MATERIAIS ELÉTRICOS Aula 03 2016.

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1 MATERIAIS ELÉTRICOS Aula 03 2016

2 Números quânticos   Os elétrons que circundam o núcleo do átomo não têm todos, o mesmo nível energético, sendo assim distribuídos em vários níveis, com propriedades energéticas diferentes : Níveis ou Camadas de Energia maior a energia

3 Números quânticos Os chamados números quânticos são usados para demonstrar a posição dos elétrons nos orbitais. São eles:  n: número quântico principal  ℓ: número quântico azimutal ( ou secundário) m1: número quântico magnético  ms: número quântico spin

4 Estes níveis são representados pelos números inteiros correspondentes a:
K = 1 s elétrons s2 L = s p elétrons s2 p6 M = 3 s p d 18 elétrons s2 p6 d10 N = s p d f 32 elétrons s2 p6 d10 f14 O = s p d f g 32 elétrons s2 p6 d10 f14 P = s p d f g h 18 elétrons s2 p6 d10 Q = s p d f g h i elétrons s2 p6 Número Quântico Principal (n): também conhecido como nível energético. Maior Energia

5 Níveis ou Camadas de Energia
..... Níveis ou Camadas K,L,M,N,O,P,Q maior a energia

6 Maior Energia

7 Número Quântico Azimutal(ℓ) ou Número Quântico Secundário .
É comumente conhecido como subnível energético e representado pelas (“s, p, d, f,”...),  Sendo : s: sharp p: principal d: difuse f: fundamental Diagrama de Níveis e Subníveis de Energia

8 Ordem de preenchimento dos subníveis
L N K Diagrama de Pauling 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ...

9 Ordem de preenchimento dos subníveis
Linus Pauling Diagrama de Pauling 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ... Maior Energia

10 Os subníveis energéticos são formados por orbitais, que comportam 2 elétrons com spins opostos segundo o Princípio da exclusão de Pauli. s² = 1 orbital e 2 spins p6 = 3 orbitais e 6 spins d10 = 5 orbitais e 10 spins f14 = 7 orbitais e 14 spins

11 número quântico principal e número quântico secundário
Diagrama de Pauling fornece a ordenação dos níveis e subníves 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ...

12 s,p,d,f número quântico principal e número quântico azimutal
( ou secundário) K, L, M, N .... ou 1,2,3,4.... 2,6,10,14 s,p,d,f Diagrama de Pauling 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ...

13 Número Quântico Magnético ( m ou ml ):  
O número quântico magnético se relaciona com a orientação dos orbitais. Os orbitais da direita tem valor (+) e os da esquerda valor (-). O termo magnético é relativo ao fato de que os orbitais de uma dada subcamada possuem diferentes energias quantizadas, na presença de um campo magnético. O valor deste número quântico oferece informações a respeito da orientação de um orbital no espaço. subcamada s apresenta valor zero, subcamada p pode assumir valores no intervalo de –1 a +1, , 0, +1 subcamada d,  valores de –2 a , -1, 0, +1, +2 subcamada f , valores de –3 a , -2, -1, 0, +1, +2, +3

14 orientação de um orbital no espaço
Número Quântico Magnético ( m ou ml )

15 Por exemplo, utilizando o subnível f que possui um maior número de orbitais, temos:

16 ***Lembrar que : De acordo com o Princípio da exclusão de Pauli, em um orbital atômico podemos ter no máximo 2 elétrons com rotações em sentido contrário ( spins opostos ) . Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo orbital porque a atração magnética é maior que a repulsão elétrica. Maior Energia

17 ↑ Para cima é positivo Ms=+½(meio) ↓ Para baixo é negativo Ms=-½(meio)
Número Quântico Spin (ms ou Ms) O quarto número quântico, denominado muitas vezes apenas de spin, representa o eixo de rotação do elétron no orbital. Possui valor de +1/2 e –1/2, sendo atribuído ao primeiro uma rotação em sentido anti-horário e ao segundo em sentido horário. ↑ Para cima é positivo  Ms=+½(meio) ↓ Para baixo é negativo  Ms=-½(meio)

18 Os 2 elétrons permanecem juntos num mesmo orbital porque a atração magnética é maior que a repulsão elétrica.

19 Exemplo: distribuição eletrônica para um átomo de Cloro
Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição é 17, Átomo de Cloro Cl (número atômico 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  ou  1s2  2s2 2p6  3s2 3p5 K=2, L=8 e M=7 elétrons ( camada mais energética ou camada de valência ) K L M K L M Maior Energia

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21 Para os íons, visto que íons são átomos que possuem carga e são subdividos em :
Cátions – átomos que perderam elétrons   (+) Ânions – átomos que ganharam elétrons  (-) Exemplo: Para o íon Cloreto Cl-1 ( para o ânion cloreto, passa a ser de 18 elétrons por que ele ganha 1 elétron 17 +1 ): 1s2  2s2 2p6  3s2 3p6  ou  1s2   2s2 2p6  3s2 3p K=2, L=8 e M=8 elétrons Maior Energia

22 4-Ligações Químicas

23 Ligações Químicas covalente metálica
Fundamentalmente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria:  forças intermoleculares, isto é, entre moléculas  forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As forças intramoleculares são as chamadas  ligações químicas, que podem ser do tipo : iônica covalente metálica

24 As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem moléculas ou no caso de ligações iônicas ou metálicas, aglomerados atômicos organizados de forma a constituírem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos ( Ver Tabela Periódica dos Elementos ). Os átomos destes elementos químicos ao se unirem, formam a grande diversidade de substâncias químicas.

25 Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos

26 Regra do octeto Os átomos se ligam de forma a buscarem completar esses oito elétrons; especificamente ao completar suas camadas externas. Exceções para essa regra :  Hidrogênio (H) que se estabiliza com dois elétrons na última camada. O Helio (He) que é estável com 2 elétrons. Um grande número de elementos químicos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa.

27 Como exemplo da regra do octeto :
Átomo de Carbono ( C ), que é tetravalente ,pode realizar quatro ligações. Além do Carbono( C ) , todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica ( Si , Ge, Sn, Pb ), também são tetravalentes. C(6) : 1s2 2s2 2p2 O(8) : 1s2 2s2 2p4 Molecula de CO2 (dióxido de Carbono) A regra do octeto termina com 8 elétrons em sua ultima camada para todos os gases nobres, exceto o hélio(He), que termina com 2.

28 A- Ligações Iônicas (ou Eletrovalentes)
Ligações Iônicas : tipo de ligação química baseada na atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas opostas.

29 Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal,( necessidade de pouca energia para remover um elétron ). Para os  não-metais, a grande tendência é ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica.

30 Assim,os dois íons formados, cátion (+) e ânion (-), se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica.

31 Exemplo : Configuração Eletrônica do Lítio  (Li) e do Fluor (F): O Lítio (Li)(3), tem um elétron em sua última camada (camada de valência ), mantido com pouca dificuldade porque sua energia de ionização é baixa. 1s2 2p1 O Fluor (F)(9), possui 7 elétrons em sua camada de valência. 1s2 2s2 2p5

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33 ( 8 elétrons na última camada ).
Quando um elétron se move do Lítio para o Fluor, cada íon adquire a configuração estável ( 8 elétrons na última camada ). Átomo de Lítio (Li) (3) 1s2 2p1 Átomo de Flúor (F) (9) 1s2 2s2 2p5

34 Exemplo: Cloreto de Sódio ( Sal de cozinha ) NaCl Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de Sódio (Na) (11) e Cloro (Cl) (17), as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma:  Na -> K = 2; L = 8; M = 1 Cl  -> K = 2; L = 8; M = 7

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36 Na -> K = 2; L = 8; M = 1 Cl  -> K = 2; L = 8; M = 7 O Sódio (Na) possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável com 8 elétrons na 2ª camada (camada L). O Cloro(Cl) possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável.

37 No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo. Os átomos se aproximam e ocorre a transferência de um elétron do Sódio para o Cloro, ficando os dois íons com 8 elétrons na ultima camada :

38 Não existem moléculas nos sólidos iônicos. .
O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa

39 1s2 2s22p6 3s23p5 1s2 2s22p6 3s23p6 1s2 2s22p6 3s1 1s2 2s22p6

40 Características dos compostos iônicos:
Apresentam forma (cristalina) definida; são sólidos nas condições ambientes; Possuem elevado ponto de fusão e elevado ponto de ebulição; Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos

41 Célula unitária de um cristal de sal (NaCl).
(observar a ordenação dos átomos) Com base na estrutura cristalina , é possível entender a razão dos sólidos cristalinos serem construídos a partir da repetição, no espaço, de uma estrutura elementar denominada célula unitária .

42 Redes de Bravais.(Bravais Lattice )
A partir das células unitárias, e levando em conta os eixos de simetria e a posição do centro geométrico de cada elemento do cristal, é possível descrever qualquer cristal com base em diagramas designados por Redes de Bravais.(Bravais Lattice ) ) Auguste Bravais ( )

43 Rede de Bravais Triclínico Monoclínico Ortorrômbico
Sistema de cristalização Rede de Bravais Triclínico Monoclínico Centrado Simples Ortorrômbico Centrado no volume Centrado na base Centrado na face Simples

44 Romboédrico ou trigonal
Sistema de cristalização Rede de Bravais Hexagonal Romboédrico ou trigonal Tetragonal Centrado no volume Simples Cúbico ou isométrico Centrado no volume Centrado na face Simples

45 Um material cristalino é aquele nos quais os átomos se repetem num arranjo periódico em longas distâncias atômicas. A maioria dos materiais de interesse em tecnologia tem arranjos atômicos que se repetem nas três dimensões de uma unidade básica. Célula unitária Cristal Cristal Célula unitária

46 Tais estruturas são denominadas cristais.
Todos os metais, muitos materiais cerâmicos e até certos polímeros, formam estruturas cristalinas sob condições normais de solidificação

47 Cristal de Bismuto Cristal de Ametista Cristal de Quartzo SiO2 Cristal de Gelo Cristais de Cobre

48 B - Ligações Covalentes ou Moleculares
Ligação covalente (ou molecular) é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste caso, um átomo adquire o oitavo elétron na camada de valência compartilhando elétrons com um átomo adjacente. molécula de ácido clorídrico HCl compartilhando elétrons

49 Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras Elétrons compartilhados entre átomos próximos . . . . . . . . Elétrons compartilhados entre átomos próximos Elétron do hidrogênio Elétron do Oxigênio Molécula de metano CH4 Cristal de Silício

50 A ligação covalente ( sempre entre dois átomos não metálicos) forma os compostos de natureza molecular, de modo a constituir uma molécula de natureza: H20 O2 a)polar (ligação entre dois átomos diferentes) CO2 b)apolar (entre dois átomos iguais).

51 Características dos compostos moleculares
Podem ser encontrados nos três estados físicos. Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos. Quando puros, não conduzem eletricidade

52 Características dos compostos iônicos:
Apresentam forma (cristalina) definida; são sólidos nas condições ambientes; Possuem elevado ponto de fusão e elevado ponto de ebulição; Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos

53 Assim é formada, por exemplo, uma molécula de água H2O.
O Hidrogenio (H), necessita de dois elétrons para ficar estável assim, irá compartilhar seu elétron com o Oxigenio (O). O Oxigenio (O), ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um átomo de H , que vai compartilhar seu elétron com o Oxigenio, estabilizando-o.

54 Resumindo :

55 C- Ligações metálicas ( metal + metal)
A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, átomos de alta eletropositividade (tendência a doar elétrons). Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino..

56 Na Ligação Metálica, os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos metálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura da matéria formada, sendo esta a responsável pelas propriedades físicas e químicas da matéria constituída.  Núcleo (+) Nuvem eletrônica

57 Se um átomo apresenta elétrons de valência, estes podem ser removidos com relativa facilidade, enquanto que os demais elétrons são firmemente ligados ao núcleo. Isto origina uma estrutura formada por íons positivos e elétrons “livres”

58 Metais apresentam uma estrutura formada por íons positivos e elétrons “livres”
Nuvem de elétrons que não pertencem a nenhum íon Íons + que pertencem na estrutura do metal ìons Elétrons livres nuvem eletrônica Elétrons livres nuvem eletrônica ìons

59 A ligação metálica é aquela que se estabelece entre os átomos num metal sólido ou numa liga metálica.  Nestes metais, considera-se que os átomos se encontram ionizados, ocupando os íons positivos posições regularmente dispostas na rede cristalina. 

60 Como os metais possuem baixa energia de ionização, os seus elétrons mais externos (elétrons de valência), também designados por elétrons livres, são atraídos simultaneamente pelos núcleos dos átomos vizinhos, podendo mover-se livremente ou quase livremente através do cristal. .

61 Este modelo pressupõe que cada átomo possa colocar os seus elétrons de valência à disposição dos outros átomos, não se mantendo os elétrons permanentemente ligados ao átomo de origem Nuvem eletrônica Núcleo (+) Nuvem eletrônica Núcleo (+)

62 Esta força de ligação, consiste então, na atração eletrostática entre os íons positivos do metal e os elétrons. . Deste modo forma-se uma nuvem eletrônica A existência de elétrons livres dá origem a excepcional condutividade elétrica (e térmica!) dos metais. Quanto maior for o número de elétrons livres por cada átomo metálico, mais forte será a ligação metálica.

63 É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes.
Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções.

64 Porem, sob a ação de um campo elétrico externo, as cargas
Por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal. Porem, sob a ação de um campo elétrico externo, as cargas ( elétrons ) se orientam, formando um movimento ordenado : Corrente elétrica Corrente elétrica

65 Leitura Complementar :
Constante de Planck

66 Constante de Planck A constante de Planck, representada por  h, é uma das constantes fundamentais da Física. Tem um papel fundamental na Mecânica quântica, aparecendo sempre no estudo de fenômenos em que a explicação por meio da mecânica quântica é relevante. Tem o seu nome em homenagem a Max Planck, um dos fundadores da Teoria Quântica. Seu valor é de aproximadamente: h =6, x J.s ,ou, com eV ( eletron-volt ) como unidade de energia: h =4, x eV.s ,ou, ainda, no sistema CGS: h =6, x erg.s

67 Constante reduzida de Planck, ħ
Em algumas equações de física, tal como a equação de Schrödinger, aparece o símbolo ,ħ que é apenas uma abreviação conveniente para ,h/2p chamada de constante reduzida de Planck, ou para alguns, constante de Dirac, diferindo da constante de Planck pelo fator 2p. Consequentemente: ħ = h/2p = 1,054571x J.s= 6, x eV.s