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LIGAÇÃO METÁLICA
Propriedades Gerais dos Metais
•
•
•
•
•
São maleáveis e dúcteis
São excelentes condutores de eletricidade e calor.
Apresentam brilho metálico característico.
Têm altos índices de reflexão.
Suas estruturas cristalinas são invariavelmente do
tipo cúbico de empacotamento compacto, hexagonal
compacto, ou cúbico de corpo centrado.
• Formam ligas com facilidade.
Quadro 1: Condutividade Elétrica de
Vários Sólidos
Substância
Tipo de
Ligação
Condutividade
(ohm. cm-1)
Prata
Metálica
6,3 x 105
Cobre
Metálica
6,0 x 105
Sódio
Metálica
2,4 x 105
Zinco
Metálica
1,7 x 105
NaCl
Iônica
1,0 x 10-7
Diamante
Covalente
1,0 x 10-14
Quartzo
Covalente
1,0 x 10-14
TIPOS DE LIGAÇÕES
Elemento eletropositivo + Elemento eletronegativo → ligação iônica
Elemento eletronegativo + Elemento eletronegativo → ligação
covalente
Elemento eletropositivo + Elemento eletropositivo → ligação
metálica.
Estes tipos de ligações são representações idealizadas.
Por exemplo, o LiCl é considerado um composto
iônico, mas ele é solúvel em álcool, o que sugere
um certo caráter de ligação covalente.
TABELA 1 : INTERAÇÕES ENTRE
AS ESPÉCIES QUÍMICAS
ESPÉCIE QUÍMICA
INTERAÇÃO
INTENSIDADE
Átomos
Ligação Covalente
muito forte
Íons
Ligação Iônica
muito forte
Íon-Molécula polar
Íon-Dipolo
forte
Molécula polar-Molécula
polar
Dipolo-Dipolo
média
Moléculas
Ligação de Hidrogênio
média
Todas
Forças de Dispersão de
London
fraca
COMPARAÇÃO ENTRE AS LIGAÇÕES
A ligação iônica envolve a transferência completa de
um ou mais elétrons de um átomo para outro.
A ligação covalente envolve em geral o
compartilhamento de um par de elétrons entre
dois átomos.
Na ligação metálica metálica os elétrons de valência
são livres para se deslocar através de todo o
cristal.
LIGAÇÃO METÁLICA
TRANSIÇÃO ENTRE OS PRINCIPAIS TIPOS DE
LIGAÇÃO: IÔNICA, COVALENTE E METÁLICA
AS LIGAÇÕES QUÍMICAS SÃO INTERMEDIÁRIAS
ENTRE ESSES TRÊS TIPOS E POSSUEM
ALGUMAS CARACTERÍSTICAS DE DUAS DELAS,
AS VEZES DAS TRÊS LIGAÇÕES.
I2 - ClF – OF2 - NF3 – CCl4 – BF3 – BeF2 – Na2O
Li –Na3Bi–Na3Sb – Na3As – Na3P – Na3N – Na2O– CsF
Lin – Agn – Snn – Asn – Ten – Sn – I2
LIGAÇÃO METÁLICA
Os metais são formados por íons positivos
empacotados, normalmente segundo um
dos três arranjos
Cúbico de corpo
centrado:
elementos do
grupo 1 e Bário
Denso hexagonal:
Be e Mg
Cúbico de face
centrada:Cu e Ca
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo de Mar de Elétrons para a Ligação Metálica
• Utilizamos um modelo deslocalizado para os
elétrons em um metal.
– Os cátions metálicos estão imersos num mar de
elétrons.
– Nenhum elétron é localizado entre dois átomos de
metal.
– Assim, os elétrons podem fluir livremente através
do metal.
LIGAÇÃO METÁLICA
– Sem quaisquer ligações definidas, os metais são
fáceis de deformar (são maleáveis e dúcteis).
• Problemas com o modelo do mar de elétrons:
– À medida que o número de elétrons aumenta, a
força da ligação deveria aumentar e o ponto de
fusão deveria aumentar.
LIGAÇÃO METÁLICA
ILUSTRAÇÃO DO MODELO DO MAR
DE ELÉTRONS
LIGAÇÃO METÁLICA – OUTRA ILUSTRAÇÃO
DO MODELO DO MAR DE ELÉTRONS
LIGAÇÃO METÁLICA – MODELO
DO MAR DE ELÉTRONS
Na ilustração esquemática do modelo do mar de
elétrons cada esfera é um íon metálico carregado
positivamente.
Nesse modelo o metal é visualizado como uma rede
de cátions metálicos imersos em um mar de
elétrons como ilustrado na figura anterior.
LIGAÇÃO METÁLICA – MODELO
DO MAR DE ELÉTRONS
O modelo do mar de elétrons não explica adequadamente todas as propriedades.
De acordo com o modelo, a força da ligação entre os
átomos metálicos deveria aumentar à medida que o
número de elétrons de valência aumenta,
aumentando consequentemente o PF à medida que
o número de elétrons de valência aumenta.
LIGAÇÃO METÁLICA – MODELO
DO MAR DE ELÉTRONS
DIFICULDADE:
Entretanto, os metais do grupo 6 (Cr, Mo,W), que
estão no centro dos metais de transição, têm os mais
altos PF em seus respectivos períodos.
LIGAÇÃO METÁLICA – MODELO
DO MAR DE ELÉTRONS
Tabela 2 - Pontos de Fusão de Alguns Metais de Transição
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo do Orbital Molecular Para os Metais
• A ligação deslocalizada requer que os orbitais
atômicos em um átomo interajam com orbitais
atômicos de átomos vizinhos.
• Exemplo: os elétrons da grafita estão deslocalizados
sobre um plano inteiro, as moléculas de benzeno têm
elétrons deslocalizados sobre um anel.
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo do Orbital Molecular Para os Metais
• Lembre-se: o número de orbitais moleculares é igual
ao número de orbitais atômicos.
• Nos metais há um número muito grande de orbitais.
OS ELÉTRONS PI DESLOCALIZADOS
NO ANEL BENZÊNICO
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo do Orbital Molecular Para os Metais
• À medida que o número de orbitais aumenta,
sua diferença de energia diminui e eles
formam uma banda contínua de estados de
energia permitidos.
• O número de elétrons não preenche
completamente a banda de orbitais.
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo do Orbital Molecular Para os Metais
• Conseqüentemente, os elétrons podem ser
promovidos para bandas de energia
desocupadas.
• Uma vez que as diferenças de energia entre os
orbitais são pequenas, a promoção de elétrons
ocorre com um pequeno gasto de energia.
•FORMANDO ORBITAIS MOLECULARES A PARTIR DE ORBITAIS
ATÔMICOS
Orbitais atômicos
Orbital molecular antiligante
Orbital molecular ligante
Orbitais moleculares ligantes
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
A ilustração anterior mostra que a medida que o
número de orbitais moleculares aumenta diminui a
separação energética entre estes orbitais.
Nos metais a interação de um número muito grande
de orbitais forma uma banda aproximadamente
contínua de orbitais moleculares deslocalizados
por toda a rede metálica.
O número de elétrons disponível não preenche
completamente esses orbitais.
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo do Orbital Molecular Para os Metais
• Ao movermos ao longo da série de metais de
transição, a banda antiligante começa a ficar
preenchida.
• Desta forma, a primeira metade da série de
metais de transição tem apenas interações
ligante-ligante, a segunda metade tem interações
ligante-antiligante.
LIGAÇÃO METÁLICA
Modelo do Orbital Molecular Para os Metais
• Espera-se que o meio da série de metais de
transição tenha os pontos de fusão mais altos.
• O intervalo de energia entre as bandas é
chamado de intervalo de bandas, nível proíbido
ou lacuna de banda.
ISOLANTES, CONDUTORES E
SEMICONDUTORES INTRÍNSECOS
Tabela 3 :
ISOLANTES, CONDUTORES E
SEMICONDUTORES INTRÍNSECOS
Banda de
Banda de
Grande lacuna
entre as bandas
Banda de
Pequena lacuna
entre as bandas
Banda de
Ex: Diamante
Banda de
Banda de
Ex: Lítio
Ex: Silício
SEMICONDUTORES EXTRÍNSECOS
A condutividade elétrica de um semicondutor pode ser
modificada adicionando-se pequenas quantidades de
outras substâncias.
Esse processo é denominado dopagem.
Consideremos o que acontece quando o Si é dopado
com elementos do grupo 15 como P, As, Sb ou Bi.
Os átomos de P substitui o Si em posições aleatórias
na estrutura.
Entretanto o P possui 5 elétrons de valência por átomo,
enquanto o Si possui 4 elétrons de valência.
SEMICONDUTORES EXTRÍNSECOS
Em um semicondutor do tipo “n” (por exemplo Si
dopado com As) um nível doador está próximo da
banda de condução em termos de energia.
Em um semicondutor do tipo “p” ( por exemplo Si
dopado com Ga) a condutividade elétrica é devida a
um nível receptor ser populado termicamente o que
deixa vazios (buracos positivos) na banda inferior
SEMICONDUTORES EXTRÍNSECOS
Semicondutores Extrínsecos
Os semicondutores extrínsecos contêm dopantes; um
dopante é uma impureza introduzida em um
semicondutor em quantidades mínimas para reforçar
a sua condutividade elétrica.
SEMICONDUTORES INTRÍNSECOS
Semicondutores Íntrínsecos:
Se um material se comporta como um semicondutor
sem a adição de dopantes, ele é um semicondutor
intrínseco.
NÍVEL DE FERMI
O nível de energia do orbital mais alto ocupado em um
metal no zero absoluto é chamado nível de Fermi
SEMICONDUTORES INTRÍNSECOS E
EXTRÍNSECOS
INTRÍNSECO
EXTRÍNSECO
EXTRÍNSECO
BANDA DE
CONDUÇÃO
Nível doador
Nível receptor
BANDA DE
VALÊNCIA
Silício puro
Silício
dopado com
Fósforo .
Semicondutor
do tipo “n”
Silício
dopado com
Gálio.
Semicondutor
do tipo “p”
SEMICONDUTORES INTRÍNSECOS E
EXTRÍNSECOS
No silício puro (semicondutor intrínseco) os elétrons
da banda de valência apenas preenchem a banda de
energia permitida de mais baixa energia.
No Si dopado com P (semicondutor extrínseco) o
excesso de elétrons ocupa os orbitais de mais baixa
energia na banda de condução. Esses elétrons são
capazes de conduzir corrente elétrica.
SEMICONDUTORES EXTRÍNSECOS
No Si dopado com Ga ( semicondutor extrínseco) não
existem elétrons em número suficiente para ocupar
completamente a banda de valência. A presença de
orbitais vazio nessa banda permite a passagem de
corrente.
SEMICONDUTORES EXTRÍNSECOS
Se o Si é dopado com um elemento do grupo 13 como
o Ga, In e Tl , a banda de valência está preenchida
de maneira incompleta porque o Ga, In e Tl tem 3
elétrons na camada de valência.
Nesse caso os elétrons podem mover-se dos orbitais
moleculares ocupados para aqueles que estão vazios
na banda de valência.
SEMICONDUTORES EXTRÍNSECOS
O Si dopado com Ga, In ou Tl é chamado
semicondutor do tipo “p” porque esta dopagem cria
sítios vagos de elétrons que podem ser tratados
como buracos positivos no sistema.
LIGAS
As ligas têm mais de um elemento com características
de metais.
• Os metais puros e as ligas têm propriedades físicas
diferentes.
• Na joalheria, usa-se uma liga de ouro e cobre (a liga
é bastante dura; o ouro puro é muito macio).
• As ligas de solução são misturas homogêneas.
• Ligas heterogêneas: os componentes não estão
dispersos uniformemente (por exemplo, aço de
perlita tem duas fases: Fe quase puro e cementita,
Fe3C).
QUADRO 2 - ALGUMAS LIGAS COMUNS
ELEMENTO
PRIMÁRIO
• .
NOME DA LIGA
COMPOSIÇÃO EM
MASSA
BISMUTO
COBRE
METAL DE
MADEIRA
LATÃO AMARELO
50% Bi, 25% Pb,
12,5% Sn, 12,5% Cd
67% Cu, 33% Zn
FERRO
AÇO INOXIDÁVEL
80,6 Fe, 0,4%C,
18% Cr, 1% Ni
CHUMBO
SOLDA DE
CHUMBO
67% Pb, 33% Sn
PRATA
PRATA ESTERLINA
92,5% Ag, 7,5% Cu
LIGAS DE SOLUÇÃO
Existem dois tipos de ligas de solução :
– Liga substitucional (os átomos do soluto tomam
as posições do solvente);
– Liga intersticial (o soluto ocupa sítios
intersticiais na rede metálica).
• Nas ligas substitucionais:
– os átomos devem ter raios atômicos
semelhantes, e características de ligação
química.
– Um exemplo é a prata esterlina.
LIGAS DE SOLUÇÃO
• Nas ligas intersticiais:
– um elemento deve ter um raio
significativamente menor do que o outro (para
que caiba no sítio intersticial), por exemplo,
um não-metal.
– A liga é bem mais forte do que o metal puro
(ligação fortalecida entre não-metal e metal).
– Exemplo: aço (contém até 3% de carbono).
LIGAS HETEROGÊNEAS
• NA LIGA HETEROGÊNEA OS
COMPONENTES NÃO ESTÃO DISPERSOS
UNIFORMEMENTE.
• EM GERAL, AS PROPRIEDADES DAS LIGAS
HETEROGÊNEAS DEPENDEM NÃO APENAS
DA COMPOSIÇÃO MAS TAMBÉM DA
MANEIRA PELA QUAL O SÓLIDO É
FORMADO A PARTIR DA MISTURA
FUNDIDA.
LIGAS HETEROGÊNEAS
– O RESFRIAMENTO RÁPIDO LEVA A
PROPRIEDADES DISTINTAS DAQUELAS
QUE SÃO OBTIDAS PELO
RESFRIAMENTO LENTO.
LIGA SUBSTITUCIONAL A ESQUERDA E
INTERSTICIAL A DIREITA
LIGA SUBSTITUCIONAL
LIGA INTERSTICIAL
COMPOSTOS INTERMETÁLICOS
OS COMPOSTOS INTERMETÁLICOS SÃO
LIGAS HOMOGÊNEAS QUE TÊM
PROPRIEDADES E COMPOSIÇÕES
DEFINIDAS.
– Ex: CuAl2, MgZn2, Cu3Au, NaTl, Na5Zn21.
– OUTROS EXEMPLOS : Ni3Al → PRINCIPAL
COMPONENTE DO MOTOR DE
AERONAVES A JATO DEVIDO A SUA
RESISTÊNCIA E BAIXA DENSIDADE.
– Cr3Pt → REVESTIMENTO DE LÂMINA DE NAVALHA
TABELA 4 : TIPOS DE SÓLIDOS CRISTALINOS
TIPO DE SÓLIDO
MOLECULAR
COVALENTE
IÔNICO
METÁLICO
FORMA DAS
PARTÍCULAS
UNITÁRIAS
ÁTOMOS E
MOLÉCULAS
ÁTOMOS
LIGADOS EM
UMA REDE DE
LIGAÇÕES
COVALENTES
ÍONS POSITIVOS
E NEGATIVOS
ÁTOMOS
FORÇA ENTRE AS
PARTÍCULAS
EXEMPLOS
FORÇAS DE
DISPERSÃO DE
ARGÔNIO,
LONDON,
METANO,
FORÇAS DIPOLOSACAROSE,
DIPOLO,
GELO SECO, H2O
LIGAÇÕES DE
HIDROGÊNIO
LIGAÇÕES
COVALENTES
DIAMANTE,
QUARTZO, SiO2
SiC, Al2O3
LIGAÇÕES
IÔNICAS
CLORETO DE
SÓDIO, NITRATO
DE CÁLCIO
LIGAÇÕES
METÁLICAS
TODOS OS ELEMENTOS METÁLICOS
Ex: Na, Ag, Fe, W