1 ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO ATÔMICA RÉRISSON KELVEN NASCIMENTO DOS SANTOS UNIVERSIDADE ESTADUAL DA REGIÃO TOCATINA DO MARANHÃO CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS, NATURAIS E TECNOLÓGICAS CURSO DE FÍSICA Imperatriz 2017 FÍSICA - 4°PERÍODO

2 ESTRUTURA ATÔMICA

3 Ligações e Estruturas Atômicas Introdução: O estudo e entendimento das ligações interatômicas nos sólidos se justifica na medida que o tipo de ligação permite explicar uma série de propriedades dos materiais. Um exemplo é o Carbono Grafite e Diamante que apresentam dureza diferente, sendo o primeiro com dureza relativamente baixa enquanto o segundo elevada dureza, diferença esta justificada diretamente a partir do tipo de ligação interatômica que ocorre no Grafite e que não é encontrada no Diamante.

4 Estrutura Atômica Cada átomo consiste de um pequeno núcleo composto por prótons e nêutrons que é circundado por elétrons em movimento. Elétrons e prótons são carregados eletricamente com carga de 1,6 x 10 -19 C, negativo em sinal para elétrons e positivo para prótons, enquanto os nêutrons são eletricamente neutros. A massa das partículas é muito pequena, sendo a dos prótons aproximadamente a dos nêutrons de 1,67 x 10 -27 kg e os elétrons de (9,11 x 10 -31 kg). Estrutura Atômica – Número Atômico e Número de Massa Cada átomo é caracterizado pelo número atômico Z ou número de prótons. O Z varia desde 1 (Hidrogênio) até 92 (Urânio), considerando os elementos químicos naturais estáveis da tabela periódica. Um átomo eletricamente neutro é aquele que apresenta o mesmo número de prótons e elétrons. O número de massa A, pode ser expresso pela soma das massas dos prótons e nêutrons do seu núcleo. Embora um átomo de um determinado elemento apresente o mesmo número de prótons, podem existir diferentes números de neutros, o que origina os isótopos dos elementos.

5 O peso atômico de um elemento corresponde à média das massas atômicas. Uma unidade de massa atômica (u.m.a) é definida como sendo 1/12 avos da massa atômica do Isótopo do Carbono 12 (12C), sendo A = 12,00000. Desta forma, podemos aproximar: A ~ Z + N O peso atômico ou molecular de um componente pode ser especificado com base na unidade de massa atômica por átomo ou massa por mol de material, sendo: 1u.m.a/átomo = 1g/mol Em um mol de qualquer substância temos: 6,02 x 10 23 átomos ou moléculas (nº Avogadro) Exemplo: Átomo de Ferro: Massa Atômica: 55,85 g/átomo ou 55,85 g/mol

6 Estrutura Nuclear O núcleo atômico é constituído por Nucleons (A), sendo N nêutrons e Z prótons. Os prótons são carregados positivamente e determinam o número de elétrons do átomo, uma vez que este é eletricamente neutro. Os nêutrons possuem praticamente a mesma massa dos prótons, mas não tem carga elétrica. Assim, prótons e nêutrons são chamados de nucleons. O número de nucleons de um átomo é dado por: A = Z + N, sendo chamado de número de massa. Z é o número de prótons ou número atômico. Os nucleons se movem com uma velocidade média de 30.000 km/s. A densidade nuclear tem um valor aproximado de  = 10 15 g/cm³. Notação Química A notação para representar um elemento químico é X, onde A é o número de massa e Z o número atômico. A Z

7 Radionuclídeos / Radioisótopos Um elemento químico pode ser constituído de diferentes isótopos estáveis e/ou instáveis. Quando os nuclídeos são instáveis, estes são chamados de radionuclídeos ou radioisótopos. Isótopos, Isóbaros e Isótonos A primeira observação da reprodução parcial da tabela de nuclídeos abaixo é de que existem diversos elementos que não são nuclearmente puros, ou seja, apresentam diferentes números de massa (A), com mesmo nº de prótons (=Z) conforme coluna horizontal. Estes são chamados de Isótopos. Assim, o mesmo elemento químico apresentará sempre o mesmo Z, o que o diferencia de outros elementos químicos, apesar de ter diferente nº de nêutrons. A segunda observação é de que existem diversos elementos com mesmo número de nêutrons, sendo chamados de isótonos (=N) e estão relacionados na coluna vertical. A terceira observação é de que existem diversos elementos com mesmo número de massa (=A) e estão relacionados na diagonal da reprodução.

8 MODELOS ATÔMICOS

9 Modelos Atômico de Bohr Precursor da mecânica quântica – modelo atômico de Bohr simplificado. Modelo atômico no qual os elétrons circulam ao redor do núcleo atômico em orbitais e a posição de qualquer elétron é mais ou menos bem definido em termos do seu orbital. Um importante princípio da mecânica quântica determina que os elétrons apresentam energias quantificadas e definidas. Um elétron pode mudar de energia, mas para isto deve mudar de nível absorvendo ou emitindo energia.

10 Modelo Mecânico-Ondulatório A teoria da Mecânica Quântica postula que o elétron não pode ser considerado como uma partícula que possui uma orbita com um raio definido. Existe a probabilidade de que o elétron seja encontrado em algumas posições. A localização do elétron e, então, melhor descrita como uma distribuição de densidade de probabilidade, que e também chamada de nuvem eletrônica. Fig. Comparação dos modelos de átomos de (a) Bohr e(b)mecânico ondulatório em termos de distribuição eletrônica. Callister

11 Números Quânticos Cada elétron em um átomo é caracterizado por números quânticos. As camadas eletrônicas são especificadas por um número quântico principal “n” que assume valores inteiros a partir da unidade. As camadas são designadas com letras K, L, M, N, O e assim por diante, que correspondem, respectivamente, por valores de “n” de 1, 2, 3, 4, 5,... O modelo de Bohr foi refinado pela mecânica ondulatória, dando origem a subcamadas dentro das camadas originais.

12 Distribuição Eletrônica Para a maioria dos átomos, os elétrons preenchem os estados eletrônicos de energias mais baixas nas camadas e subcamadas.

13 Elétrons de Valência Os elétrons de valência são aqueles que ocupam a camada mais externa. Os elétrons de valência participam na ligação atômica, de maneira a formar agrupamentos de átomos ou moléculas e muitas propriedades físicas e químicas estão baseadas nestes elétrons. Átomos como Neônio, Criptônio, Argônio são conhecidos pela configuração eletrônica estável, ou seja, os estados energéticos dentro da camada mais externa estão preenchidos com elétrons, totalizando oito elétrons. A exceção é o Hélio, que apresenta apenas dois elétrons 1s.

14 A tabela Periódica Todos os elementos tem sido classificados de acordo com a configuração eletrônica na tabela periódica. Nela, os elementos estão posicionados em ordem crescente de número atômico e em sete linhas horizontais chamadas de períodos. O arranjo dos elementos é tal que todos os elementos que estão na mesma coluna ou grupo apresentam similar estrutura dos elétrons de valência, assim como propriedades químicas e físicas. Estas propriedades alteram gradual e sistematicamente à medida que movem horizontalmente através de cada período. Os elementos posicionados no grupo 0, grupo mais à direita, são os gases inertes, que apresentam configurações eletrônicas estáveis e com as camadas eletrônicas preenchidas. Os elementos dos grupos VIIA e VIA apresentam falta de um e dois elétrons nas camadas respectivamente, em relação às estruturas estáveis. Os elementos do grupo VIIA (F, Cl, Br, I e At) são chamados de Halogêneos.

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16 Os metais alcalino e alcalino-terrosos (Li, Na, K, Be, Mg, Ca, etc) são posicionados nos grupos IA e IIA tendo, respectivamente, um e dois elétrons em excesso em relação às configurações estáveis. Os elementos dos três longos períodos IIIB até IIB são chamados de metais de transição, os quais possuem os estados eletrônicos d parcialmente preenchidos e, em alguns casos, um ou dois elétrons na próxima camada de mais elevada energia. Os grupos IIIA, IVA e VA (B, Si, Ge, As, etc) mostram características que são intermediárias entre os metais e não metais como resultados da estrutura dos elétrons de valência.

17 A maior parte dos elementos está classificada como metais. Estes são chamados elementos eletropositivos, indicando que são capazes de ceder os seus poucos elétrons de valência, se tornando íons carregados positivamente. Por outro lado, os elementos localizados à direita da tabela periódica são eletronegativos, ou seja, prontamente recebem elétrons formando íons carregados negativamente. Outras vezes estes elementos compartilham elétrons com outros tipos de átomos.

18 LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS

19 Forças e Energias de Ligação O entendimento de muitas propriedades físicas pode ser prevista pelo conhecimento das forças de ligação que mantém os átomos juntos. Uma abordagem simplificadora pode ser feita a partir da análise das ligações entre dois átomos desde uma proximidade grande até uma distância infinita. -em grandes distâncias as forças podem ser desconsideradas. - à medida que os átomos se aproximam exercem forças uns sobre os outros. Estas forças podem ser de atração ou de repulsão! E a magnitude depende da distância entre os átomos. -A força de atração depende do tipo de ligação e varia com a distância interatômica. -Quando a última camada de dois átomos começa a se sobrepor, surgem forças de repulsão. A força de ligação (F N ) é então a resultante entre a força de Atração e a de repulsão: F N = F A + F R

20 Quando existe equilíbrio entre as forças de atração e repulsão, a força resultante de ligação é zero. FA + FR = 0 Nesta condição, estabelece-se a distância interatômica de equilíbrio, ou r0. Neste caso, os centros do átomos estarão separados por uma distância r0. Para diversos átomos esta distância é de 3nm. Dependência entre a força de Atração, Repulsão e Força de Ligação.

21 Quando analisamos a Energia potencial ao invés da força, vemos que a distância de equilíbrio r0 é aquela que desenvolve a menor energia. Nesta condição, estabelece-se a Energia mínima E0 e representa a energia necessária para separar estes dois átomos até uma distância infinitamente grande. Dependência entre a Energia Potencial E conforme a variação da energia de Atração e Energia de Repulsão. Quando consideramos diferentes átomos e tipos de ligação química, temos curvas diferentes de energia resultante. Quando consideramos, por exemplo, uma deformação que envolve o distanciamento de átomos no regime elástico, podemos entender que o módulo de elasticidade de cada material será diferente, pela razão antes expostas.

22 Os tipos primários de ligação em sólidos são: Iônicas, Covalentes e Metálicas. Para cada um destes tipos, a ligação envolve os elétrons de valência e o tipo de ligação depende da estrutura eletrônica dos átomos. De forma geral, cada um destes tipos de ligação visam assumir estruturas eletrônicas estáveis como a dos gases nobres, com a última camada apresentando oito elétrons. Forças de origem secundária ou física são ainda encontradas em muitos materiais sólidos. Estas forças são mais fracas que os tipos de ligações principais e nenhuma influencia as propriedades físicas dos materiais. Ligações Primárias: Iônicas, Covalentes, Metálicas Ligações Secundárias: Van der Waals: Dipolo Induzido por Flutuação, Dipolo Induzido - Moléculas Polares, Dipolo Permanente.

23 Ligações Iônicas Uma das mais fáceis de descrever e visualizar. São sempre encontradas em compostos formados por metais e não-metais, situados horizontalmente nas extremidades da tabela periódica. Os átomos metálicos facilmente cedem os elétrons de valência aos elementos não-metálicos. Neste caso, os átomos das duas espécies adquirem a configuração estável ou tal como a dos gases inertes e ainda os átomos passam a ser ions.

24 Ligações Covalentes Nas ligações covalentes, a configuração estável é obtida pelo compartilhamento dos elétrons entre átomos adjacentes. Estes elétrons pertencerão a ambos. Este tipo de ligação aparece em não-metais como H2, Cl2, F2, H2O, HNO3, assim como em sólidos tais como o Diamante (Carbono), Silício, Germânio e compostos formados por elementos do lado direito da tabela periódico, como o Gálio-Arsênio, Índio-Antimônio e Carbeto de Silício.

25 Ligações Metálicas As ligações metálicas são encontradas nos metais e ligas metálicas. Os metais tem entre um e três elétrons de valência e dentro deste modelo, os elétrons de valência não estão ligados a um átomo específico e estão livres para o movimento entre os átomos que compõe o material, tal como uma nuvem eletrônica. Os elétrons que não são os de valência e os núcleos atômicos formam o que usualmente se chama de núcleos iônicos, com carga positiva igual em magnitude à carga total dos elétrons de valência por átomo.

26 Ligações Secundárias Van der Waals: Dipolo Induzido por Flutuação, Dipolo Induzido - Moléculas Polares, Dipolo Permanente. Van der Waals: As ligações secundárias de van der Waals ou ligações físicas, são fracas em comparação às ligações primárias, ficando na ordem de 10kJ/mol ou 0,1eV/átomo. Estas forças aparecem entre os átomos ou moléculas, entretanto, a sua presença é obscura quando existem ligações primárias de maior intensidade. As ligações secundárias são visualizadas entre átomos de gases inertes que apresentam estruturas eletrônicas estáveis e entre moléculas ligadas covalentemente.

27 Dipolo Forças de ligação secundária aparecem a partir de dipolos atômicos ou moleculares. Na prática, dipolos existem quando existe alguma separação de regiões positivas ou negativas em um átomo ou molécula. As ligações são o resultado de forças Coulombianas entre uma extremidade positiva e a extremidade negativa de uma molécula adjacente. Estas ligações podem ocorrer entre: - Dipolos Induzidos - Dipolos Induzidos e Moléculas Polares - Moléculas Polares Ligações Dipolo Induzidas por Flutuação Um dipolo pode ser criado em um átomo ou molécula que é eletricamente simétrica (a). A própria vibração atômica ou molecular pode induzir a criação de um dipolo instantâneo num átomo (b). Quando este desbalanço causa o mesmo efeito em um átomo vizinho, cria-se um dipolo, tipo de ligação de van der Waals.

28 Ligações Molécula Polar x Dipolo Induzido Momentos de Dipolo permanentes existem em algumas moléculas devido ao arranjo assimétrico dos íons positivos ou negativos. Tais moléculas são ditas Moléculas Polares (exemplo: HCl). Estas moléculas podem induzir dipolos em moléculas adjacentes não polares e uma ligação se formará como resultado das forças de atração entre as moléculas. Estas ligações desenvolverão magnitude de força maior que a de Dipolo Induzido por Flutuação.

29 Ligações Dipolo Permanente As ligações de van der Waals existirão entre moléculas polares adjacentes. O mais forte tipo de ligação secundária – a ligação do Hidrogênio – é um caso especial de ligação de molécula polar. Ocorre entre moléculas em que o Hidrogênio está Covalentemente ligado ao Flúor, formando a molécula HF, ao Oxigênio na água H2O e ao Nitrogênio na Amônia NH3. Em cada ligação H-F, H-O ou H-N, o único elétron do Hidrogênio é compartilhado com o outro átomo. Desta forma, a extremidade do Hidrogênio está carregada positivamente, como um próton desprotegido que fica circundado por elétrons. São as pontes de H formadas entre átomos negativos.

30 Ligações Atômicas e Propriedades

31 Ligações Atômicas e Propriedades – Características: Materiais com ligações iônicas apresentam: - Elevadas temperaturas de fusão, - Elevada Dureza e Fragilidade, - Isolantes Elétricos e Térmicos. Materiais com ligações Covalentes apresentam: a) ligações fortes como a do Diamante, que resultam em: - Elevadas temperaturas de fusão (3550ºC) e elevada Dureza, ou b) Ligações fracas como a do Bismuto, que resultam em: - Baixas temperaturas de fusão (270ºC). * Ambos são isolantes elétricos e térmicos.

32 Ligações Atômicas e Propriedades- Características Materiais com ligações Metálicas apresentam: - Temperaturas de fusão desde baixas até elevadas. - Baixa dureza e alta ductilidade, - Bons condutores elétricos e térmicos, como consequência dos elétrons livres. Materiais Moleculares com ligações de van der Waals / Hidrogênio apresentam: - Baixas temperaturas de fusão, - Baixa Dureza.

33 REFERÊNCIAS CALLISTER, W.D. Jr., Ciência e Engenharia de Materiais: Uma Introdução. 8ª ed., LTC, 2012, Rio de Janeiro.

34 FIM