Aula de Quimica -Do curso de engenharia mecanica

Comportamento químico e
mecânico dos materiais
1

Comportamento químico e mecânico dos materiais (grupo WhatsApp)
2

Qual o conceito
de
termodinâmica?
Atomística
3

Estrutura Atômica
4
ÁTOMO
Unidade básica de um elemento
Diametro : 10 –10 m.
Neutralidade de carga
Núcleo
Diametro : 10 –14 m
Responsável pela
carga positiva
Elétron
Massa : 9.109 x 10 –28 g
Carga : -1.602 x 10 –9 C
Responsável pelo volume
Próton
Massa : 1.673 x 10 –24 g
Carga : 1.602 x 10 –19 C
Neutron
Massa : 1.675 x 10 –24 g
Carga neutra
Nuvem de
elétrons

Estrutura Atômica
5
Natureza e Estrutura do átomo
As propriedades dos materiais são, em
última análise, determinadas pelos tipos
de átomos presentes, por suas
orientações relativas e pela natureza das
ligações entre eles.
O tamanho relativo de um átomo e do seu núcleo composto de prótons e nêutrons.
Notar que, contrariamente ao desenho, a fronteira do átomo não é bem definida.
Fundamentos da Ciência e
Engenharia dos Materiais
William F. Smith/Javad Hashemi

Número Atômico (Z): é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo.
Exemplo: o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse
átomo, existem 11 prótons e, consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera.
Número de massa (A): é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes
num átomo.
Estrutura Atômica
A = Z + N
Exemplo: átomo de sódio (Na)
Número atômico: Z = 11;
Número de nêutrons: N = 12;
Número de massa: A = Z + N = 11 + 12 = 23
Número de
massa
Número
atômico
Número de
nêutrons
6

Identificação Atômica
Elemento químico: é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).
Assim, quando falamos no elemento químico sódio, estamos falando dos átomos com
número atômico 11.
Notação geral de um átomo
7

Identificação Atômica
Íons: são átomos que ganharam ou perderam elétrons da eletrosfera, sem sofrer
alterações em seu núcleo.
Ânion: o átomo ganha elétron(s),
resultando em um íon negativo.
Cátion: o átomo perde elétron(s),
resultando em um íon positivo.
8

Semelhanças Atômicas
Isótopos: são átomos com mesmo número de prótons (Z ) e diferente número de massa (A).
Prótio Deutério Trítio
Exemplo: isótopos do hidrogênio (Z =1) Exemplo: isótopos do oxigênio
(Z = 8)
16O 17O 18O
8 8 8
9

Semelhanças Atômicas
Isóbaros: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas
que possuem o mesmo número de massa (A).
20
40Ca
Exemplo:
Isótonos: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), diferentes
números de massa, porém com mesmo número de nêutrons (N ).
Exemplo:
37Cl 40K
17 20
(N = 20)
(A = 40)
10
18
40Ar

Modelo Atômico de Rutherford-Bohr
Postulados de Bohr:
 Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número
limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas
estacionárias;
 Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite
nem absorve energia;
 Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron
emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia,
chamada quantum de energia.
De n1 para n2 = absorve energia (ΔE +)
De n2 para n1 = libera energia (ΔE-)
11

 As órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas
eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q.
12

Nível Camada
N° máximo
de elétrons
1 K 2
2 L 8
3 M 18
4 N 32
5 O 32
6 P 18
7 Q 8
 Em cada camada, os elétrons possuem
uma quantidade fixa de energia;
 As camadas são também denominadas
estados estacionários ou níveis de
energia.;
 Cada camada comporta um número
máximo de elétrons, conforme mostra a
tabela ao lado.
13

14
MODELO QUÂNTICO
+ 2e- 2e- 6e- 2e- 6e- 10e-
2e- 6e- 10e- 14e-
L M N
s
n=1 n=3
K
s p
n=2
s
s p d d
n=4
f
p

16
Números Quânticos
Os níveis energéticos de Bohr se separam em
subcamadas eletrônicas, e os números quânticos
definem o número de estados em cada uma
destas subcamadas
(a) Os três estados de energia eletrônicos para o H de Bohr. (b)
Estados eletrônicos de energia para as três primeiras camadas do H,
segundo o modelo mecânico-ondulatório
a b
Número
quântico
principal (n)
Designação da
camada Subcamadas
Número de
estados
Número de elétrons
Por subcamada Por camada
Número Quântico Designação
n= principal (camadas) K,L,M,N,O (1,2,3,4,etc)
l= subnível (orbitais) s, p, d, f
ml = magnético 1,3,5,7 (-l a +l)
ms = spin ½ -½
William Callister
n=1
n=2
s orbital (l=0)
p Orbital
(l=1)
n=1
n=2
n=3

NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
Indica o nível de energia do elétron
n = 1, 2, 3...7
Quanto maior o valor do n maior é a energia do
elétron

NÚMERO QUÂNTICO
SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l)
Relacionado com o subnível de energia do elétron
Subnível s p d f
Nº Quântico
Secundário (l) 0 1 2 3

NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m OU ml)
Indica a orientação dos subníveis no espaço

ORBITAIS s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• A medida que n aumenta, os orbitais s ficam
maiores.

ORBITAIS p
• Existem três orbitais p, px, py, e pz.
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos
x., y-e z- de um sistema cartesiano.
• As letras correspondem aos valores permitidos de
ml, -1, 0, e +1.
• Os orbitais têm a forma de halteres.
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam
maiores.

NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s OU ms)
Os elétrons se comportam como um imã em função da sua
rotação no sentido horário ou anti-horário
Ms = + ½ ou – ½

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ORBITAIS
 Princípio da exclusão de Pauli: num
orbital existem no máximo 2 elétrons com
spin opostos.
 Regra de Hund: o preenchimento dos
orbitais de um mesmo subnível deve ser
feito de modo que tenhamos o maior
número possível de elétrons isolados, ou
seja, desemparelhado

Energias relativas dos elétrons
Representação esquemática das energias relativas
dos elétrons para as várias energias relativas dos
elétrons para as várias camadas e subcamadas

Estado Fundamental
Quando todos os elétrons ocupam as menores energias possíveis de acordo com a
configuração eletrônica.
Representação esquemática dos estados de
energia preenchidos e do menor estado de energia
não preenchido para um átomo de sódio

Elétrons de valência
São aqueles que ocupam a camada mais externa. São estes elétrons que participam da ligação
entre os átomos para formar agregados atômicos e moleculares.
Alguns átomos possuem o que é denominado configuração eletrônica estável, isto é, os estados na
camada eletrônica mais externa, ou de valência, estão completamente preenchidos Esses elementos
(Ne, Ar, Kr, He) são os gases inertes, ou gases nobres, que são, virtualmente não reativos.
He : 1s2
Ne: 1s2 2s2 2p6
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 6p6

Examinando a tabela periódica
Configuração eletrônica parcial, no estado fundamental, de todos os elementos na tabela periódica.
Eletronegatividade
Elemento eletronegativo
capaz de receber elétrons
e se tornar carregado
negativamente, ou
compartilha elétrons.
• Elementos posicionados em ordem crescente de número atômico, em sete fileiras
horizontais chamadas de períodos
• Todos os elementos localizados em uma dada coluna ou grupo, possuem estruturas
semelhantes dos seus elétrons de valência, assim como propriedades físicas e químicas
similares

Distribuição Eletrônica
Linus Pauling (1901-1994) elaborou uma representação gráfica que demonstra essa
observação da ordem crescente de energia, a qual chamamos Diagrama de Pauling:
Exemplos:
17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
23V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6

Exemplo
O conjunto de números quânticos que caracteriza o elétron mais
energético do Si ( Z = 14)

Exercício
O conjunto de números quânticos que caracteriza o elétron mais
energético do Sc ( Z = 21)
01

Exercício
 Considere três átomos A, B e C. Os átomos A e C são
isótopos, B e C são isóbaros e A e B sãoisótonos.
Sabendo-se que A tem 20 prótons e número de massa 41 e
que o átomo C tem 22 nêutrons, os 4 números quânticos do
elétron mais energético do átomo B são:
02

Exercício
 Coloque no esquema abaixo, que representa determinado
subnível, um total de 7 elétrons:
Indique os quatro números quânticos do último elétron
colocado, sabendo que esse subnível é da camada M
03

Exercício
 Indique quais são os números quânticos que representam o elétron
assinalado abaixo e que está situado no subnível 4f.
04

Exercício
 Um elétron localiza-se na camada “2” e subnível “p” quando
apresenta os seguintes valores de números quânticos:
05

Exercício
 Indique qual é o conjunto dos quatro números quânticos do
elétron mais energético do átomo do elemento
Ferro (Z = 26).
06

Exercício
Os quatro números quânticos do elétron diferenciador (maior
energia) de um átomo são:
n = 4; ℓ = 2; m = + 2; s() = + ½ O número atômico do
átomo citado é:
07

Ligação Primária
Força motriz para formação das ligações
Busca de um estado mais estável
Energia Potencial

Ligações interatômicas nos sólidos
A compreensão de muitas das propriedades físicas dos materiais está relacionada às forças interatômicas
que unem os átomos uns aos outros.
Consideremos dois átomos que dois átomos isolados interagem conforme se aproxima um do outro a
partir de uma distância de separação infinita. À grandes distâncias, as interações são desprezíveis,
pois os átomos estão muito distantes para se influenciarem. No entanto, a pequenas distâncias, cada
átomo exerce forças sobre o outro.
Essas forças são do tipo atrativa (FA) e repulsiva (FR) e a magnitude depende da separação ou da
distância interatômicas (r)
Forças de atração e de repulsão geradas durante a ligação iônica.
Observar que a força resultante é zero, uma vez formada a ligação.

Estado de menor energia:
mais estável
Estado de maior energia:
menos estável
A LIGAÇÃO QUÍMICA
A + B → C + D
Energia
Potencial
Progresso da Reação
A Ligação Química entre dois ou mais átomos se forma
para abaixar a energia de um sistema, ou seja para os
átomos atingirem configurações eletrônicas mais estáveis.

Elétrons de valência são os elétrons da camada mais
externa do átomo. São esses elétrons que participam de uma
ligação química.
Grupo Configuração e- no e- de valência
1A ns1 1
2A ns2 2
3A ns2np1 3
4A ns2np2 4
5A ns2np3 5
6A ns2np4 6
7A ns2np5 7
3

REPRESENTAÇÕES DE PONTOS DE
LEWIS
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
4

Características de uma Ligação Química
1) Regra do Octeto:
Dióxido de Carbono
 Os átomos, ao se combinarem, tenderão a adquirir a
configuração do gás nobre mais próximo, que é de oito
elétrons na última camada (octeto) para atingir a
estabilidade;
 A regra é aplicável aos principais grupos de elementos,
especialmente ao CARBONO, NITROGÊNIO, OXIGÊNIO
e HALOGÊNIOS, mas também a metais como o SÓDIO
ou MAGNÉSIO.

2) Exceções à Regra do Octeto
 Elementos do 2o período da tabela periódica podem ter
um máximo de 4 ligações, isto é, número máximo de 8
elétrons na camada externa;
 Exceções:
- Berílio e Boro menos de 8 elétrons (BeF2 e BF3)
Fluoreto de berílio Trifluoreto de boro

Ligação Iônica ou Eletrovalente:
 Caracteriza-se pela transferência de elétrons
de um átomo que perde elétrons para outro
átomo que ganha elétrons;
 Ocorre normalmente entre:
METAL e AMETAL
METAL e HIDROGÊNIO

Ligação Iônica
Ciência dos Materiais
James F. Shackelford
Exemplo: Considerar a ligação iônica entre o metal
Li (eletronegatividade de 1,0) e o não metal F
(eletronegatividade de 4,0)
(Segundo C.R. Barrett, W.D. Nix and A.S. Tetelman, “The Principles of
Engineering Materials”, Prentice-Hall, 1973, p. 27.)

3. LIGAÇÃO IÔNICA
 Resulta da interação
metais.
entre metais e não
 Metais têm tendência para formar cátions e
não metais têm tendência para formar
ânions.
 Sempre que um elemento que necessite doar
elétrons para se estabilizar, se unir a outro, que
necessite recebê-los, a união se dará por
ligação iônica.

TENDÊNCIA PARA PERDER ELÉTRONS
Metais
Na
K
Rb
Na+
K+
Rb+
Grupo 1
Mg
Ca
Ba
Grupo 2
Mg2+
Ca2+
Ba2+
Al
Perda de
3e-
Grupo 13
Al3+
Exemplos
Atingem o octeto se
houver
Perda de
2e-
Atinge o octeto se
houver
Atingem o octeto se
houver
Perda de
1e-
Que origina Que origina Que origina

Ionização do 11Na (metal)
Átomo de Na Íon Na+

TENDÊNCIA PARA RECEBER ELÉTRONS
N
P
N3-
P3-
Grupo 15
O
S
Grupo 16
O2-
S2-
F
Cl
Grupo 17
F-
Cl-
Ametais
Exemplos
Atingem o octeto se
houver
Atingem o octeto se
houver
Ganho de
3e-
Que origina
Atingem o octeto se
houver
Ganho de
2e-
Que origina
Ganho de
1e-
Que origina

Ionização do 17Cl (ametal)
Átomo de Cl Íon Cl-

LIGAÇÃO IÔNICA
 EXEMPLO:
• Átomos isolados dos elementos Na e Cl, não são estáveis, pois
não exibem 8 e- no nível de valência.
• Ambos adquirem estabilidade, quando o Na perde 1e-
(convertendo-se em Na+) e o Cl recebe 1e- (convertendo-se em
Cl-), pois ficam com 8 e- no nível de valência.
Representação
dos Átomos
Isolados
Representação
dos Íons Na+ e
Cl-

LIGAÇÃO IÔNICA
 Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre
íons com cargas de sinais contrários.
Arranjo dos íons
Na+ e Cl-
no NaCl sólido

Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos
 Os nomes dos compostos iônicos consistem do nome do ânion
seguido da preposição “de” e do nome do cátion.
CaCl2: cloreto de cálcio
Al(NO3)2: nitrato de alumínio
Cu(ClO4)2 : perclorato de cobre(II) ou perclorato cúprico

Ligação Iônica e propriedades dos materiais
Devido à intensas forças eletrostáticas que mantêm os íons unidos, os
sólidos iônicos:
• Altas temperatura de fusão;
• Duros e quebradiços;
• Rígidos;
• Resistentes;
• Não conduzem bem a eletricidade (a não ser quando dissolvidos em água)
Figura 2.19 Mecanismo de fratura de sólidos iônicos. O golpe do martelo fará com que
íons semelhantes se emparelhem, gerando forças de repulsão intensas que podem levar à
fratura do material. Fundamentos da Ciência e

Estrutura cristalina do NaCl sólido

Método Prático para Escrever a
Fórmula de um Composto Iônico:
Família Carga dos íon
1A +1
2A +2
3A +3
5A - 3
6A - 2
7A / H - 1

Exemplo:
O (Z=8 - 6A) : 1s2 2s2 2p4
[ Al ]
3+
2 3
Fórmula Molecular: Al2O3
2-
[ O ] 3
2
Composto iônico formado pelos elementos Alumínio (Al) e
Oxigênio (O).
Al (Z= 13 - 3A) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Perde 3 elétrons
Ganha 2 elétrons

 Caracteriza-se pelo compartilhamento de
elétrons;
 Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL
AMETAL e HIDROGÊNIO
Ligação Covalente ou Molecular:

Ligação Covalente
São tipicamente observadas entre átomos com pequenas diferenças nas suas eletronegatividades e,
entre não metais, cujos átomos se ligam pelo compartilhamento de elétrons.
A ligação covalente é direcional; isto é, ela ocorre entre átomos específicos e pode existir apenas na direção
entre um átomo e o outro que participa do compartilhamento dos elétrons.
Esse tipo de ligação é encontrado em sólidos elementares, tais como o diamante (carbono),´silício, germânio.
Assim como em compostos tais como arseneto de gálio (GaAs), antimoneto de índio (InSb).
H H
Sobreposição das nuvens eletrônicas
A robustez da ligação covalente depende da magnitude da força de
atração entre os núcleos do número de pares compartilhados de elétrons

Ligação Covalente
H H
POR QUE OS ELÉTRONS COMPARTILHADOS
MANTÊM OS ÁTOMOS UNIDOS?
 A presença dos elétrons acarreta uma atração suficientemente
intensa para manter os núcleos unidos, apesar da repulsão
entre eles. Fonte: PERUZZO, 2006.

Ligação Covalente
A ligação covalente pode ser muito forte como no diamante (Tf > 3550oC), ou muito fraca,
como no bismuto (Tf ~ 270oC);
As energias de ligação e as temperaturas de fusão de uns poucos materiais ligados
covalentemente estão apresentados na tabela.
Os materiais poliméricos são típicos desse tipo de ligação, sendo a estrutura molecular
básica desses materiais frequentemente composta por uma longa cadeia de átomos de
carbono

Estrutura do diamante
Exibe 4 ligações covalentes tetraédricas sp3, dispostos simetricamente em
direção aos vértices de um tetraedro regular.
Esta estrutura é responsável pela elevada dureza do diamante e por sua
enorme força de ligação, (711KJ/mol) e alta temperatura de fusão (3550oC).
Ângulos entre os orbitais simétricos sp3
hibridizados em um átomo de carbono
Ligações covalentes tetraédricas sp3 em diamantes
chamadas estrutura cúbica do diamante. Cada região
sombreada representa um par compartilhado de elétrons.

Diamante perde sua posição de material
mais duro do mundo
Q-carbono: denominado pelos cientistas como “terceira fase
sólida do carbono”, não pode ser encontrado na natureza, exceto
talvez no núcleo de alguns planetas, local em que há
temperaturas e pressões elevadas.
Apresenta resistência e dureza superiores às do diamante,
além de ser muito mais acessível do ponto de vista
econômico. Este custo inferior é resultado de um processamento
à temperatura ambiente e pressão atmosférica, muito diferente
do que ocorre para obtenção do diamante sintético. Para obter o
Q-carbono, é necessário cobrir com carbono amorfo um
determinado substrato, que pode ser de safira, vidro ou polímeros
termoplásticos e então incidir sobre este filme de carbono um
pulso de laser de aproximadamente 200 ns de duração, fazendo
com que a temperatura do filme alcance cerca de 3727°C. Em
seguida, resfria-se o filme amorfo rapidamente, resultando em um
filme de Q-carbono de 20 a 500 nm de espessura.
apresenta ainda caráter ferromagnético, ou seja, é facilmente
magnetizável. Assim, o material pode ser atraído por ímãs ou
mesmo ser uma possível matéria-prima para produzi-los. Outras
características interessantes do Q-carbono são exibir um brilho
intenso sob corrente elétrica e uma baixa função trabalho,
tornando-o promissor para o desenvolvimento de novas
tecnologias na área da eletrônica.
Atualmente, os cientistas conseguiram obter apenas filmes
do material, o que ainda limita suas aplicações.
http://engenheirodemateriais.com.br/2016/02/12/diamante-perde-sua-posicao-de-material-mais-duro-do-mundo/
Grafite e diamante – as duas outras fases
sólidas do carbono.
https://www.facebook.com/groups/415198208542615/?fref=ts

Caráter Iônico Ligação Mista
É possível a existência de ligações interatômicas que são parcialmente
iônica e parcialmente covalentes.
Onde:
%CI - % de caráter iônico de uma ligação entre dois elementos A e B;
XA e XB são as eletronegatividades dos respectivos elementos.
%CI  1
e0,25(XAXB )2
.100

Determinação do Caráter de uma Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da
diferença de eletronegatividade (E):
Ligação Iônica  E ≥ 1,7
Ligação Covalente  E < 1,7
Exemplos:
HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente
NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

Exemplos:
1) Ligação química entre 2 átomos de cloro:
17Cl : 2 – 8 - 7 (tende a receber 1e-)
o
oo
oCl
oo
C
xx
lx
xx
o x x
Cl
Cl
Fórmula
eletrônica ou
de Lewis
Fórmula estrutural Fórmula
plana molecular
Cl2

2) Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio
6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)
O C O
o
x
xx
xx
ox
Co x O
xx
xx
O x o
Fórmula eletrônica
ou de Lewis
Fórmula estrutural
plana
Fórmula molecular
CO2

S (s) + O2 (g) → SO2 (g)
SO2
+
Enxofre sólido Oxigênio gasoso
O2
→
Dióxido de enxofre
gasoso

Ligação Covalente Dativa ou Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já
adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico
livre. Este par pode ser “emprestado” para
outro átomo ou íon.

Exemplo:
SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural

Principais características dos compostos
 Apresentam-se nos 3 estados físicos;
 Possuem PF e PE geralmente baixos;
 Em geral, não conduzem a corrente elétrica Ex: açúcar
dissolvido em água
sacarose
moleculares:

Características da Ligação Covalente
 Polaridade
- covalente apolar
- covalente polar
 Momento dipolo;
 Geometria Molecular

Polaridade das Ligações
 Os átomos dos diversos
elementos químicos
apresentam diferentes
tendências para atrair e-.
 Eletronegatividade:
tendência que o átomo de
um determinado elemento
apresenta para atrair
elétrons, quando participa
de uma ligação química.
Fonte: PERUZZO, 2006.

- A escala numérica mais conhecida
para este parâmetro é a do químico
Linus Pauling.
- É uma propriedade periódica.
- Não é costume atribuir valores de
eletronegatividade para os gases
nobres.

1. As setas mostram o sentido crescente da eletronegatividade na tabela periódica.
2. O grupo dos gases nobres está em branco para enfatizar a
sua acentuada inércia química.
Fonte: PERUZZO, 2006.

Valores da Eletronegatividade na Tabela Periódica

1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma
eletronegatividade.
Exemplo: H2
H H

2. Ligação Covalente Polar:
 Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga
parcial negativa (-) e no átomo menos eletronegativo se formará
uma carga parcial positiva (+).
 Ocorre quando 2 átomos de eletronegatividades diferentes
formam uma ligação covalente e os elétrons não se dividem igualmente
entre eles;

 Através de um mapa do potencial eletrostático, é
possível visualizar a distribuição da carga na molécula:
* parte da molécula com coloração
avermelhada tem uma densidade eletrônica maior e tem
tendência a atrair cargas positivas;
* parte da molécula com coloração azul
tem uma densidade eletrônica menor e tem tendência a
atrair cargas negativas;

• Pares de elétrons isolados em átomos como
oxigênio e nitrogênio contribuem muito para
um dipolo.
Exemplo: Água e Amônia têm amplas redes de
dipolos
Água Amônia

Ligação Metálica:
 Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal);
os mesmos perdem
metais possuem uma baixa
seus elétrons
 Como os
eletronegatividade,
muito facilmente

Ligação Metálica
Elétrons de valência na forma de nuvens de carga eletrônica
Durante a solidificação de uma metal, os seus átomos se arranjam em um denso empacotamento,
de maneira organizada e repetitiva, a fim de diminuir a energia e chegar a um estado mais
estável na forma de um sólido, assim criando ligações metálicas.
Nesse arranjo, todos os átomos contribuem com seus elétrons de valência para a formação de
um “mar de elétron” ou “nuvem de carga eletrônica”, que movem livremente no mar de elétrons
e não pertencem a nenhum átomo especifico – elétrons livres.
Elétrons Cernes de íon positivo
Ligações metálicas são tridimensionais e
não direcionais, como as ligações iônicas,
mas como não há ânions envolvidos, não há
restrição de neutralidade.
Em contraste com as ligações covalentes
direcionais, não há compartilhamento de
pares de elétrons localizados, sendo
portanto, mais fracas.

Esquema da Ligação Metálica
formam nuvem eletrônica
que mantém íons unidos

Ligação Metálica
Propriedades dos materiais:
• Ponto de fusão moderado;
• Metais puros são maleáveis;
• Excelentes condutores de eletricidade;
• Excelentes condutores de calor;

EXERCÍCIO
Polaridade das Ligações Químicas
1 – Determine o tipo de ligação e classifique quanto a sua
polaridade.
a) BrCl
b) O2
c) KF

EXERCÍCIO
2 – Em cada caso, qual ligação é mais polar? Indique em cada
caso qual átomo tem carga parcial negativa.
a) B  Cl ou C  Cl
b) P  F ou P  Cl

RESPOSTAS
EXERCÍCIO 1
a) Ligação Covalente Polar
b) Ligação Covalente Apolar
c) Ligação Iônica
EXERCÍCIO 2
a) O boro (B) está à esquerda do carbono (C)
e, portanto, é menos eletronegativo,
gerando maior diferença de
eletronegatividade com o flúor (F). Logo,
B  Cl é mais polar; o átomo de cloro tem
a carga parcial negativa, porque tem
maior eletronegatividade.
b) P  F é mais polar; o átomo de flúor (F)
tem a carga parcial negativa.

Atomística (trabalho em grupo)
01) O alumínio puro é metal dúctil com baixa resistência à tração e dureza. O seu óxido Al2O3 é extremamente resistente,
duro e quebradiço. Você consegue explicar essa diferença do ponto de vista das ligações atômicas?
02) Uma dada aplicação requer um material que seja leve, isolante elétrico e relativamente flexível. Quais classes de materiais
você indicaria para esta aplicação? Explique sua resposta em termos das características das ligações
03) Uma dada aplicação requer um material que seja não condutor elétrico (isolante), extremamente rígido e leve. Quais
classes de materiais você indicaria para esta aplicação? Explique sua resposta em termos das características das ligações.
04) Explique porque os materiais ligados covalentemente são geralmente menos densos que os materiais ligados ionicamente ou
metalicamente.

REFERÊNCIAS
BROWN, Theodore L.; LEMAY JÚNIOR, Harold Eugene; BURSTEN, Bruce
Edward;MURPHY, Catharine J; STOLTZFUS, Matthew W. QUÍMICA: A CIÊNCIA
CENTRAL. 13. ed. São Paulo: PEARSON EDUCATION DO BRASIL, 2016.
98
Site recomendado : https://www.geogebra.org/m/ggvzxcff

Aula de Quimica -Do curso de engenharia mecanica

Recomendados

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Semelhante a Aula de Quimica -Do curso de engenharia mecanica

Semelhante a Aula de Quimica -Do curso de engenharia mecanica (20)

Último

Último (8)

Aula de Quimica -Do curso de engenharia mecanica