Apresentação do PowerPoint

ESTRUTURA INTERNA DOS MATERIAIS
Base atômica da estrutura
Um dos principais alicerces do conhecimento científico é a ideia de que a
matéria é formada por átomos.
O conhecimento da estrutura dos átomos é a chave para o entendimento de
muitos fenômenos que nos cercam. A partir de dados experimentais, os cientistas
imaginam como deve ser a estrutura do átomo, estabelecendo o que chamamos de
modelo.
Um modelo atômico deve:
Explicar observações experimentais;
Predizer novas observações;
Ser passível de modificações quando novos fatos experimentais são descobertos;
ESTRUTURA INTERNA DOS MATERIAIS
Classificação dos Materiais
Os materiais sólidos tem sido agrupados em três classificações básicas:
a)
Metais: normalmente compostos por elementos metálicos. São bons
condutores de eletricidade devido à presença de elétrons livres.
b)
Cerâmicos: São compostos entre elementos metálicos e não-metálicos.
São os óxidos, nitratos.
c)
Polímeros: São os compostos de borracha e plástico. Exemplo: PVC, PE.
Modelo atômico de Bohr
Estrutura Atômica
Tanto o elétron quanto o próton são eletricamente carregados, sendo a magnitude da
carga igual a 1,6 x 10-19 C.
Prótons e nêutrons possui a mesma massa, 1,67 x 10-27 kg , sendo maior que a
massa de um elétron que é 9,11x10-31 kg.
Cada elemento químico é caracterizado pelo número de prótons no núcleo, ou
número atômico Z. Para um átomo eletricamente neutro, o número de prótons é
igual ao número de elétrons
Postulados do modelo de BOHR
 Na eletrosfera os elétrons giram não se encontram em qualquer posição.
Eles giram ao redor do núcleo em órbitas fixas e com energia definida. As
órbitas são chamadas eletrônicas;
 Os elétrons ao se movimentarem numa camada eletrônica não absorvem
nem emitem energia;
 Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais
próximas do núcleo, isto é, as camadas que apresentam menor
quantidade de energia;
 Um átomo está no estado fundamental quando seus elétrons ocupam as
camadas menos energéticas;
Modelo de BOHR
O modelo orbital
Leva em consideração duas ideias importantes sobre o
comportamento da matéria: o caráter de onda eletromagnética que o elétron
apresenta e a impossibilidade de se conhecer simultaneamente a posição e a
velocidade um elétron.
Foi provado que o elétron dependendo das condições a que era
submetido,
ora apresentava propriedade de partícula, ora de onda
eletromagnética.
Pelo Princípio da Incerteza de Heisenberg é impossível determinar
com precisão a velocidade e posição de um elétron. Denominamos de orbital
a região ao redor do núcleo onde é mais provável se encontrar um
elétron.
O modelo orbital
No modelo mecânico ondulatório, considera-se que o elétron exibe características
tanto de onda quanto de partícula.
Nesse novo modelo, o elétron não é tratado como uma partícula que se move em
órbita discreta. A posição do elétron é considerada como a probabilidade do elétron
estar em vários locais ao redor do núcleo.
A posição, então, é descrita por uma distribuição de probabilidade.
Números quânticos
A descrição do elétron como tendo tanto propriedades de partículas como de onda
eletromagnética é feita a partir de uma complexa equação matemática. A resolução
dessa equação fornece os parâmetros necessários para caracterizar um orbital num
átomo.
Um elétron é caracterizado por quatro números quânticos:
1) Número quântico principal (n): indica a região ao redor do núcleo onde o
orbital está localizado. Ela é chamada de nível de energia e é representada pela letra
“ n” . A máxima quantidade de elétrons é igual a 2n2 .
2) Número quântico secundário ou azimutal (l): indica a forma geométrica do
orbital. Pode apresentar valores de 0 a n-1. Os valores mais conhecidos são: 0, 1, 2
e 3.
3) Número quântico magnético (m): indica a orientação do orbital no espaço. O
número de orientações é dada pela fórmula: 2*l+1. A orientação é dada em função
do sistema tridimensional de eixos cartesianos.
4) Número quântico de spin (ms): indica o sentido de rotação do elétron ao redor
do seu eixo.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE ALGUNS ÁTOMOS
Tabela Periódica
As linhas horizontais são chamadas de períodos. Cada período corresponde ao
preenchimento de um nível de energia. Os elementos situados em um período
apresentam o mesmo número de níveis de energia.
As colunas verticais são chamadas grupos identificadas por números de 1 a 8.
Os grupos são divididos em subgrupos denominados de famílias.
Os elementos de uma mesma família possuem a mesma distribuição eletrônica
no último nível de energia.
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
Esses elementos se caracterizam por apresentar na configuração eletrônica:
 O último elétron do subnível “d” do penúltimo nível;
 1 ou 2 elétrons no subnível “s” do último nível;
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Os agregados atômicos que formam as substâncias são responsáveis pelas
diferentes propriedades que elas apresentam. Para formar os agregados atômicos, os
átomos devem permanecer próximos uns dos outros.
Admite-se, então que existe uma força responsável pela união dos átomos. Toda
vez que ocorre a formação de uma ligação química há liberação de energia. Isto
significa que a energia do sistema é menor do que quando os átomos se encontram
separados.
Forças e Energias de Ligação
No estado de equilíbrio a força líquida é nula. Os centros de dois átomos
permanecerão separados por uma distância de equilíbrio (ro).
Uma vez na posição, os dois átomos reagirão com ação oposta a qualquer tentativa
de separá-los ou de aproximá-los.
Energia de ligação: corresponde a energia no ponto mínimo da curva.
A energia de ligação representa a energia necessária para separar estes dois átomos
até uma distância infinita.
Três tipos de ligação química são encontradas em sólidos: iônica, covalente e
metálica. A ligação envolve os elétrons de valência. Em geral, cada uma destes
tipos de ligação surge a partir da tendência dos átomos de assumir estruturas
eletrônicas estáveis, tais como aquelas dos gases nobre.
LIGAÇÃO IÔNICA
É sempre encontrada em compostos que são constituídos de ambos elementos
metálicos e não-metálicos.
No processo de união, todos os átomos adquirem configuração de gás nobre ou
estáveis e adicionalmente carga elétrica, tornando-se íons. O cloreto de sódio é um
material iônico clássico.
LIGAÇÃO COVALENTE
A configuração eletrônica estável se dá pelo compartilhamento de elétrons de
átomos adjacentes.
LIGAÇÃO METÁLICA
É encontrada em metais e suas ligas. Materiais metálicos tem um, dois ou três
elétrons de valência sendo estes livres para se mover pela estrutura do material.