O documento discute a estrutura atômica e as ligações químicas entre átomos. Explica que as propriedades dos materiais dependem da organização dos átomos e das ligações entre eles, citando como exemplo a diferença entre diamante e grafite. Também descreve a estrutura dos átomos, incluindo núcleo, elétrons e números quânticos, além dos diferentes tipos de ligações químicas que podem ocorrer entre átomos.

1. 1
Estrutura e Propriedades dos
Materiais
ÁTOMOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
Prof. Rubens Caram

2. R. Caram - 2
ÁTOMOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS
„ DIVERSAS PROPRIEDADES DOS MATERIAIS DEPENDEM
DO ARRANJO DE SEUS ÁTOMOS E DAS LIGAÇÕES
ENTRES OS MESMOS
„ EXEMPLO
DIAMANTE GRAFITE

3. R. Caram - 3
ÁTOMO
„ OS ÁTOMOS SÃO FORMADOS POR UM PEQUENO NÚCLEO
CONSTITUÍDO POR PRÓTONS E NEUTRONS, ENVOLVIDOS POR
ELÉTRONS EM MOVIMENTO
„ ELÉTRONS E PRÓTONS SÃO ELETRICAMENTE ATIVOS:
„ CARGA DO ELÉTRON: -1,6 x 10-19 C
„ CARGA DO PRÓTON: +1,6 x 10-19 C
„ NEUTRON É ELETRICAMENTE NEUTRO
„ MASSAS DO PRÓTON E NEUTRON SÃO APROXIMADAMENTE
IGUAIS: 1,67 x 10-27 kg
„ CADA ELEMENTO QUÍMICO É CARACTERIZADO POR UM No
DE PRÓTONS ⇒ “No ATÕMICO”
„ ÁTOMO NEUTRO ⇒ No ELÉTRONS = No PRÓTONS
„ Z = 1 PARA O HIDROGÊNIO
„ Z = 94 PARA O PLUTÔNIO

4. R. Caram - 4
MASSA ATÔMICA
„ MASSA ATÔMICA (A) DE UM ÁTOMO É A SOMA DAS MASSAS DE
SEUS PRÓTONS E NEUTRONS
„ No DE PRÓTONS É O MESMO PARA UM DETERMINADO ÁTOMO
„ No DE NEUTRONS PODE SER DIFERENTE PARA UM ÁTOMO
„ ALGUNS ÁTOMOS TEM DOIS OU MAIS VALORES DE A
“ISÓTOPOS”
„ PESO ATÔMICO É A MASSA ATÔMICA MÉDIA DOS ISÓTOPOS DE
UM ÁTOMO
„ UNIDADE: 1U.M.A.=1/12 MASSA ATÔMICA DO ISÓTOPO MAIS
COMUM DO CARBONO
„ 1 MOL DE UMA SUBSTÂNCIA = 6,023 x 1023 ÁTOMOS
„ No DE AVOGADRO
„ 1 U.M.A./ÁTOMO = 1g/MOL
„ EX.: PESO ATÔMICO DO Fe = 55,85 U.M.A./ÁTOMO OU 55,85
g/MOL

5. R. Caram - 5
TEORIA ATÔMICA
„ 550 A.C. – FILÓSOFOS GREGOS PREVIAM QUE A
MATÉRIA SERIA FORMADA POR PEQUENAS
PARTÍCULAS INDIVISÍVEIS
„ 1805 – DALTON (UNIVERSITY OF MANCHESTER):
„ MATÉRIA É CONSTITÚÍDA POR PEQUENAS
PARTÍCULAS (ÁTOMOS)
„ ÁTOMO É INDIVISÍVEL, MASSA E TAMANHO
DEPENDEM DO ELEMENTO QUÍMICO
„ COMPOSTOS PODEM SER FORMADOS POR
DIFERENTES ELEMENTOS QUÍMICOS

6. R. Caram - 6
TEORIA ATÔMICA
„ 1904 – THOMSON (CIENTISTA INGLÊS)
„ QUAL SERIA NATUREZA RAIOS CATÓDICOS ?
„ RAIOS CATÓDICOS: TUBO SOB VÁCUO, COM
TERMINAIS ENERGIZADOS SOB ALTA TENSÃO
ELÉTRICA = EMISSÃO DE LUZ
V
+
-

7. R. Caram - 7
TEORIA ATÔMICA
„ HIPÓTESES DE THOMSON SOBRE OS RAIOS CATÓDICOS:
„ RAIOS CATÓDICOS SÃO PARTÍCULAS ELETRICAMENTE
CARREGADAS;
„ ESSAS PARTÍCULAS SÃO CONSTITUINTES DO ÁTOMO;
„ ESSAS PARTÍCULAS SÃO OS ÚNICOS CONSTITUINTES
DO ÁTOMO
„ ÁTOMO SERIA UMA ESFERA COM MILHARES DE PEQUENOS
COMPÚSCULO DISTRIBUÍDOS NO INTERIOR DE UMA NÚVEM
COM CARGA POSITIVA: BOLO DE PASSAS.
„ No DE PRÓTONS = No DE ELÉTRONS
+

8. R. Caram - 8
MICROSCÓPIO ELETRÔNICO
„ A RESOLUÇÃO DE UM MICRÓSCOPIO ÓPTICO É LIMITADA PELO
COMPRIMENTO DE ONDA DA LUZ VISÍVEL.
„ UM MICROSCÓPIO ELETRÔNICO EMPREGA ELÉTRONS PARA
“ILUMINAR” UM OBJETO
„ ELÉTRON TÊM COMPRIMENTO DE ONDA MUITO MENOR QUE OS
DA LUZ VISÍVEL, O QUE PERMITE ANALISAR ESTRUTURAS MUITO
PEQUENAS
„ CONSTITUIÇÃO DE UM MICROSCÓPIO ELETRÔNICO:
„ CANHÃO EMISSOR DE ELÉTRONS
„ LENTES MAGNÉTICAS
„ SISTEMA DE VÁCUO
„ SISTEMA QUE CAPTAÇÃO DE ELÉTRONS E EXIBIÇÃO DE
IMAGENS

9. R. Caram - 9
MICROSCÓPIO ELETRÔNICO

10. R. Caram - 10
MICROSCÓPIO ELETRÔNICO

11. R. Caram - 11
TEORIA ATÔMICA
„ 1911 – RUTHERFORD (UNIVERSITY OF MANCHESTER):
„ MASSA E CARGA POSITIVA DO ÁTOMO ESTARIAM
CONCENTRADOS NO CENTRO DO ÁTOMO
(NÚCLEO)
„ ELÉTRONS GIRARIAM EM TORNO DO NÚCLEO,
COMO PLANETAS NO SISTEMA SOLAR
„ NÚCLEO COM CARGA POSITIVA E
POUCOS ELÉTRONS GIRAM EM
TORNO DO MESMO
„ CONTRADIÇÃO: ELÉTRONS
EM MOVIMENTO DEVERIAM
EMITIR ENERGIA, O QUE
LEVARIA À CONTRAÇÃO
DA MATÉRIA
+
-

12. R. Caram - 12
MODELO ATÔMICO DE BOHR
„ MODELO DE BOHR É CONSIDERADO
O PRECURSOR DA MECÂNICA
QUÂNTICA APLICADA À ESTRUTURA
ATÔMICA
„ NO MODELO DE BOHR:
„ ELÉTRONS GIRAM EM TORNO DO
NÚCLEO, ESTABELECIDOS EM
ÓRBITAS BEM DEFINIDAS
„ POSIÇÃO DE UM DADO ELÉTRON
É ESTABELECIDA
NÚCLEO
ÓRBITA
ELÉTRON

13. R. Caram - 13
MODELO ATÔMICO DE BOHR
„ MODELO DE BOHR ⇒ ENERGIA DOS ELÉTRONS É
“QUANTIZADA”
„ CADA ELÉTRON TEM VALOR DEFINIDO DE ENERGIA
„ UM ELÉTRON PODE MUDAR SUA ENERGIA ATRAVÉS DE
SALTOS QUÂNTICOS:
„ NÍVEL ENERGÉTICO MAIOR: ABSORÇÃO DE ENERGIA
„ NÍVEL ENERGÉTICO MENOR: EMISSÃO DE ENERGIA
„ ESTADOS ENERGÉTICOS NÃO VARIAM CONTINUAMENTE:
ESTADOS OU NÍVEIS ADJACENTES SÃO SEPARADOS POR
VALORES FINITOS DE ENERGIA
„ NÍVEIS ESTÃO ASSOCIADOS ÀS ÓRBITAS ELETRÔNICAS:
„ QDO O ELÉTRON PASSA DE UMA ÓRBITA DE NÍVEL MAIOR
⇒ ABSORVE ENERGIA
„ QDO O ELÉTRON PASSA DE UMA ÓRBITA DE NÍVEL MENOR
⇒ EMITE ENERGIA
„ ENERGIA ENVOLVIDA NA EMISSÃO OU ABSORÇÃO É MEDIDA
PELO QUANTUM

14. R. Caram - 14
NÚMEROS QUÂNTICOS
TEORIA ATÔMICA MODERNA CONSIDERA QUE:
MOVIMENTO DO ELÉTRON EM TORNO DO NÚCLEO E
SUA ENERGIA SÃO DESCRITOS POR QUATRO
NÚMEROS QUÂNTICOS
n = NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL
l = NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
ml = NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
ms = NÚMERO QUÂNTICO SPIN

15. R. Caram - 15
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL - “n”
CORRESPONDE AO PARÂMETRO “n” NA EQUAÇÃO DE BOHR
REPRESENTA OS NÍVEIS PRINCIPAIS DE ENERGIA DE UM
ELÉTRON E PODE SER INTERPRETADO COMO CAMADAS NO
ESPAÇO, ONDE A PROBABILIDADE DE ENCONTRAR UM ELÉTRON
É ALTA
“n” VARIA DE 1 A 7: QUANTO MAIOR “n”, MAIS DISTANTE DO
NÚCLEO ESTÁ A CAMADA
· QUANTO MAIOR O VALOR DE “n”, MAIOR SERÁ A ENERGIA DO
ELÉTRON

16. R. Caram - 16
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO - “l”
ESTE NÚMERO ESTÁ ASSOCIADO A SUBCAMADAS, DENOMINADAS
“s”, “p”, “d” e “f”
TAIS SUBCAMADAS SÃO DENOMINADAS DE ORBITAIS
ORBITAL: VOLUME NO ESPAÇO COM ALTA PROBABILIDADE DE SE
ENCONTRAR UM ELÉTRON
QUANDO: l=s, ORBITAL É ESFÉRICO
l=p, ORBITAL TEM FORMA DE UM HALTER
l=d, ORBITAL TEM FORMA DE UM DUPLO HALTER
l=f, ORBITAL TEM FORMA COMPLEXA

17. R. Caram - 17
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO - “ml”
ESTE NÚMERO ESTÁ ASSOCIADO AO COMPORTAMENTO
DOS ESTADOS ENERGÉTICOS DE UMA SUBCAMADA, SOB
AÇÃO DE UM CAMPO MAGNÉTICO EXTERNO
“ml” VARIA DE -l A l
O NÚMERO TOTAL DE VALORES DE “ml” É (2l + 1)

18. R. Caram - 18
NÚMERO QUÂNTICO SPIN - “mS”
ESTE NÚMERO ESTÁ ASSOCIADO À DIREÇÃO DE
ROTAÇÃO DE UM ELÉTRON EM TORNO DE SEU PRÓPRIO
EIXO· “ml” VARIA DE - l A l
EXISTEM DUAS DIREÇÕES DE ROTAÇÃO:
HORÁRIO: +1/2
ANTI-HORÁRIO: -1/2

19. R. Caram - 19
NÚMEROS QUÂNTICOS
+1/2 e -1/2
SPIN
ms
VALORES INTEIROS
-l,(-l+1),...,0,...,(l-1),l
MAGNÉTICO
ml
l=0,1,2,3,4,...,n-1
l=s,p,d,f,...
SECUNDÁRIO
l
n=1,2,3,4,...
PRINCIPAL
n
POSSÍVEIS VALORES
DESCRIÇÃO
NÚMERO
QUÂNTICO

20. R. Caram - 20
ELÉTRONS POR CAMADA
NÚMERO DE ELÉTRONS POR CAMADA:
OS ÁTOMOS SÃO FORMADOS POR CAMADAS COM ALTA
DENSIDADE DE ELÉTRONS
O NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS POR CAMADA É FUNÇÃO
DOS QUATRO NÚMEROS QUÂNTICOS OU 2n2
PARA O ELEMENTO FRANCIO (Z=87), O NÚMERO DE CAMADAS
É IGUAL A 7

21. R. Caram - 21
ELÉTRONS POR CAMADA
n SUBCAMADAS NÚMERO DE
ESTADOS
NÚMERO DE ELÉTRONS
P/ SUBCAMADA POR CAMADA
1 s 0 1 2 2
2 s 0
p 1
1
3
2
6
8
3 s 0
p 1
d 2
1
2
3
2
6
10
18
4 s 0
p 1
d 2
f 3
1
3
5
7
2
6
10
14
32

22. R. Caram - 22
DISTRIBUIÇÃO DE ELÉTRONS
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA EM UM ÁTOMO DESCREVE O ARRANJO DOS
ELÉTRONS NOS ORBITAIS
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA É DADA PELA NOTAÇÃO:
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL;
ORBITAL s; p; d; f
ÍNDICE INDICANDO O NÚMERO DE ELÉTRONS POR ORBITAL
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f

23. R. Caram - 23
LIGAÇÕES QUÍMICAS
„ POR QUE OS ÁTOMOS FORMAM LIGAÇÕES ?
„ ÁTOMOS LIGADOS SÃO TERMODINAMICAMENTE MAIS ESTÁVEIS
„ ÁTOMOS LIGADOS EXIBEM DIMINUIÇÃO DA ENERGIA POTENCIAL
„ FORMAÇÃO DE LIGAÇÕES DEPENDE DA REATIVIDADE QUÍMICA
DOS ÁTOMOS ENVOLVIDOS ⇒ CONSTITUIÇÃO DA ÚLTIMA CAMADA
„ ELÉTRONS MAIS EXTERNOS SÃO OS QUE PARTICIPAM DAS
LIGAÇÕES
„ ÁTOMOS SE LIGAM
„ POR PERDA DE ELÉTRONS: ELETROPOSITIVOS
„ POR GANHO DE ELÉTRONS: ELETRONEGATIVOS
„ POR COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS

24. R. Caram - 24
LIGAÇÕES QUÍMICAS
„ LIGAÇÕES PRIMÁRIAS
„ IÔNICA; METÁLICA E COVALENTE
„ LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS: OCORRE A PARTIR DE FORÇAS
ELETROSTÁTICAS OU DE VAN DER WALLS
„ EFEITO DE DISPERSÃO; DIPOLO-DIPOLO E PONTES DE
HIDROGÊNIO
ELEMENTO ELETROPOSITIVO
+
ELEMENTO
ELETRONEGATIVO
LIGAÇÃO IÔNICA
ELEMENTO ELETROPOSITIVO
+
ELEMENTO ELETROPOSITIVO
LIGAÇÃO METÁLICA
ELEMENTO
ELETRONEGATIVO
+
ELEMENTO
ELETRONEGATIVO
LIGAÇÃO COVALENTE

25. R. Caram - 25
LIGAÇÕES IÔNICAS
„ ELEMENTOS ELETROPOSITIVOS (METÁLICOS)
+
„ ELEMENTOS ELETRONEGATIVOS (NÃO-METÁLICOS)
1 ÁTOMO PERDE ELÉTRONS
1 ÁTOMO GANHA ELÉTRONS
„ FORÇAS DE LIGAÇÃO ESTÃO ASSOCIADAS A FORÇAS DE
ATRAÇÃO COULUMBIANAS ENTRE CÁTION E ÂNION
„ EXEMPLO NaCl
CONFIGURAÇÃO DO Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
CONFIGURAÇÃO DO Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

26. R. Caram - 26
LIGAÇÕES IÔNICAS
Na Cl
Antes da
Reação
Após a
Reação
Cl-
Na+

27. R. Caram - 27
LIGAÇÃO IÔNICA

28. R. Caram - 28
LIGAÇÃO COVALENTE
„ ELEMENTOS ELETRONEGATIVOS (NÃO-METÁLICOS)
+
„ ELEMENTOS ELETRONEGATIVOS (NÃO-METÁLICOS)
LIGAÇÃO ENTRE ÁTOMOS COM PEQUENA DIFERENÇA DE
ELETRONEGATIVIDADE
„ PRÉ-REQUISITO PARA FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES: EXISTÊNCIA DE PELO
MENOS 1 ORBITAL PARCIALMENTE PREENCHIDO
„ LIGAÇÃO COVALENTE ENTRE ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO
„ CASO MAIS SIMPLES: DOIS ÁTOMOS H CEDEM SEUS ELÉTRONS 1s1 PARA
FORMAR LIGAÇÃO COVALENTE
H • + H • → H : H
„ LIGAÇÃO COVALENTE NA MOLÉCULA DE H2 MOSTRANDO DISTRIBUIÇÃO
DE ELÉTRON

29. R. Caram - 29
LIGAÇÕES COVALENTES
Cl
Antes da
Reação
Após a
Reação
Cl

30. R. Caram - 30
LIGAÇÕES COVALENTES
„ LIGAÇÕES COVALENTE DO CARBONO
„ CARBONO NO ESTADO FUNDAMENTAL:
1s2 2s2 2p2
„ INDICAÇÃO QUE SÃO POSSÍVEIS DUAS LIGAÇÕES COVALENTES ⇒ DOIS
ORBITAIS 2p INCOMPLETOS
„ QUATRO LIGAÇÕES COVALENTES SÃO POSSÍVEIS
„ HIBRIDAÇÃO: 1 ORBITAL 2s É PROMOVIDO PARA ORBITAL 2p ⇒
FORMAÇÃO DE QUATRO ORBITAIS HÍBRIDOS sp3
„ ORBITAIS HÍBRIDOS sp3 SÃO ARRANJADOS DE FORMA SIMÉTRICA, NOS
VÉRTICES DE UM TETRAEDRO REGULAR

31. R. Caram - 31
LIGAÇÕES COVALENTES

32. R. Caram - 32
LIGAÇÕES METÁLICAS
„ LIGAÇÕES METÁLICAS
„ ELEMENTOS ELETROPOSITIVOS (METÁLICOS)
+
„ ELEMENTOS ELETROPOSITIVOS (METÁLICOS)
„ OCORREM EM METAIS SÓLIDOS, ARRANJO ATÔMICO É BASTANTE
COMPACTO, ELÉTRONS DE VALÊNCIA SÃO ATRAIDOS POR NÚCLEOS
VIZINHOS ⇒ FORMAÇÃO DE NUVENS ELETRÔNICAS

33. R. Caram - 33
LIGAÇÕES METÁLICAS

34. R. Caram - 34
LIGAÇÕES METÁLICAS

35. R. Caram - 35
LIGAÇÕES FRACAS
„ PONTES DE HIDROGÊNIO
„ NÚCLEO DE H (PRÓTON) É ATRAÍDO POR ELÉTRONS
NÃO COMPARTILHADOS DE OUTRA MOLÉCULA
H
H
O
+
+
-
H
H
O
+
+
-
H
H
O
+
+
-

36. R. Caram - 36
ÁGUA
MOLÉCULA DE ÁGUA:
OXIGÊNIO: 1s2 2s2 2p4
HIDROGÊNIO: 1s2
104o

37. R. Caram - 37
LIGAÇÕES FRACAS
„ DIPOLO PERMANENTE
„ MOLÉCULAS ASSIMÉTRICAS: PAR ELETRÔNICO
DESLOCA-SE DEVIDO À ASIMETRIA, FORMANDO
DIPOLO ELÉTRICO
Cl
Antes da
Reação
Após a
Reação
H
+ -

38. R. Caram - 38
LIGAÇÕES FRACAS
„ EFEITO DE DISPERSÃO
„ MOLÉCULAS SIMÉTRICAS – MOVIMENTO AO ACASO
DOS ELÉTRONS CAUSA POLARIZAÇÃO MOMENTÂNEA
(a)
-
-
- -
-
-
-
-
-
-
-
-
- -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
- + - +

39. R. Caram - 39
DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS
„ EXISTEM TRÊS TIPOS DE LIGAÇÕES FORTES
„ AS FORÇAS NESSAS LIGAÇÕES ATRAEM DOIS OU MAIS
ÁTOMOS
„ QUAL É O LIMITE DESSA ATRAÇÃO ? FORÇA DE REPULSÃO
„ OS ÁTOMOS TÊM UMA DISTÂNCIA DE SEPARAÇÃO ONDE A
FORÇA DE REPULSÃO É IGUAL À FORÇA DE ATRAÇÃO.
N
N
S
S
g
( )( )
2
a
o
4
e
2
Z
e
1
Z
A
F
ε
π
−
=
a 1
+
n
nb
-
=
R
F
a 1
+
n
nb
-
2
a
o
4
e)
Z
2
e)(
Z
1
(
-
=
F
T πε
Z: VALÊNCIA
εO=8,85X10-12C2/Nm2
a=DISTÂNCIA INTERATÔMICA
e=1,6x10-19C
LIGAÇÃO IÔNICA DO NaCl, n
ASSUME VALORES ENTRE 7 E 9.

40. R. Caram - 40
FORÇAS INTERATÔMICAS
FR
FA
FT
Distância entre
átomos ou íons, a
ao
ao=rcátion + rânion
F
R
F
A
DISTÂNCIA INTERATÔMICA É RESULTADO DA INTERAÇÃO ENTRE
FORÇAS DE REPULSÃO E DE ATRAÇÃO
a 1
+
n
nb
-
2
a
o
4
e)
Z
2
e)(
Z
1
(
-
=
F
T πε
„ VARIAÇÃO DE FT COM A DISTÂNCIA LEVA À
ENERGIA DE LIGAÇÃO ENTRE ÁTOMOS OU
ÍONS. ESSA FORÇA ESTÁ ASSOCIADA À
TENSÃO NECESSÁRIA PARA SEPARAR DOIS
ÁTOMOS OU ÍONS.
„ MÓDULO DE ELASTICIDADE É OBTIDO PELA
DERIVAÇÃO DE FT EM RELAÇÃO À DISTÂNCIA,
EM POSIÇÕES PRÓXIMAS AO PONTO DE
EQUILÍBRIO.

41. R. Caram - 41
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia
Repulsão
Distância entre
átomos ou íons, a
ao
ao=rcátion + rânion
Energia
Energia
Repulsão
Energia
Total
da
1
n
a
nb
-
2
a
o
4
e)
2
e)(Z
1
(Z
-
a
=
T
E








+
πε
∫
∞
ENERGIA (ET) ASSOCIADA À LIGAÇÃO IÔNICA É A SOMA DAS
ENERGIAS ENVOLVIDAS COM A ATRAÇÃO E REPULSÃO DOS ÍONS.
ENERGIA DE LIGAÇÃO É DADA POR "FORÇA X DISTÂNCIA“:
an
b
+
a
o
4
)
e2
2
Z
1
(Z
+
=
T
E
πε

42. R. Caram - 42
MATERIAIS SÓLIDOS
„ Em função da natureza das ligações atômicas, os materiais
sólidos exibem três tipos de arranjos atômicos:
„ Estrutura Cristalina
„ Sólidos Metálicos - Ex.: Au, Pb, Cu.
„ Sólidos Iônicos - Ex.: NaCl, MgO
„ Sólidos Covalentes - Ex.: Diamante, Si
„ Estrutura Amorfa
„ Materiais Cerâmicos - Ex.: vidro
„ Materiais Poliméricos - Ex.: cadeias complexas
„ Materiais Metálicos Solidificados Rapidamente - Ex.: ligas
complexas
„ Estrutura Molecular
„ Materiais Poliméricos - Ex.: polietileno, borracha natural

43. R. Caram - 43
ARRANJOS E LIGAÇÕES
„ ARRANJOS ATÔMICOS EM MATERIAIS DEPENDEM DE
FORÇAS INTERATÔMICAS E DA DIRECIONALIDADE DAS
LIGAÇÕES
„ LIGAÇÃO PODE SER:
„ FORTE OU FRACA / DIRECIONAL OU NÃO
CONSEQÜÊNCIA DE VARIAÇÕES DE ENERGIA E DA
LOCALIZAÇÃO DOS ELÉTRONS NO ESPAÇO

44. R. Caram - 44
Empacotamento Atômico
„ Dois Tipos de Ligações: Direcionais e Não-
direcionais
„ Direcionais: Covalentes e Dipolo-Dipolo
Arranjo deve satisfazer os ângulos das
ligações direcionais
„ Não-direcionais: Metálica, Iônica Van der
Walls
Arranjo depende de aspectos geométricos
e da garantia de neutralidade elétrica
„ Metais: maior empacotamento possível
„ Compostos Iônicos: neutralidade
elétrica e relação entre tamanhos
N.C. r/R
3 ≥ 0,155
4 ≥ 0,225
6 ≥ 0,414
8 ≥ 0,732
12 1,0