do sódio
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Elétron de valência do sódio
Tabela Periódica e Distribuição Eletrônica
início
• A configuração mais estável será aquela onde os níveis energéticos estãoA configuração mais estável será aquela onde os níveis energéticos estãocompletamente preenchidos.
• Os elétrons nos orbitais ‘s’ blindam a carga do núcleo de forma mais efetivaque os outros
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que os outros.
A Tabela Periódica
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Eletronegatividade
• Eletronegatividade “afinidade que um átomo tem por elétrons”
• Primeira escala definida por Pauling (existem outras = Mulliken, Alfred-Rochow)
• Na escala de Pauling define-se arbitrariamente a eletronegatividade de umelemento sendo a dos outros obtidas em relação a esse elemento.
• Maior facilidade em ceder elétrons = CÁTIONS
• Maior facilidade em receber elétrons = ÂNIONS
• A diferença de eletronegatividade define o tipo de ligação química que• A diferença de eletronegatividade define o tipo de ligação química queocorrerá entre os átomos, por conseqüência, o tipo de material.
• Quando a diferença de eletronegatividade for grande a ligação será maisiô i i h á f ê i d léiônica, pois haverá transferência de elétrons.
• Quando a diferença de eletronegatividade for pequena a ligação ocorrerá porcompartilhamento de elétrons, com ligações mais covalentes.
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Eletronegatividade de Pauling
Eletronegatividadeg
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Ligações Químicas
• Os tipos de ligação química são determinados pela diferença de eletronegatividade.
80
90
100
a (%
)
ligação
50
60
70
igaç
ão iô
nic iônica
20
30
40
enta
gem
de
l
ligação covalente
polar
0
10
0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5
porc
e
ligação não-polar
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diferença de eletronegatividade
Ligações Químicas
• Quais as ligações químicas primárias (entre os átomos) ?– Iônica: forte e não direcional (grande diferença de
eletronegatividade). Os íons se comportam como esferas.
Metálica: fraca e não direcional (nenhuma diferença de– Metálica: fraca e não direcional (nenhuma diferença deeletronegatividade e elétrons não localizados). Os átomos secomportam como esferas.
– Covalente: muito forte e direcional ( pequena ou nenhumadiferença de eletronegatividade e elétrons localizados). A direçãode ligação é dada pela direção dos orbitais.de ligação é dada pela direção dos orbitais.
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Ligações Primárias – Ligação Iônica
• Envolve a transferência de elétrons de um átomo para outro.
• A ligação é não-direcional e as forças são de origem eletrostática.
• Grande diferença de eletronegatividade entre os elementos
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Ligações Primárias – Ligação Covalente
• Envolve o compartilhamento dos elétrons de valência de átomos adjacentes.
• A ligação resultante é direcional e de grande intensidade.
• Pequena diferença de eletronegatividade entre os elementos.
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Ligações Primárias – Ligação Metálica
• Átomos dos metais possuem de um a três elétrons de valênciaa três elétrons de valência.
• A ligação resultante é não-direcional.
• Os elétrons de valência passam a se comportar como elétrons “livres”
A t• Apresentam a mesma probabilidade de se associar a um grande número de átomos vizinhos.
• Formam uma “nuvem eletrônica” .
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Energia de ligação
• Quando dois átomos se aproximam, eles exercem uma força um nooutro:
RAN FFF +=onde:F = força de atração (elétrons pelos núcleos)FA = força de atração (elétrons pelos núcleos)FR = força de repulsão (entre os elétrons ou os prótons)FN = força resultante
r r
• A energia potencial (EN) será dada por:
∫ ∫∫∞ ∞
+==r r
RANN drFdrFdrFE
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onde: r = distância interatômica
Energia de ligação e distância entre os íons
• Existem duas contribuições para a energia entre os íons:
nca
ca
ca
acN r
BreZZE +=0
2
4πεRepulsão (princípio de
exclusão de Pauli)
Atração eletrostática(sempre negativo)
• onde:• Z é a carga do íon
é d lét
(sempre negativo)
• e é a carga do elétron• BCA é uma contante• rCA a distância de separação dos íons• ε0 é a permissividade dielétrica do vácuo
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ε0 é a permissividade dielétrica do vácuo• N uma constante que vale ~ 10
Energia de Ligação Química
nca
RBE =+ n
caR r
)( ligaçãocarE
ca
acA r
eZZE0
2
4πε=
car
ca0
nca
ca
ca
acN r
BreZZE +=0
2
4πε-
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Conseqüências da energia de ligação
• Quanto mais profundo o poço de potencialmaior a energia de ligação.
• O ponto de fusão será menor para ligações• O ponto de fusão será menor para ligaçõesmais fracas.
• Para a mesma variação de energia nosistema (térmica) a variação de dimensão ésistema (térmica) a variação de dimensão émaior para as ligações mais fracas.
Ener
gia
ΔEE ΔE• A dilatação será maior para materiais
com ligação mais fraca.
• O módulo elástico será maior para
ΔE
O módulo elástico será maior paraligações mais fortes.
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Ligações secundárias
• Ocorrem atrações entre dipolos gerados pela assimetria de cargas.
• O mecanismo dessas ligações é similar ao das ligações iônicas, porém nãoexistem elétrons transferidos.
• As ligações dipolares podem ser entre:As ligações dipolares podem ser entre:
– dipolos permanentes.
– dipolos permanentes e induzidos.
– dipolos induzidos flutuantes (ligações de van der Waals).
• Forças importantes em vários materiais como:
Polímeros– Polímeros
– Água
– Dispersões de partículas (barbotinas, aerossol, spray)
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Ligações Secundárias ou de van der Waals
Dipolos Induzidos FlutuantesDipolo Molecular
Permanente
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Ligações de van der Waals
Ligação devan der Waals
Força
Ligação devan der Waals
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Força
Ponte de Hidrogênio
• É um caso especial de ligação entremoléculas polares. H F H F+ +- -moléculas polares.
• É o tipo de ligação secundária maisforte.
H H
• Ocorre devido à diferença deeletronegatividade e em moléculas
H á li dem que o H está ligadocovalentemente ao:
– flúor (como no HF)– flúor (como no HF),
– ao oxigênio (como na água) ou,
it ê i ( NH )
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– ao nitrogênio (no NH3).
Ponte de Hidrogênio
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Energia de ligação e ponto de fusão de diferentes substâncias
Energia de ligaçãoTemperaturaTipo de ligação substância kJ/mol (kcal/mol) eV/átomo ou íon Temperaturade fusão oC
iônica
covalente
metálica
van der Waals
ponte de H
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