Ciência dos Materiais

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1 Ciência dos Materiais Professor: Athos H. Plaine

2 A VALIAÇÃO P ROVA 1 (1/3 DA NOTA ): 17/01 P ROVA 2 (1/3 DA NOTA ): 24/01 P ROVA 3 (1/3 DA NOTA ): 31/01 B IBLIOGRAFIA CALLISTER J R, W. D. C IÊNCIA E ENGENHARIA DE MATERIAIS : UMA INTRODUÇÃO. 7. ED. SHACKELFORD, J. F. I NTRODUCTION TO MATERIALS SCIENCE FOR ENGINEERS. 7. ED.

3 Ciência dos Materiais Aula 1 - Estrutura e Ligação Atômica

4 I NTRODUÇÃO Os materiais são formados por átomos ou íons, os quais precisam se ligar para dar coesão aos materiais. Chama-se de ligação química o fenômeno em que um átomo se liga a outro pelo abaixamento da energia total do sistema

5 E STRUTURA A TÔMICA Cada átomo é composto por: – Núcleo → prótons e nêutrons. – 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 -19 C. As massas são muito pequenas: – Prótons e nêutrons possuem massas quase iguais e que valem 1,673 x 10 -27 kg e 1,675 x 10 -27 kg. – Elétrons tem massa igual a 9,1095 x 10 -31 kg. Cada elemento é caracterizado: – Pelo seu número atômico (Z) → número de prótons dentro do núcleo. – Pela sua massa atômica (A) → soma do número de prótons e do número de nêutrons dentro do núcleo.

6 E STRUTURA A TÔMICA Isótopos: átomos com o mesmo número de P ( 8 O 16, 8 O 17, 8 O 18 ); Isóbaros: átomos com o mesmo número de A ( 19 K 40, 20 Ca 40 ); Isótonos: átomos com mesmo número de N ( 17 Cl 37, 20 Ca 40 ). Exemplos: 1) Determine o número atômico e o número de massa de um átomo com 22 elétrons e 26 nêutrons? 2) Para cada átomo abaixo determine seu número de prótons, elétrons e nêutrons:

7 E STRUTURA A TÔMICA

8 Há uma interação eletroestática entre núcleo e elétrons que mantém os elétrons em orbita. Essas órbitas são estáveis, com energia predeterminada. Quando um elétron muda repentinamente de órbita, ele varia sua energia mecânica total em quantidades de energia fixas, absorvendo (aumento de energia) ou emitindo fótons (abaixamento de energia). E STRUTURA A TÔMICA : M ODELO DE B OHR

9 Energia do elétron do hidrogênio nos níveis de energia permitidos com a equação de Bohr: E = - 13,6 / n 2 eV (n = 1, 2, 3, 4, 5,...) E STRUTURA A TÔMICA : M ODELO DE B OHR

10 E STRUTURA A TÔMICA : M ODELO M ECÂNICO -O NDULATÓRIO Verificou-se que eventualmente o modelo atômico de Bohr tinha algumas limitações significativas por causa as sua incapacidade de explicar vários fenômenos envolvendo elétrons No modelo mecânico ondulatório, considera-se que o elétron exibe características tanto de onda quanto de partícula. Nesse novo modelo, o elétron não é tratado como uma partícula que se move em órbita discreta. A posição do elétron é considerada como a probabilidade do elétron estar em vários locais ao redor do núcleo A posição, então, é descrita por uma distribuição de probabilidade.

11 E STRUTURA A TÔMICA : M ODELO M ECÂNICO -O NDULATÓRIO Comparação Modelo Bohr x Modelo Mecânico –Ondulatório

12 E STRUTURA A TÔMICA : M ODELO M ECÂNICO -O NDULATÓRIO 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) (distância da órbita ao núcleo do átomo) – n = 1, 2, 3, 4, 5,… (ou K, L, M, N, O,.…) Número quântico secundário (l) (formato da orbita)→ subcamadas s, p, d, f,… – l = 0, 1, 2, 3, 4,…, (n -1) Número quântico orbital magnético (ou terceiro) m l (posição da órbita) – m l = - l, (- l +1),…, (l - 1), l Número quântico de spin (rotação) → m s = -1/2, +1/2.

13 N ÚMEROS QUÂNTICOS

14 D ISTRIBUIÇÃO DE ENERGIA NAS CAMADAS ATÔMICAS Cada subcamada s, p, d, f pode ter somente 2, 6, 10 e 14 elétrons respectivamente. Nem todos os estados possíveis são preenchidos com elétrons. Para muitos átomos, os elétrons preenchem os estados possíveis de energia mais baixo. Dê a configuração eletrônica para o Ca (Z=20) e Fe (Z = 26).

15 D ISTRIBUIÇÃO DE ENERGIA NAS CAMADAS ATÔMICAS

16 E LÉTRONS DE VALÊNCIA São aqueles que ocupam a camada mais externa. Eles participam na ligação entre os átomos para forma agregados atômicos e moleculares. Muitas das propriedades físicas e químicas de sólidos estão baseadas nestes elétrons de valência. Muitos átomos possuem configurações eletrônicas estáveis. Isto é, a camada mais externa está totalmente preenchida. Átomos de alguns elementos que possuem camadas de valência não preenchidas se tornam estáveis ganhando ou perdendo elétrons para formar íons ou pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos.

17 1 2 3 4 5 6 7 s1s1 s2s2 p1p1 p2p2 p3p3 p4p4 p5p5 p6p6 d1d1 d2d2 d3d3 d4d4 d5d5 d6d6 d7d7 d8d8 d9d9 d 10 T ABELA P ERIÓDICA

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19 Muitos elementos se incluem na classificação de metal. Eles são denominados elementos eletropositivos (grau de intensidade com que um átomo perde elétrons) os quais são capazes de fornecer os poucos elétrons tornando-se íons carregados positivamente. Os elementos situados à direita da tabela são eletronegativos (grau de intensidade com que um átomo atrai elétrons, capturando-os). Eles aceitam elétrons para formar íons carregados negativamente ou algumas vezes eles compartilham elétrons com outros átomos. T ABELA P ERIÓDICA

20 L IGAÇÕES Q UÍMICAS : F ORÇAS E E NERGIAS DE L IGAÇÃO Os princípios de ligação atômica são melhores ilustrados considerando a interação entre dois átomos isolados à medida que eles são colocados em proximidade um do outro a partir de uma distância infinita de separação entre eles. Estas forças são de dois tipos: atração e repulsão. A magnitude de cada uma é função da separação ou distância interatômica. Força de atração (F A ) depende do tipo particular de ligação que existe entre dois átomos. Sua magnitude varia com a distância. Força de repulsão (F R ) se origina da superposição da camada mais externa. F L = F R + F A A força resultante (F N ) é a soma das duas forças.

21 L IGAÇÕES Q UÍMICAS : F ORÇAS E E NERGIAS DE L IGAÇÃO No estado de equilíbrio a força líquida é nula. Os centros de dois átomos permanecerão separados por uma distância de equilíbrio (r o ). Uma vez na posição, os dois átomos reagirão com ação oposta a qualquer tentativa de separá-los ou de aproximá-los. Energia de ligação (E 0 ): corresponde a energia no ponto mínimo da curva. A energia de ligação representa a energia necessária para separar estes dois átomos até uma distância infinita.

22 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Três tipos de ligação química são encontradas em sólidos: iônica, covalente e metálica. A ligação envolve os elétrons de valência. Em geral, cada uma destes tipos de ligação surge a partir da tendência dos átomos de assumir estruturas eletrônicas estáveis, tais como aquelas dos gases nobre. Ligação Iônica É sempre encontrada em compostos que são constituídos de ambos elementos metálicos e não-metálicos. Envolve a transferência de elétrons de um átomo para outro. No processo de união, todos os átomos adquirem configuração de gás nobre ou estáveis e adicionalmente carga elétrica, tornando-se íons. O cloreto de sódio é um material iônico clássico.

23 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Iônica  Resulta da atração mútua entre íons positivos e negativos (cátions e ânions)

24 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Iônica Ligação Iônica – Na - Cl

25 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Iônica A ligação iônica é não-direcional. Cada íon positivo atrai todos os íons negativos vizinhos e vice-versa, de modo que, num grande agregado de íons, cada íon tende a ser rodeado por tantos íons de sinal oposto quantos podem tocá-lo simultaneamente. Arranjo geométrico dos íons num sólido iônico depende da relação de raio (r/R) entre o raio menor e do maior (número de coordenação NC).

26 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Iônica Exercício: Determine o arranjo atômico para óxidos cerâmicos: Al2O3, CaO e SiO2 Dado: r Al3+ = 0,057 nm, r Ca2+ = 0,160 nm, r Si2+ = 0,039 nm, r O2- = 0,132nm

27 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Covalente Na ligação covalente, elétrons são compartilhados com átomos adjacentes ( hidrogênio, ametais e semimetais ), de tal modo que cada átomo fica com uma configuração eletrônica de gás nobre A ligação resultante é direcional e de grande intensidade. Pequena diferença de eletronegatividade entre os elementos. O número de ligações covalentes permitida para um determinado átomo é especificada pela quantidade de elétrons de valência. Para N’ elétrons de valência, o átomo pode se ligar de maneira covalentemente com no máximo (8 – N’) outros átomos. Por exemplo, para o átomo de cloro, N’=7 e 8-7=1, o que significa que um átomo de cloro pode se ligar apenas com apenas um átomo, (Cl 2 ).

28 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Covalente Ligação Covalente – Cl - Cl

29 L IGAÇÕES Q UÍMICAS Ligação Metálica Envolve o compartilhamento de elétrons e é não-direcional. Nesse caso, os elétrons de valência são divididos com todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e assim eles estão livres O que mantém os átomos unidos em um metal é a atração elétrica entre o conjunto dos elétrons praticamente livres e o conjunto dos cátions. Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade (apresentam no máximo 3 elétrons de valência)