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Ligações Atômicas em Sólidos: Tipos, Propriedades e Equilíbrios, Notas de estudo de Materiais

ESAMC - UberlândiaMateriais

Este documento aborda o tema de ligações atômicas em sólidos, explicando as interações entre átomos, as diferentes tipos de ligações (iónica, covalente e metálica), as propriedades relacionadas como pontos de fusão e rigidez, e as interações secundárias ou de van der waals.

O que você vai aprender

  • Quais são as principais propriedades de um material relacionadas às suas ligações atômicas?
  • Quais são os tipos de ligações que podem ser observados em sólidos?
  • Qual é a diferença entre uma ligação iônica e uma ligação covalente?
  • Explique como a interação entre dois átomos leva a uma condição de máxima estabilidade local.
  • Como as interações secundárias ou de van der Waals se diferenciam das ligações primárias?

Tipologia: Notas de estudo

2022

Compartilhado em 07/11/2022

Brasilia80
Brasilia80 🇧🇷

4.5

(73)

219 documentos

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Tópico 3 –Ligações
Atômicas em Sólidos
Prof. Romis Attux –DCA/FEEC/UNICAMP
Primeiro Semestre / 2017
Obs.: O conteúdo dos slides se baseia fortemente
no livro texto [Callister]. As figuras são do
material de apoio oferecido pela editora.
EE410 - Turma A - Prof. Romis Attux
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Baixe Ligações Atômicas em Sólidos: Tipos, Propriedades e Equilíbrios e outras Notas de estudo em PDF para Materiais, somente na Docsity!

Tópico 3 – Ligações

Atômicas em Sólidos

Prof. Romis Attux – DCA/FEEC/UNICAMP Primeiro Semestre / 2017 Obs.: O conteúdo dos slides se baseia fortemente no livro texto [Callister]. As figuras são do material de apoio oferecido pela editora.

Prelúdio

  • Muitas das propriedades dos materiais só podem ser compreendidas a partir de uma análise das interações entre seus átomos.
  • Fundamentalmente, uma ligação entre dois átomos ocorre porque a interação entre eles leva a uma condição de máxima estabilidade local.
  • Imaginemos dois átomos a uma distância infinita um do outro. Eles virtualmente não interagem e permanecem em suas configurações próprias. Aproximando-se, começam a surgir interações atrativas e repulsivas, cuja magnitude depende da distância entre eles.
  • Quando a força atrativa equilibra a força repulsiva, ocorre uma situação de equilíbrio. Os átomos se ligam, define-se uma determinada distância entre eles e também há uma energia de ligação associada. Perturbações “de pequena magnitude” nos átomos não permitirão a quebra dessa condição estável.

Sólidos

  • Embora tenhamos tratado apenas do caso com dois átomos, também são atingidos estados de equilíbrio para sistemas com múltiplos átomos. Por vezes, é mesmo de praxe continuar a pensar em interações par a par.
  • A energia de ligação decorrente define propriedades como o ponto de fusão do material. Uma maior energia tende a produzir um maior ponto de fusão do sólido. Pensando numa “temperatura ambiente”, gases tendem a existir no caso de pequenas energias de ligação e líquidos no caso de energias intermediárias.
  • A rigidez de um material, por outro lado, depende bastante da forma pela qual as forças envolvidas variam com a distância interatômica. Materiais mais rígidos tendem a ter uma maior variação de força em torno da distância de equilíbrio e o contrário ocorre para materiais mais flexíveis.
  • Materiais com mínimos de energia profundos e estreitos tendem a ter baixa expansão térmica, e alterações pequenas de dimensão com a temperatura.

Exemplo – Temperatura de Fusão (T

m

r o

r

Energy

larger T

m

smaller T

m

Ligação Iônica

  • A ligação iônica pode ser compreendida de maneira bastante intuitiva. Ela envolve elementos metálicos e não-metálicos, ou seja, une os extremos direito e esquerdo da tabela periódica.
  • Basicamente, os átomos eletropositivos têm a tendência de “perder” seus elétrons de valência para os elementos eletronegativos. Nesse processo, atinge-se uma configuração de equilíbrio do tipo “gás nobre”. Os átomos envolvidos passam a ser interpretados como íons.
  • Vejamos o caso do cloreto de sódio (NaCl). Pode-se vislumbrar o pas de deux dos átomos como se o íon Na + tivesse atingido uma configuração estável similar à do neônio e o íon Cl - uma configuração análoga à do argônio. A atração entre os íons pode ser vista como sendo uma atração coulombiana.

Ligação Iônica - Ilustração

Na (metal)

unstable

Cl (nonmetal)

unstable

electron

Coulombic

Attraction

Na (cation)

stable

Cl (anion)

stable

Ligação Iônica

  • A ligação iônica não possui caráter direcional, ou seja, a magnitude da ligação é igual em todas as direções ao redor do íon. Isso faz com que materiais com esse tipo de ligação sejam estáveis graças a um arranjo tridimensional em que íons positivos possuem como vizinhos íons negativos (e vice-versa). Muitas cerâmicas se caracterizam por ligações dessa sorte.
  • As energias de ligação variam entre 600 e 1500 kJ/mol ( 3 e 8 eV/átomo), sendo consideradas relativamente grandes, suscitando pontos de fusão elevados. Os materiais são duros e quebradiços e conduzem mal eletricidade e calor (veremos mais adiante o porquê).

Ligação Iônica – Tabela Periódica

NaCl

CsCl

CaF 2

Ligação Covalente - Ilustração

shared 1 s electron from 2nd hydrogen atom

H

H

2 shared 1 s electron from 1st hydrogen atom

H

Ligação Covalente

  • Essa ligação também ocorre em sólidos elementares, como o diamante (carbono), silício, germânio e outros entes do lado direito da tabela periódica.
  • O número de ligações covalentes realizadas por um átomo depende do número de elétrons de que necessita para completar o “octeto” que caracteriza a configuração estável análoga à de um gás nobre. Assim, o cloro, com 7 elétrons de valência, realiza uma única ligação covalente, enquanto o carbono, com 4 elétrons de valência, realiza 4 ligações para formar, por exemplo, o diamante.
  • Há ligações covalentes extremamente fortes (como no caso do diamante, com ponto de fusão maior que 3500 o C), e ligações bem mais fracas, como no caso do bismuto ( 270 o C).
  • Os polímeros fornecem exemplos interessantes desse tipo de ligação. Eles são formados por longas cadeias de carbono, aos quais se ligam também outros átomos.

Ligações Secundárias ou de van der Waals

  • Ligações secundárias, ou de van der Waals, ou físicas (em contraposição ao caráter químico das ligações anteriormente vistas) são ligações fracas em comparação com as ligações primárias. Elas existem entre virtualmente todos os átomos, mas são muitas vezes obscurecidas pelas ligações mais fortes.
  • Elas se destacam no âmbito dos gases nobres ou em moléculas compostas de ligações covalentes.
  • Essas ligações surgem a partir de estruturas de dipolo atômicas ou moleculares. A ligação surge da atração coulombiana entre a parte positiva e a parte negativa do dipolo.
  • As ligações surgem entre dipolos induzidos, entre dipolos induzidos e moléculas polares ou entre moléculas polares. A ligação (ou ponte) de hidrogênio ocorre entre moléculas que têm o hidrogênio como constituinte.

Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes

  • Num átomo com distribuição simétrica, pode-se induzir um dipolo por distorções de curta duração induzidas pela flutuação dos elétrons. Um dipolo desse tipo, por sua vez, pode induzir uma flutuação num átomo adjacente, que também se torna um dipolo. O mesmo pode ocorrer para moléculas. Esse é um tipo de ligação de van der Waals, que pode ocorrer de maneira intermitente num grande número de átomos ou moléculas.
  • A liquefação e até mesmo solidificação de átomos e moléculas inertes se explica por esse tipo de interação. As ligações são fracas, de modo que os pontos de fusão e ebulição são extremamente baixos.

Ligação entre Molécula Polar e Dipolo

Induzido

  • Uma molécula polar possui momentos de dipolo permanentes em virtude de assimetrias das partes positivas e negativas. O cloreto de hidrogênio é um exemplo disso. Uma molécula desse tipo pode induzir a formação de um dipolo e gerar uma ligação mais forte que a dipolo-dipolo.

Ligação de Dipolo Permanente

  • As forças de van der Waals também podem ocorrer entre moléculas com momento de dipolo permanente.
  • O tipo mais forte de ligação secundária, a de hidrogênio, é um exemplo. Ela ocorre quando o hidrogênio se liga covalentemente ao flúor, ao oxigênio ou ao nitrogênio. Para cada ligação H – F, H – O ou H – N, o elétron é compartilhado pelo hidrogênio com outro átomo. O restante do átomo, virtualmente um próton, pode atrair com certa força a extremidade negativa de uma molécula adjacente, ou seja, esse próton forma uma ponte entre duas moléculas adjacentes.
  • Essa ligação, como dissemos, é proporcionalmente forte, e as temperaturas de fusão e ebulição do fluoreto de hidrogênio e da água são altas por esse motivo.