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Ligações Atômicas 10 LIGAÇÕES ATÔMICAS 1.1. INTRODUÇÃO O comportamento de um material pode ser eficientemente previsto a partir da análise do mesmo aos níveis subatômico, atômico e microscópico. Assim, toma-se necessário examinar o mesmo, no tocante aos átomos que constituem o material, bem como o comportamento eletrônico dos mesmos. À estrutura de qualquer material é diretamente dependente dos tipos de átomo envolvidos e das ligações atômicas que eles formam. 11.2. INTERAÇÕES ATÔMICAS A base de qualquer unidade estrutural em ciência e engenharia de materiais é o átomo. O átomo consiste basicamente de três partículas subatômicas: prótons, elétrons e nêutrons. No centro do átomo localiza-se o núcleo, que tem diâmetro próximo a 10“ m. Este núcleo é envolvido por uma nuvem de elétrons de densidade variável, que resulta em um diâmetro atômico final de 10'ºm. No núcleo, onde residem prótons e nêutrons, está a quase totalidade da massa atômica. A massa de um próton é igual a 1,673x10!g e sua carga elétrica é de +1,802x10"º coulombs (C). O nêutron é pouco mais pesado que o próton e tem massa igual a 1,675x107'g porém, é eletricamente neutro. O elétron tem massa de 9,109x10g e carga igual a - 1,6802x10'º coulombs. Portanto, a quase totalidade do volume atômico concentra-se na nuvem de elétrons, porém, esta colabora com apenas uma pequena parte da massa final do átomo. Os elétrons, particularmente os mais extemos, determinam a maioria das características elétricas, mecânicas, químicas e térmicas do átomos e assim, o conhecimento básico do mesmo é necessário no estudo dos materiais. A estrutura interna dos materiais é resultado da agregação de átomos obtida através de forças de ligação interatômicas. Esta agregação, em função das características de tais ligações, pode resultar nos estados sólido, liquido e gasoso. Basicamente, os átomos podem atingir uma configuração denominada de estável a partir de três maneiras, quais sejam: ganho de elétrons, perda de elétrons ou compartilhamento de elétrons. A facilidade em ganhar elétrons caracteriza o átomo como elemento eletronegativo; a facilidade em perder elétrons o caracteriza como sendo um elemento eletropositivo. Existem também os átomos que não apresentam facilidade em perder ou ganhar elétrons. Estas características atômicas resultam na Ligações Atômicas q existência de três tipos de ligações atômicas, denominadas como primárias ou fortes, que são mostradas na tabela |1.1 ELEMENTO ELETROPOSITIVO + LIGAÇÃO IÔNICA ELEMENTO ELETRONEGATIVO ELEMENTO ELETROPOSITIVO ] + LIGAÇÃO METÁLICA ELEMENTO ELETROPOSITIVO ELEMENTO ELETRONEGATIVO . + LIGAÇÃO COVALENTE ELEMENTO ELETRONEGATIVO Tabela |l.1. Relação entre características atômicas e ligações resultantes. IL3. LIGAÇÕES IÔNICAS É o resultado da interação entre íons positivos (cátions) e negativos (anions). Um exemplo que pode ser considerado clássico de ligação iônica ocorre na formação do Nac] (sal de cozinha). A estrutura formada pelo NaCl é exibida na figura 11.1. ESTRUTURA DO NaCl CI.» (VÉRTICES) Na + (INTERSTÍCIOS) Figura 11.1. Estrutura formada pelo NaCl. O sódio possui as duas primeiras camadas eletrônicas completas e a terceira com apenas um elétron. Isto mostra que o Na tem facilidade em perder um elétron (eletropositivo) para adquirir a configuração eletrônica estável. Por outro lado, o cloro apresenta em sua camada mais extema sete átomos ou seja, ele tem facilidade em Ligações Atômicas 13 elétrons livres (nuvem eletrônica) e íons positivos. Estes elétrons livres são originários da última camada de valência, fracamente presos ao átomo, e que estão livres dentro da estrutura metálica. Através de tais elétrons pode-se explicar as altas condutividades elétrica e térmica dos metais. À figura |1.3. Mostra as ligações metálicas observadas em metais. Figura |1.3. Ligações metálicas (nuvem de elétrons) encontradas nos metais. Os três tipos de ligações primárias mencionados raramente ocorrem individualmente. Na verdade, um mesmo material pode exibir uma combinação destes tipos, formando materiais com ligações mistas. Um exemplo é o NaNO; (nitrato de sódio), que apresenta ligações covalente no radical nitrato NOy e ligações iônicas entre os íons Na* e NOy. Uma outra classe de ligações, denominadas de ligações fracas, pode ser encontrada em algumas substâncias. Estas ligações contribuem para a atração entre átomos e são classificadas como forças de Van Der Walls. Tal classe de ligações permite explicar a condensação dos gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Ra). Estes elementos apresentam orbitais perfeitamente completos (8 e 2 elétrons na última camada) e dessa forma tais átomos deveriam permanecer monoatômicos em qualquer temperatura. Entretanto, em temperaturas extremamente baixas, a existência das forças de Van Der Walls pode provocar a união dos elementos nobres. 11.6. DISTÂNCIAS INTERATÔMICAS Os átomos constituintes de um material sólido encontram-se em um estado de constante movimento vibratório ao redor de suas posições de equilíbrio. A intensidade de tal movimento vibratório depende da temperatura em que se encontra o material. Nos estudos das estruturas dos materiais sólidos, tal movimento pode ser considerado Ligações Atômicas 4 desprezível ao se considerar que tal material é um agregado estático de átomos interligados e localizados em pontos de equilíbrio de tais movimentos. Independente do tipo de ligação existente entre dois átomos do agregado atômico em questão, seja ela iônica, metálica ou ainda covalente, os pontos de equilibrio resultam da interação de dois tipos de força. O primeiro tipo é a força de atração, que é resultante da ligação existente (iônica, metálica ou covalente) e é responsável pela agregação atômica. O outro tipo de força a ser considerado é o de repulsão, que resulta da proximidade acentuada de nuvens eletrônicas dos átomos. Esta força permite explicar a existência de "espaços vazios" no volume em torno de um núcleo atômico, Tais vazios comprovam o movimento de nêutrons dentro de determinados materiais utilizados na confecção de reatores nucleares. Os nêutrons caminham através de muitos átomos até colidiem com os núcleos. Este espaço interatômico é resultado da interação entre forças de repulsão com as de atração dando origem a uma distância de equilíbrio entre os átomos, que é o ponto onde ambas as forças são iguais. Em termos de energia, a distância de equilíbrio entre os átomos será aquela em que a energia potencial tem valor minimo ou quando a força de repulsão apresentar valor igual a de atração. Para ilustrar a interação de forças pode-se tomar o caso de uma ligação iônica, onde tais forças podem ser determinadas mais facilmente. A força de atração (Fa) neste caso é dada pela ação de duas cargas pontuais: (erezoe) Fa = - - (11.1) A dr E) a? onde Z;, e Z, são números de elétrons removidos ou adicionados aos átomos na formação do ion, "e" é a carga do elétron, cy é a permissividade do espaço vazio (8,85x102C%Nm?) e "a" é a distância interatômica. A força de repulsão (Fr) em uma ligação iônica é encontrada experimentalmente como sendo inversamente proporcional à distância de separação entre os íons e é dada pela equação: nb FR - “aut (11.2) onde b e n são constante, sendo que n vale entre 7 e 9 para a ligação iônica no NaCl. Assim, a força resultante (Frota) é dada pela soma das forças de atração e repulsão: Ligações Atômicas 16 o Attraction Force Interionic distance a. Figura 11.4. Diagrama esquemático da interação entre forças de atração e repulsão no ponto de equilíbrio. A estrutura cristalina caracteriza-se por arranjos atômicos ordenados espacialmente. É a estrutura típica dos metais. A estrutura amorfa caracteriza-se por apresentar arranjos atômicos desordenados e aleatórios, semelhante à estrutura do estado liquido. Entretanto, a estrutura amorfa pode exibir regiões isoladas de ordenação atômica, sendo estas de curto alcance. A estrutura molecular se caracteriza pela existência de moléculas como unidade estrutural. Tais moléculas são formadas por átomos arranjados de forma ordenada e pré-determinada. É o tipo de estrutura observada nos plásticos. EXERCÍCIOS 11.1. Descreva sucintamente as ligações atômicas primárias iônica, covalente e metálica. I.2, Após a ionização, por que um íon de sódio se torna menor que um átomo de sódio? 11.3. Após a ionização, por que um ion de cloro se torna maior que um átomo de cloro? Ligações Atômicas 17 IL.4. Por que o diamante tem dureza muito elevada? I1.5. Por que os metais são bons condutores de calor e de eletricidade? 11.6. Calcule a força de atração entre o par iônico Na* e F', quando os mesmos estão se tocando. Assuma que o raio iônico do Na” é 0,095nm e do F é 0,136nm. 
