Aula 2 - Ligações 2

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Ciência dos Materiais
Aula 2
Ligações
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.5.1 Introdução
O tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do material.
Por exemplo, o carbono pode existir na forma de grafite que é mole, escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente duro e brilhante. Essa enorme disparidade nas propriedades começa pelo tipo de ligação química do carbono em cada um dos casos.
Importância
LIGAÇÕES QUÍMICAS EM MATERIAIS SÓLIDOS
2.5.1 Introdução
Para um elemento adquirir a configuração estável de 8e- na última camada ele pode:
(1) receber e- extras		 
(2) ceder e-
(3) compartilhar e-		associação entre átomos
				Iônicas
Ligações Primárias 		Covalentes
				Metálicas
formando íons + ou -
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Iônica
Os elétrons de valência são transferidos entre átomos produzindo íons;
Forma-se com átomos de diferentes eletronegatividades (alta e baixa) ;
A ligação iônica não é direcional, a atração é mútua;
A ligação é forte= 150-300 Kcal/mol (por isso o PF dos materiais com esse tipo de ligação é geralmente alto).
2.5.2 Ligações iônicas
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Forças atrativas eletrostáticas entre os átomos: não-direcional 		átomos no material iônico: 	todos os íons positivos têm como vizinho mais 				próximo íons negativos	forças atrativas 								iguais em todas as 							direções
A magnitude da força obedece a Lei de Coulomb
Forças atrativas
r é a distância interatômica
z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons
e é a carga do elétron (1,602x10-19 C)
0 é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m)
2.5.2 Ligações iônicas
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.5.2 Ligações iônicas
Em resumo:
Atração mútua de cargas + e -
Envolve o tamanho de íons
Elementos menos eletronegativos: cedem e-		cátions
Elementos mais eletronegativos: recebem e-		ânions	
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.5.2 Ligações iônicas
Propriedades de compostos iônicos
 Os íons em um sólido iônico são ordenados na rede, formando uma forte atração elétrica entre eles
 Sais e óxidos metálicos são tipicamente compostos iônicos. 
 A forte ligação é responsável por:
 Elevada dureza (se frágil)
 Elevado pontos de fusão e ebulição
 Cristalinos sólidos a Tambiente
 Podem ser solúveis em água
 Os sólidos cristalinos não conduzem eletricidade, pois os íons não estão livres para mover-se e transportar corrente elétrica. 
 Compostos iônicos fundidos ou dissolvidos em água serão condutores de eletricidade, pois como partículas iônicas estão livres.
2-5 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
A distância entre 2 átomos é determinada pelo balanço das forças atrativas e repulsivas
As forças atrativas variam com o quadrado da distância entre os 2 átomos
As forças repulsivas variam inversamente proporcional a distância interatômica
Quando a soma das forças atrativas e repulsivas é zero, a distância entre os átomos está em equilíbrio.
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.2 Comprimento de ligação
Energia de ligação
Ponto de equilíbrio
Raios de ligação
É a soma das forças atrativas e repulsivas entre os átomos
No ponto de equilíbrio a soma das duas forças é zeroFresultante = 0
Quando os átomos se aproximam as forças de atração e repulsão aumentam (mas as forças de repulsão aumentam bem mais)
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.3 Força de ligação
Fatração= - Z1Z2e2
	 40a2
Frepulsão = - nb
	 an+1
Fresultante= - Z1Z2e2 - nb 		 40a2 an+1
Fatração > Frepulsão
Fatração < Frepulsão
Inclinação da curva no ponto de equilíbrio força necessária para separar os átomos
Corresponde ao módulo de elasticidade (E) que é a inclinação da curva  x 
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.3 Força de ligação
Algumas vezes é mais conveniente trabalhar com energia (potencial) do que forças de ligações.
Matematicamente energia (E) e força de ligações (F) estão relacionadas por : E= F.dr
A menor energia é o ponto de equilíbrio
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.4 Energia de ligação
Eatração= Z1Z2e2
	 40a
Erepulsão = nb
	 an
Eresultante= Z1Z2e2 + nb 		 40a an
Alguns valores de energia e comprimento de ligação
2-8 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.8.4 Energia de ligação
Energia de ligação necessária para 
romper um mol de ligações
Comprimento das energias de ligação:
Ligação		Kcal/mol		Comprimento (nm)
C - C		88		0,154
C = C		162		0,13
C  C		213		0,12
C - H		104		0,11
C - O		86		0,14
H - H 		104		0,074
2.6.4 Energia de ligação
 É a mínima energia necessária para formar ou romper uma ligação.
 Estão relacionados com a energia de ligação propriedades como:
	- módulo de elasticidade;
	- coeficiente de expansão térmica;
	- ponto de fusão;
	- calor latente
	- resistência mecânica
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação x distância interatômica na ligação do H–H 
 Quanto mais profundo o poço de energia maior a temperatura de fusão do material
 Devido às forças de repulsão aumentarem muito mais com a aproximação dos átomos a curva não é simétrica. Por isso, a maioria dos materiais tendem a se expandir quando aquecidos
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.4 Energia de ligação
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.5 Introdução
Representação tetraédrica dos diferentes tipos de ligações que ocorrem entre os materiais de engenharia.
CONSIDERAÇÕES
Quando energia é fornecida a um material, a vibração térmica faz com que os átomos oscilem próximos ao estado de equilíbrio.
Devido a assimetria da curva de energia de ligação x distância interatômica, a distância média entre os átomos aumenta com o aumento da temperatura.
Então, quanto mais estreito o mínimo de potencial menor é o coeficiente de expansão térmica do material
2-6 COMPRIMENTO, FORÇA E ENERGIA DE LIGAÇÃO
2.6.6 Energia de ligação
Covalente
Os elétrons de valência são compartilhados
Forma-se com átomos de alta eletronegatividade 
A ligação covalente é direcional 
A ligação covalente é forte (um pouco menos que a iônica)= 125-300 Kcal/mol
Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo em materiais poliméricos e diamante.
2.7.1 Ligações covalentes
Tipo de simetria em ligações covalentes
2-7 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Usufruto de um par de elétrons comum
Pode ser coordenada ou dativa
Covalência entre ametais (Ex. F2, O2, Cl2)			baixo PF
Covalência entre mais átomos (Ex. Diamante)		alto PF
2.7.2 Ligações covalentes
Em resumo:
Metano
Amônia
Par de elétrons não ligados
2-7 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.8.2 Ligações covalentes
Compostos covalentes 		unidades individuais: moléculas
Molécula simples: pequeno grupo de átomos ligados por forças covalentes. Propriedades:
	- Podem ser líquidos ou sólidos(não cristalinos) a Tambiente
	- Insolúveis em água, mas solúveis em outros solventes
	- Isolantes elétricos e não eletrólitos
	Apresentam baixo ponto de fusão e ebulição: forças entre átomos são fortes, mas as 	forças entre moléculas são fracas e facilmente quebradas no aquecimento
	- São más condutores de eletricidade devido a ausência de elétrons (ou íons) livres 
Macromolécula: moléculas grandes com um grande número de átomos ligados covalentemente em uma estrutura contínua. Propriedades:
	- Sólidos com alto ponto de fusão: elementos podem formar ligações simples com 	outros átomos, formando uma estrutura muito estável. Ex Diamante
	- Cristalinos, freqüentemente
	- Solúveis em qualquer solvente 
	- Não conduzem eletrecidade (exceção Cgrafite): elétrons não estão livres
	- Não são eletrolitos 
2-8 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.8.2 Ligações covalentes
Diamante		macromolécula
 C	centro de um tetraedro regular formado de outros quatro carbonos 
Estrutura contínua
em cada cristal
Dureza do diamante	trincar um diamante significa quebrar milhões de ligações 				covalentes 
2-8 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Muito poucos compostos exibem ligação iônica e covalente puras.
A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de ligação covalente e vice–versa	 	transferem e compartilham 					elétrons.
O grau do tipo de ligação depende da eletronegadividade dos átomos constituintes.
Muitos cerâmicos e semicondutores são formados por metais e não-metais, e são na verdade uma mistura de ligações iônicas e covalente.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos aumenta o caráter iônico.
O caráter iônico aumenta em elementos com distribuição eletrônica de final s–p 
2.8.3 Fração covalente
2-8 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.8.4 Fração covalente
FC = exp (- 0,25 E2)
onde E é a diferença nas eletronegatividades dos átomos
Ex: SiO2		ESi= 1,8		EO= 3,5
Fração covalente FC = 0,486= 48,6%
FI = 1 – FC	FI: fração iônica
2-8 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
Metálica
Forma-se com átomos de baixa eletronegatividade (em torno de 3 elétrons de valência)
Os elétrons de valência são divididos por todos os átomos (não estão ligados a nenhum átomo em particular) e assim eles estão livres para conduzir
A ligação metálica não é direcional porque os elétrons livres protegem o átomo carregado positivamente das forças repulsivas eletrostáticas
A ligação metálica é forte (um pouco menos que a iônica e covalente)= 20-200 Kcal/mol
2.8.4 Ligações metálicas
2-8 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2.8.4 Ligações metálicas
 Elétrons externos dos átomos do metal estão livres para mover-se entre os centros positivos
	 junção eletrônica 		determinam propriedades
 Força elétrica de atração entre elétrons móveis e imóveis 		ligação metálica. 
	Forte ligação resulta em: materiais densos, fortes com alto ponto de fusão e ebulição
 Metais 		- bons condutores de eletricidade:	elétrons livres são transportadores de 						carga e corrente elétrica, quando uma 						ddp é aplicada na peça metálica.
		- bons condutores de calor: choques de elétrons livre, transferindo Ec 
		- tem uma superfície “prateada” que pode ser facilmente manchada por 		corrosão,	oxidação do ar e da água
íons
mar de elétrons
2-8 LIGAÇÕES PRIMÁRIAS FORTES ENTRE ÁTOMOS
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2.9.1 Introdução
Podem ser:
Ligações ou Forças de 		- Dipolos permanentes		-Pontes de
van der Waals						Hidrogênio
			- Dipolos flutuantes		-Dipolos 							induzidos	
Está relacionada com a quantidade de energia envolvida
- PE dos halogênios (F2, Cl2, Br2, I2): crescente massa molecular
- PE dos haletos dos halogênios
	 geometria molecular: linear, trigonal plana, angular, 	tetraédrica, piramidal;
	  repulsão dos pares eletrônicos - ângulo de ligação
 van der Waals
São ligações de natureza física
A polarização (formação de dipolos) devido a estrutura da ligação produz forças atrativas e repulsivas entre átomos e moléculas 
A ligação de van der Waals não é direcional
A ligação é fraca< 10 Kcal/mol
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2.9.2 Forças de van der Waals
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2.9.2.1 Dipolos Flutuantes - Induzidos
Ocorre em moléculas com distribuição de cargas elétricas simétricas (H2, N2, O2,...), onde os e- e suas vibrações podem distorcer esta simetria, ocorrendo um dipolo elétrico.
Esquema representativo (a) átomo eletricamente simétrico (b) um dipolo atômico induzido
2.9.2 Forças de van der Waals
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2.9.2.2 Dipólos permanentes - moléculas polares
	Moléculas assimétricas (NH3, CH3Cl) jamais têm 	coincidentes os centros de suas cargas positivas e 	negativas, podendo interagir eletrostaticamente com as 	adjacentes.
Esquema representativo da molécula polar de HCl
2.9.2 Forças de van der Waals
Moléculas polares
na ausência de campo elétrico
na presença de campo elétrico
 Nome deriva da ligação: H - centro de cargas positivas, atraindo o centro das cargas negativas das moléculas adjacentes	 POLARIZAÇÂO
 Produção de forças de van der Waals entre as moléculas:		- alinhamento de pólos 	negativos com positivos 	(ângulo de ligação 109,5o) 	- moléculas formam uma 	estrutura quase hexagonal 
 H ligado a F, O e N
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO
 É uma das mais fortes ligações secundárias, e um caso especial de moléculas polares (distribuição desigual da densidade de elétrons) 
2.9.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares
2.9.2 Forças de van der Waals
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
PONTES DE HIDROGÊNIO
Íons e de certas moléculas se dissolvem na água 		polaridade
2.9.2.2 Dipolos permanentes - moléculas polares
2.9.2 Forças de van der Waals
Exemplo:o cloreto de sódio (forma cristalina) e dissolvido em água. 
Propriedades da água ligação
	- gelo flutuar: É menos 	denso: as ligações de hidrogênio 	mantêm as moléculas de água 	mais afastadas no sólido do que 	no líquido, onde há uma ligação 	hidrogênio a menos por molécula)
	- elevado calor de 	vaporização
	- forte tensão 	superficial
	- alto calor específico 
	- propriedades 	solventes		 - efeito hidrofóbico 
Estrutura do gelo
2-9 LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS
2.9.2 Forças de van der Waals
2-10 RESUMO DAS LIGAÇÕES
	IÔNICA COVALENTE 	 METÁLICA SECUNDÁRIAS
2-10 RESUMO DAS LIGAÇÕES
Comparação entre ligação covalente (na formação de moléculas) e forças de van der Waals (ligação fraca entre moléculas dissolvidas)
2-10 RESUMO DAS LIGAÇÕES
Iônica
Covalente
Metálica
Intermolecular
Intensidade de ligação
forte
muito forte
moderada e variável
fraca
Dureza
moderada a alta
muito duro, frágil
baixa a moderada; dúctil e maleável
mole e plástico
Condutividade elétrica
condução por transporte de íons, somente quando dissociado
isolante em sólido e líquido
bom condutor por tramnsporte de elétrons
isolantes no estado sólido e líquido
Ponto de fusão
moderado a alto
baixo
geralmente alto
baixo
Solubilidade
solúvel em solventes polares
solubilidade muito baixa
insolúveis
solúveis em solventes orgânicos
Exemplos
muitos minerais
diamante, oxigênio, moléculas orgânicas
Cu, Ag, Au, outros metais
gelo,sólidos orgânicos (cristais)
Comparação entre o tipo de ligação e propriedades esperadas
Exceção do diamante