Estrutura Atômica e Ligação Interatômica

• Introdução - Acreditou-se até certa época que o átomo era a menor unidade da matéria.

- Para conhecer os fatores que governam as propriedades dos materiais é necessário levar em consideração a estrutura geral do átomo.

- A força de atração entre átomos resiste a tensão e controla a deformação. A condutividade elétrica é conseqüência da mobilidade dos elétrons livres do metal. Esses e outros fenômenos são melhor explicados considerando-se um modelo de átomo

A Estrutura dos Átomos

A Estrutura dos Átomos• Conceitos Fundamentais• Nêutrons, Prótons e Elétrons - massa do e- = 1/1836 x massa do nêutron- carga do e - = - 1,6 x 10-19 = carga do próton x (-1)

• Massa Atômica e Número Atômico - A massa atômica é proporcional ao número de prótons e nêutrons no núcleo. É expressa em:1 uma/átomo (ou molécula) = 1 g/mol

- Um mol = 6,02 x 1023 (Número de Avogrado) átomos ou moléculas

- Isótropos mesmo elemento e no de prótons, massa at.

- Número Atômico = no de prótons = no de e- para at. neutro.

- Os e- mais externos que afetam a maior parte das propriedades de interesse em engenharia.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Modelo Atômico de Bohr

órbitas discretas (energias específicas)

Para o e- mudar de energia ele deve efetuar um salto quântico para uma energia permitida mais elevada (com absorção de energia) ou para uma energia permitida mais baixa (com emissão de energia.

Obs: Para uma compreensão do comportamento dos e- seria necessário conceitos quântico-mecânicos, entretanto daremos ao assunto apenas um tratamento muito superficial superficial e simplificado.

-Os estados (ou níveis) energéticos não variam continuamente com a energia, estão separados por energia finitas. Exemplo: figura do átomo de H de Bohr.-O zero de referência é o elétron livre.-O modelo tenta descrever os elétrons nos átomos em termos da posição (orbitais eletrônicos) e da energia (níveis de energia quantizado).-Modelo limitado

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Modelo Atômico de Bohr

-15

-10

-5

0

Energia (eV)

-13,6

-1,5

-3,4

n = 3n = 2

n = 1

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Modelo Mecânico Ondulatório

-Considera que o elétron exibe características tanto de onda como de partícula.-Não considera o e- como partícula que move em um orbital distinto. A posição do e- é descrita por uma distribuição de probabilidades ou nuvem eletrônica.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos

-Usando a mecânica ondulatória, cada elétron em um átomo é caracterizado por quatro parâmetros chamados números quânticos.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números QuânticosNÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)- Os elétrons que circundam o núcleo do átomo não têm todos o mesmo nível energético; é portanto, conveniente dividir os elétrons em níveis ou grupos com propriedades energéticas diferentes. O primeiro nível quântico, o de menor energia contém no máximo dois elétrons. O segundo 8, o terceiro 18 e o quarto 32. Portanto o número máximo de elétrons em um dado nível é 2n2, onde n é o número quântico principal do nível.- N pode assumir número inteiros (1, 2, 3, 4...) ou letras (K, L, M, N...)- Somente o número quântico principal está associado com o modelo de Bohr. Está relacionado à distância de um elétron a partir do núcleo.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos (segundo, terceiro e quarto)-Os elétrons dentro de um determinado

nível não são equivalentes. Através do chamado princípio da exclusão de Pauli, apenas dois elétrons podem ter os mesmos números quânticos orbitais e mesmo estes dois não são completamente idênticos, pois exibem comportamentos magnéticos contrários, isto é, “spins” opostos. Este princípio afirma que há regras governando o nível energético e a provável localização dos elétrons no núcleo, conforme o modelo mecânico ondulatório.SEGUNDO NÚMERO QUÂNTICO (l)-Significa a subcamada, que é identificada por uma letra minúscula: s, p, d ou f.-A quantidade da subcamada está restrita pela magnitude de n.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos (segundo, terceiro e quarto)TERCEIRO NÚMERO QUÂNTICO (ml)

-É o número de estados energéticos para cada subcamada.-Para subcamada s existe um único estado energético, enquanto para subcamadas p, d e f existem, respectivamente, 3, 5, e 7 estados (ou orbitais) (princípio da exclusão de Pauli).-Na ausência de campo magnético externo os estados são idênticos, entretanto na presença de campo magnético os estados ou orbitais se separam, assumindo uma energia ligeiramente diferente.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos (segundo, terceiro e quarto)QUARTO NÚMERO QUÂNTICO (mS)

-Associado a cada elétron está um momento de spin (momento de rotação), que deve estar orientado para cima ou para baixo (+ ½ e – ½).

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números QuânticosDesta forma, o modelo de Bohr foi subseqüentemente refinado pela mecânica ondulatória, onde a introdução de três novos números quânticos dá origem a subcamadas eletrônicas dentro de cada camada. Uma comparação entre esse dois modelos está ilustrada para o átomo de hidrogênio na figura ao lado.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos

Diagrama Completo de Níveis Energéticos Utilizando o Modelo Mecânico-Ondulatório para as Várias Camadas e Subcamadas

-Menor o número quântico principal, menor o nível energético;-Dentro de uma camada a energia de uma subcamada aumenta com o valor do número quântico;-Podem existir superposições na energia de um orbital em uma camada com orbitais em uma camada adjacente

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos

-Para determinar a maneira pela qual estes estados (ou orbitais) são preenchidos com elétrons, usa-se o princípio da exclusão de Pauli.

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos

• Números Quânticos

A Estrutura dos Átomos• Elétrons nos Átomos• Números Quânticos

-Elétrons de Valência: camada mais externa – ligação entre átomos-Configurações eletrônicas estáveis: ocupação s e p para camada mais externa (gases inertes).-Camadas de Valência não totalmente preenchidas: ganham, perdem ou compartilham elétrons com outros átomos para alcançar uma configuração eletrônica estável. Esta é a base para reações químicas e ligações atômicas em sólidos.

A Estrutura dos Átomos• Tabela Periódica-Os elementos foram classificados na tabela periódica de acordo com a sua configuração eletrônica.-Elementos posicionados em ordem crescente de número atômico.-Os elementos localizados em uma dada coluna ou grupo possuem estruturas semelhantes dos elétrons de valência bem como propriedades físicas e químicas semelhantes.-Grupo 0: gases inertes-Grupos VIIA (halogênios) e VIA possuem, respectivamente, deficiência de 1 e 2 elétrons para completarem estruturas estáveis-Grupos IA e IIA (metais alcalinos e alcalino-terrosos): 1 e 2 elétrons além das estruturas estáveis

A Estrutura dos Átomos• Tabela Periódica-Grupos IIIB a IIB (metais de transição): orbitais d parcialmente preenchidos e em alguns casos 1 ou 2 elétrons na camada energética imediatamente mais alta. Como por exemplo o Vanádio (número atômico 23), conforme indicado na tabela anterior.-Grupos IIIA, IVA e VA apresentam características intermediárias entre os ametais e metais em virtude das estruturas dos seus elétrons de valência.-Metais Elementos Eletropositivos-Ametais ou Não Metais Elementos Eletronegativos-A eletronegatividade aumenta da esquerda para direita e de baixo para cima.-Os átomos apresentam maior tendência em aceitar elétrons se suas camadas mais externas estiverem quase totalmente preenchidas e menos protegidas, isto é, mais próximas do núcleo.

Ligação Atômica nos Sólidos

RAL FFF onde: FA força de atração

FR força de repulsão

FL força líquida ou resultante

• Quando dois átomos se aproximam, eles exercem uma força um no outro:

• Forças e Energia de Ligação

• Dois átomos distantes– a força de interação é praticamente nula

AtrativaRepulsiva Magnitude: distância entre os

átomos

• À medida que eles se aproximam–cada átomo exerce uma força sobre o outro

Ligação Atômica nos Sólidos• Forças e Energia de Ligação

-ro - distância de equilíbrio da ligação-FA + FR = 0 Estado de Equilíbrio-Para muitos átomo: ro = 0,3 nm )A3(

0

Ligação Atômica nos Sólidos• Forças e Energia de Ligação

Algumas vezes é mais conveniente trabalhar com energias potenciais entre dois átomos no lugar das forças entre eles. Matematicamente:

RAL

r

R

r

AL

r

LL

EEE

drFdrFE

drFE

FdrE

ro coresponde à menor energia

Ligação Atômica nos Sólidos• Forças e Energia de Ligação

Materiais sólidos: interação com muitos átomos.

Resistência mecânica: aumenta com a força máxima e com o aumento da energia de ligação (aumento da profundidade do poço da curva de energia de ligação. A inclinação da curva na posição r = ro aumenta com aumento de rigidez do material.

Pontos de fusão e de ebulição: aumentam com o aumento da energia de ligação.

Coeficiente de expansão térmica: diminui com o aumento da energia de ligação.

Estados da matéria: Eosólido > Eolíquido > Eogás

Tipo de ligação: assim como o material, o tipo de ligação influencia na magnitude da energia de ligação e na forma da curva Eo x ro.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Interatômicas Primárias

Ligações Iônicas- elementos metálicos com não metálicos (extremidades da tabela)

- envolve a transferência de elétrons de um átomo para outro, sendo assim que adquirem cargas, ou seja, se tornam íons.Exemplo: Na: Z = 11 Cl: Z = 17

Para o cloreto de sódio, tanto o cátion Na+ quanto o ânion Cl- ficam com seus orbitais externos completos.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Interatômicas Primárias

Ligações Iônicas– no cloreto de sódio, todo sódio e todo cloro existem como ions, como ilustra a figura.

– é a ligação predominante nos materiais cerâmicos

– as energias de ligação são relativamente altas (600 a 1500kJ/mol ou 3 a 8 eV/átomo)

– Temperatura de fusão elevada

– os materiais são duros e quebradiços

– bons isolantes térmicos e elétricos

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Interatômicas Primárias

Ligação Covalente– compartilhamento dos elétrons de valência de dois átomos adjacentes

– O H adquire a configuração do He ( 2e- na 1s), o C adquire a configuração do Ne (8e- nas 2s e 2p)

– é típica de polímeros, sendo a estrutura molecular básica uma longa cadeia de átomos de C ligados entre si por ligação covalente através de duas das quatro ligações disponíveis em cada átomo, as duas restantes são compartilhadas com outros átomos.

Representação esquemática da

ligação covalente na moléculaDe metano ( CH4 )

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Interatômicas Primárias

Ligação Covalente

– Diamante (Tf = 3550oC)– Bismuto (Tf = 270oC)– Normalmente as ligações interatômicas são parcialmente iônicas e parcialmente covalentes, poucos compostos exibem ligações com caráter que seja exclusivamente iônico ou covalente;

– Quanto maior for a diferença entre as eletronegatividades mais iônica será a ligação. De modo contrário, quanto menor for a diferença de eletronegatividade maior será o grau de covalência.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Interatômicas Primárias

Ligação Covalente

% caráter iônico = {1 – exp[-(0,25)(XA – XB)2] x 100Onde: XA e XB são as eletronegatividades dos elementos A e B, respectivamente.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Interatômicas Primárias

Ligação Metálica– elementos metálicos possuem de um a três elétrons de valência

– os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo, mas estão mais ou menos livres para de movimentar por todo o metal - nuvem eletrônica

– os núcleos e os elétrons restantes formam o núcleo iônico carregados positivamente

– os elétrons livres protegem os núcleos iônicos das forças repulsivas (“cola”)

– bons condutores elétricos e térmicos devido aos elétrons livres

– ruptura dúctil na temperatura ambiente

Ilustração esquemática da ligação metálica

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Secundárias ou de Van der

Waals Ou ligações físicas, são fracas em relação às primárias ou químicas (Energia de ligação 10 kJ/mol ou 0,1 eV/átomo)

Ocorrem atrações entre dipolos gerados pela assimetria de cargas.

Ocorrem entre dipolos induzidos, entre dipolos induzidos e moléculas polares (que possuem dipolos permanentes) e entre moléculas polares.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Secundárias ou de Van der

WaalsLigações de Dipolo Induzido FlutuantesUm dipolo pode ser criado ou induzido num átomo ou molécula que seja normalmente simétrico, isto é a distribuição espacial dos elétrons é simétrica em relação ao núcleo. Todos os átomos apresentam constantes movimentos vibracionais, que podem causar distorções instantâneas e de cura duração com a conseqüente criação de pequenos dipolos elétricos.As temperatura de fusão e ebulição são extremamente baixas, dentro todos os tipos de ligações possíveis essas são as mais fracas.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Secundárias ou de Van der

WaalsLigações entre Molécula Polares e Dipolo InduzidoMomentos dipolo permanentes existem em algumas moléculas em virtude de um arranjo assimétrico, tais moléculas são chamada de moléculas polares.As moléculas polares podem induzir dipolos em moléculas apolares adjacentes, desse modo se forma uma ligação.A magnitude dessa ligação será maior que será maior que a de dipolo induzido.

Ligação Atômica nos Sólidos• Ligações Secundárias ou de Van der

WaalsLigações Dipolo PermanentesForça de Van der Waals existentes entre moléculas polares adjacentes.A magnitude dessa ligação será significativamente maior que as ligações envolvendo dipolo induzido.Ligação de hidrogênio é o tipo mais forte de ligação secundária. Ocorre entre moléculas nas quais o H está ligado covalentemente ao F (HF), ao O (H2O) e ao N (NH3).Forma uma ponte de hidrogênio com magnitude de ligação maior que para os outros tipos de ligação secundária.