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Capítulo 1 – Atomística – Prof. Marco Aurélio Fregonezi – 28/08/2017

ENT 200 – Materiais Elétricos e Magnéticos 1

Capítulo 1 – ATOMÍSTICA

1.1 ELEMENTOS QUÍMICOS

Qualquer material pode ser dividido ao meio diversas vezes, e esse número está relacionado à menor divisão que o material pode sofrer, ou seja, à obtenção de uma porção indivisível da matéria, chamada de átomo, palavra que significa “indivizível” (a palavra “tomo” significa “divi-são”. Atualmente já se sabe que o átomo pode ser dividido em partes individualizadas.

O modelo atômico atual assume a existência de um núcleo, onde está quase toda a massa, constituído de cargas positivas (prótons) e neutras (nêutrons), rodeado de elétrons (cargas nega-tivas). O núcleo exerce atração eletrostática sobre os elétrons, fazendo com que estes circulem ao seu redor.

Quando se fala em modelo, se está falando de uma suposição, algo impossível de ser com-provado, mas que satisfaz aos cálculos matemáticos usados para explicar os fenômenos observá-veis.

O número atômico, representado pela letra Z, é dado pela quantidade de prótons. Em um átomo neutro, a quantidade de elétrons é igual à quantidade de prótons (equilíbrio de cargas). O número atômico define o átomo.

Há há mais de cem tipos de átomos, definidos pela quantidade de prótons (a massa atô-mica), chamados pelo nome. Cada tipo de átomo possui propriedades próprias. Quase toda a massa do átomo está concentrada no núcleo, o tipo de átomo pode ser definido por meio de sua massa atômica. A massa atômica é dada pela soma da quantidade de prótons e da de nêutrons.

Isótopos são átomos de mesmo número atômico e massas diferentes, ou seja, com a mesma quantidade de prótons e quantidades diferentes de nêutrons.

Os átomos podem se agrupar formando moléculas, que podem ser de dois tipos:

• Simples: Formadas por átomos iguais.

• Compostas: Formadas por átomos diferentes.

Os elétrons orbitam em torno do núcleo e possuem dois tipos de energia:

• Cinética: Energia de movimento, dinâmica.

• Potencial: Energia de posição, estática.

A energia potencial EP expressa o quão distante o sistema está da situação de mínima ener-gia potencial. O nome “potencial” diz respeito à capacidade do elemento de realizar trabalho (W). As principais formas de energia potencial são:

• Gravitacional: Promovida por uma força gravitacional.

• Elástica: Promovida por uma deformação elástica.

• Elétrica: Promovida por um campo elétrico sobre uma carga elétrica.

• Magnética: Promovido por uma força magnética sobre um metal.



A energia cinética EC expressa a relação entre a velocidade e a massa do objeto e é dada pela integral da quantidade de movimento Q em função da velocidade.

vmQ dvQEC 2

21 vmEC

Se a órbita é circular ou esférica, as energias cinética e potencial são constantes ao longo do tempo. A velocidade dos elétrons é tal que a força centrífuga (radial para fora da esfera) é igual, em módulo, à força centrípeta (atração ao núcleo, radial pra dentro da circunferência), de

modo que não há movimento radial, o raio (r) e a velocidade angular () são mantidos constantes ao longo do tempo. Há, somente, movimento tangencial. Em termos de coordenadas polares ou

esféricas, há, somente, variação no ângulo instantâneo . A energia de um elétron pode ser de-terminada pelo raio de sua órbita.

Se a órbita é elíptica ou elipsóide, o raio é variável, tal como a velocidade tangencial e a velocidade angular. Quanto mais perto do núcleo (posição A), maior é a energia cinética e menor a potencial, e, quanto mais longe (posição B), maior é a potencial e menor a cinética, mantendo-se constante a energia ao longo de todo o percurso de 360o.

Em uma posição que chamaremos de “A”, as velocidade tangencial e angular são grandes, bem como a força de atração; em outra posição que chamaremos de “B”, as velocidades e a atra-ção são pequenas. Tem-se, então, um sistema oscilante, onde energia cinética e potencial são trocadas, tal como num sistema massa-mola harmônico. Energia potencial e cinética são alterna-dos com um determinado ângulo de defasagem. Na órbita elíptica, existe o raio médio, onde o elétron tem a máxima probabilidade de ser encontrado, o mesmo raio do círculo de mesma área. São definidos, também, os limites de raio superior (externo) e inferior (interno), onde o elétron tem a mínima probabilidade de ser encontrado. Como a velocidade do elétron no raio mínimo é maior do que no raio máximo, o cálculo das probabilidades temporais de ocupação de cada raio (função estatística) não é simples e é estudado em física quântica.

Se a elipse gira em torno do núcleo, tem-se um anel plano de probabilidades de ocupação pelo elétron. Se esse anel gira em um eixo perpendicular, tem-se uma casca esférica tridimensio-nal espessa, uma nuvem eletrônica, chamada de orbital s.

Figura 1.1 – Exemplos de orbitais.

r

Órbita circular r(t) = cte

(t) = cte

r

Órbita elíptica

r(t) cte

(t) cte

Órbita elíptica giratória

Órbita equiva-lente à elípse giratória



Figura 1.2 – Exemplos de rotação de elipses.

As figuras acima são obtidas por meio do giro da elipse em torno do mesmo eixo a partir de onde a elipse é formada, gerando uma figura bidimensional. Girando-se esta figura em torno de um eixo ortogonal, obtém-se uma figura tridimensional.

Figura 1.3 – Função raio instantâneo.

Um átomo pode possuir várias camadas de elétrons, sendo a primeira a menos energética e a última a mais energética. Qualquer entrada ou saída de elétrons deverá ocorrer na última camada, pois, uma vez que possui mais energia cinética, é mais fácil vencer a atração gerada pelo núcleo do átomo. Quanto maior é a energia, maior é a instabilidade do elétron diante de alguma perturbação, mais fácil é retira-lo do átomo. A última camada (a mais energética) recebe o nome de faixa (de energia) de valência. A palavra valência, neste contexto, significa troca, intercâmbio ou manipulação de elétrons, situação onde é atribuído um “valor” de troca para o elétron.

A energia cinética está associada à velocidade tangencial (ou linear) dos elétrons. Ao au-mentar a energia, a órbita aumenta para que a velocidade angular média seja preservada, pre-servando a relação entre força centrífuga e força centrípeta médias, impedindo que o elétron saia de órbita.

Quando o elétron se desprende do átomo, quando ele deixa de sofrer a atração do núcleo, ele está com sua energia potencial máxima. Sua energia total (cinética + potencial) é chamada de energia de vácuo, trata-se da energia que deve ser oferecida ao elétron para que ele deixe o átomo e vague entre os outros átomos, sem ser atraído por nenhum deles, ou seja, no vácuo.

A posição estatística do elétron, em coordenadas polares, caso bidimensional, é definida pelo raio e pelo ângulo. O ângulo instantâneo não tem relevância no grau de aprofundamento deste estudo, mas o raio sim. No caso tridimensional (coordenadas esféricas), há dois ângulos envolvidos. Uma vez que, quanto maior é o raio, maior é a energia, falar em raio significa falar em energia (embora a relação entre estas duas grandezas não seja linear). Nos orbitais do tipo s, tem-se uma nuvem eletrônica; quando se fala em um raio, fala-se do seu raio médio.

Um conjunto de raios médios forma uma camada ou banda ou órbita ou faixa.

t

r(t)



Camada (ou banda ou órbita ou faixa) de valência BV: Onde situam-se os elétrons mais energéticos (EBVs), que poderão interagir com outros átomos. A fim de simplificar o texto, diver-sas siglas são empregadas sempre que uma terminologia longa for usada com freqüência. Para ser estável o átomo deve possuir 8 EBVs (regra do octeto).

Todos os sistemas da natureza tendem a assumir a configuração menos energética, um con-ceito derivado da teoria do “big bang”. Por esse motivo, os átomos tendem a completar 8 EBVs.

Alguns elementos possuem a propriedade de possuírem oito EBVs isoladamente; por esse motivo eles são estáveis na forma de átomos e formam gases, os chamados gases nobres. Uma exceção à teoria do octeto é o hélio (He), cujo número atômico é “2”, isto é, possui, apenas, dois elétrons e se estabiliza com estes dois elétrons, também formando um gás.

Os elementos são organizados na Tabela Periódica dos Elementos. Ela é dita periódica por-que as propriedades dos elementos respeitam determinados períodos representados pelas colu-nas, linhas e diagonais da tabela. Ela apresenta os elementos em ordem crescente e contínua de Z.

Os elementos são divididos em dois grandes grupos. Cada grupo possui oito subdivisões, cada subdivisão é chamada de “família” porque representa um grupo de elementos.

• Grupo A: Elementos representativos 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A

• Grupo B: Elementos de transição 1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B

1.2 NÚMEROS QUÂNTICOS

O elétron pode ser identificado biunivocamente por quatro números quânticos (provenien-tes da física quântica), que fornecem o “endereço” exato de cada elétron:

• Número quântico principal: n

• Número quântico secundário:

• Número quântico magnético: m

• Número quântico spin

A simbologia convencional emprega letras minúsculas para os números quânticos. Embora o elétron não possua “identidade”, os quatro números quânticos expressam o papel que o elétron desempenha no átomo em um determinado instante. Os números quânticos são valores puros, adimensionais, e possuem valores simbólicos, sem nenhuma relação direta com alguma grandeza física. Os números quânticos foram criados para facilitar os cálculos estatísticos.

O número quântico principal (n) possui este nome porque representa a antiga divisão em camadas atômicas, uma das primeiras classificações atribuídas aos elétrons, apresentada pelo físico dinamarquês Niels Bohr, em 1913, o modelo atômico de Bohr. Neste modelo, a distribuição eletrônica é feita por meio de diversas camadas atômicas. Este número indica o nível de energia do elétron.

As camadas atômicas formam a eletrosfera do átomo. As órbitas são fixas e os elétrons não podem ocupar, de forma estacionária, chamadas de bandgaps ou, simplesmente, gaps.

O número quântico principal varia matematicamente de 1 a infinito, mas os elementos des-cobertos até o momento permitem o valor máximo de n = 7, tendo o valor 1 a mínima energia. Na tabela periódica, n é representado pelas linhas. As órbitas recebem, como nome, letras de K a



Q, relativas a n = 1 a 7, respectivamente. À medida em que novos elementos vão sendo desco-bertos ou sintetizados, uma nova linha para a tabela periódica poderá ser escrita e o número quântico principal chegará ao valor 8 (órbita R). Grande parte dos elementos de número atômico elevado não são encontrados na natureza, são obtidos em laboratório e existem, apenas, em con-dições controladas de temperatura e de pressão.

Figura 1.4 – O modelo atômico de Bohr.

Nível de energia n não é sinônimo de órbita, pois, para um mesmo n, podem haver diversas órbitas, e, em uma mesma órbita, pode existir mais de um elétron, motivo pelo qual é necessário definir os demais números quânticos.

O número quântico secundário () ou azimutal representa o subnível energético e pode va-riar de 0 a n-1, onde n é o número quântico principal. Quanto maior for o nível de energia n, maior

é a quantidade de subníveis de energia . A palavra “azimute” significa “orientação”.

Dentro de um mesmo nível de energia n, o subnível energético é mínimo para o valor 0 e máximo para n-1. O número quântico secundário representa o tipo de orbital, a figura tridimen-sional formada pela órbita. À medida em que novos elementos forem descobertos ou sintetiza-

dos, um novo tipo de orbital pode ser verificado, para = 4. Uma forma de memorizar estas qua-

tro siglas na ordem crescente de é lembrar de São Paulo (SP) e Distrito Federal (DF).

A quantidade de elétrons alojáveis por um tipo de orbital é sempre o dobro da quantidade de órbitas formadas por cada tipo de orbital. O orbital do tipo s possui formato esférico, ou seja, possui, apenas, uma orientação no eixo tridimensional. Por ser esférico, há quem atribua, equi-vocadamente, a sigla s à palavra “spheric”. O modelo atômico de Bohr previa a existência, apenas, deste tipo de orbital.

Nome Sigla Capacidade Órbitas

Sharp s 0 2 elétrons 1

Principal p 1 6 elétrons 3

Diffuse d 2 10 elétrons 5

Fundamental f 3 14 elétrons 7

Tabela 1.1 – Os tipos de orbitais.

Os orbitais do tipo d consistem de uma esfera, tal como os orbitais s, os ovoides dos orbitais p, e um anel, formando cinco tipos diferentes, alojando até dez elétrons. As cinco órbitas do tipo d são chamadas de dxy, dxz, dyz, dx2y2 e dz2. Os orbitais do tipo f apresentam desenhos mais complexos.

Com exceção do orbital s, há diversas orientações diferentes para um mesmo tipo de orbi-tal, sendo necessário mais um número quântico para determinar a orientação.

n = 1 n = 2 n = 3



Figura 1.5 – Orbitais do tipo p.

O número quântico magnético (m) representa a orientação do orbital no espaço. Para cada valor de m, há um orbital diferente, ou seja, m indica quantos orbitais o subnível l possui. O nú-

mero quântico magnético varia de – a +.

Os orbitais p, d e f apresentam diversos desenhos diferentes. O número quântico magnético serve para especificar qual destes desenhos determina a órbita do elétron em análise.

m Orbitais

0 (s) 0 1

1 (p) -1, 0, 1 3

2 (d) -2, -1, 0, 1, 2 5

3 (f) -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7

Tabela 1.2 – Os números quânticos secundário e magnético.

O número quântico spin representa o sentido de rotação do elétron e é representado por uma seta para cima ou para baixo, e pode variar de –½ a +½. Cada orbital pode alojar dois elé-trons. Como os orbitais s, p, d e f representam 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente, eles podem alojar 2, 6, 10 e 14 elétrons.

l Orbitais Elétrons

0 (s) 1 2

1 (p) 3 6

2 (d) 5 10

3 (f) 7 14

Tabela 1.3 – A quantidade de elétrons alojáveis em cada tipo de orbital.

Em 1921, os físicos alemães Otto Stern e Walther Gerlach mostraram a existência do sentido de rotação dos elétrons. A regra de Hund diz que, quando um subnível de energia l é preenchido,

X

Y

Z

X

Y

Z

X

Y

Z



a prioridade é a colocação do primeiro elétron em cada orbital; somente depois que todas as órbitas do subnível já possuírem um elétron é que o segundo elétron começará a ser colocado nos orbitais, com sentido de rotação contrário ao do primeiro elétron.

Quando um átomo não possui nenhuma órbita com apenas um elétron (nenhuma órbita semi-preenchida), ele não é atraído por campos magnéticos e forma um material diamagnético, caso contrário o material é chamado de paramagnético. A atração a campos magnéticos é tão maior quanto maior for o número de órbitas semi-preenchidas nos átomos do material.

A palavra “rotação” não é a mais adequada para retratar o sentido do número quântico spin, pois dá a idéia do elétron tratar-se de uma partícula, quando, na verdade, possui comporta-mento de partícula e onda ao mesmo tempo, porém, para o grau de aprofundamento deste es-tudo, o termo “rotação” é cabível.

Os números quânticos representam valores arbitrários, desvinculados de grandezas físicas reais, cujo propósito é o de simplificar a identificação dos elétrons de um átomo. Uma análise física da localização do elétron envolve o estudo da Equação de Schrödinger.

1.3 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

O diagrama de Linus Pauling apresenta a ordem crescente de preenchimento dos níveis de energia por parte dos elétrons no átomo. Também é de Pauling o princípio da exclusão, que diz que dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos no mesmo átomo ao mesmo tempo.

1 s 1s

2 s p 2s 2p

3 s p d 3s 3p 3d

4 s p d f 4s 4p 4d 4f

5 s p d f 5s 5p 5d 5f

6 s p d 6s 6p 6d

7 s p 7s 7p

Figura 1.6 – Diagrama de Linus Pauling.

Na figura anterior, que representa um diagrama suficiente para representar todos os ele-mentos já descobertos, tem-se sete orbitais s, seis p, quatro d, e dois f, formando um número

atômico máximo de 72 + 66 + 410 + 214 = 118. O elemento de maior número atômico já sintetizado é o 116 em 1999 por Victor Ninov.

Os elementos do grupo A (elementos representativos) possuem de 1 a 8 EBVs; número que é expresso no próprio nome do grupo (1A a 8A), exceto para o He. O número do grupo indica a quantidade de elétrons na última camada. Estes elementos apresentam a propriedade de possu-írem, apenas, o último nível de energia incompleto (exceto para a família 8A, onde o último nível de energia é completo). Todos os elementos representativos possuem, na BV, um orbital do tipo s ou um s e um p, completos ou não.



A distribuição eletrônica dos elementos do grupo A termina nos orbitais s (2 elétrons) ou p (6 elétrons). Os elementos dos grupos 1A e 2A, como possuem apenas 1 e 2 EBVs, preenchem apenas o orbital s do último nível de energia. Os elementos do grupo 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 8A lotam o orbital s e utilizam o orbital p do último nível de energia, ocupando 1,2,3,4,5 e 6 órbitas do tipo p, respectivamente.

s p EBVs configuração

1A 1 … ns1

2A 2 … ns2

3A 3 … ns2 np1

4A 4 … ns2 np2

5A 5 … ns2 np3

6A 6 … ns2 np4

7A 7 … ns2 np5

8A 8 … ns2 np6

Tabela 1.4 – Distribuição eletrônica para o grupo A.

Quando se fala em configuração eletrônica do átomo, na tabela anterior, falam-se da con-figuração do maior nível de energia, o nível de valência, que é o único nível relevante na interação entre os átomos.

A letra n representa a linha da tabela periódica (número quântico principal). O sentido das setas na tabela acima indica o sentido de rotação (spin) do elétron (de forma arbitrária). O nome do orbital é formado por três partes:

• Prefixo numérico (n): Indica a linha no diagrama de Linus Pauling e na tabela periódica.

• Letra: Indica o tipo de orbital ().

• Sufixo numérico sobrescrito: Indica a quantidade de elétrons alojados no orbital.

Os elementos do grupo B são chamados de metais de transição. Diferentemente dos ele-mentos representativos, estes elementos apresentam orbitais do tipo d ou f incompletos no úl-timo nível de energia.

• Elementos de transição interna: Apresenta um orbital d incompleto.

• Elementos de transição externa: Apresenta um orbital f incompleto.

Os elementos de transição externa se subdividem em:

• Lantanídios: Órbita de valência 4f.

• Actinídios: Órbita de valência 5f.

A tabela periódica agrupa os elementos de acordo com suas propriedades. De uma maneira geral, as famílias 1A, 2A e 3A representam metais e as 5A, 6A e 7A os não metais. Na figura a seguir, os lantanídios e os actinídios não foram incluídos.

A família 8A representa os elementos que, sem realizar nenhuma ligação, já possuem 8 EBVs (exceto o hélio), são inertes e se apresentam na forma de gases. Dentro das famílias (3-7)A, há não metais, metais e semi-metais. O hidrogênio não pertence a nenhuma classificação.



Figura 1.7 – Subdivisões da tabela periódica dos elementos.

1.4 LIGAÇÕES

Quando um elemento do grupo A não possui, por um certo motivo, a quantidade normal de EBVs, ele recebe o nome de íon, é um átomo excitado, instável, que pode ser positivo, cátion, ou negativo, ânion. O átomo neutro (não excitado) é considerado estável e inerte.

• Os elementos dos grupos 1A,2A e 3A são chamados metais (salvo algumas exceções) e, para obter 8 EBVs, doam elétrons, tornando-se cátions. São chamados átomos doadores. É mais fácil doar um, dois ou três EBVs do que receber sete, seis ou cinco EBVs.

• Os elementos dos grupos 5A,6A e 7A são chamados de não-metais (salvo algumas exceções) e, para obter 8 EBVs, recebem elétrons, tornando-se ânions. São chamados átomos aceita-dores. É mais fácil receber três, dois ou um EBV do que doar cinco, seis ou sete EBVs.

• Íon positivo (cátion): Elétron(s) a menos no átomo.

• Íon negativo (ânion): Elétron(s) a mais no átomo.

Dentre estas as duas grandes classes de elementos, há os semicondutores (4A), que corres-pondem ao meio termo entre os metais (1A, 2A e 3A) e os não-metais (5A, 6A e 7A), elementos cuja determinação sobre doação ou aceitação de EBVs é mais complexa. Há, também, os gases nobres (8A), que, de forma natural, não realizam ligações químicas, pois já possuem oito EBVs.

Cada elétron a mais representa uma carga negativa e cada elétron a menos (eletricamente equivalente a um próton a mais) representa uma carga positiva.

• Carga positiva (+): É a existência de um elétron a menos. O elemento com um elétron a menos recebe o nome de cátion. Um cátion pode conter 1,2 ou 3 cargas positivas.

• Carga negativa (-): É a existência de um elétron a mais. O elemento com um elétron a mais recebe o nome de ânion. Um ânion pode conter 1,2, ou 3 cargas negativas.

Para permanecer com 8 EBVs, os átomos (neutros) transformam-se em íons, doando ou aceitando elétrons. Um íon é mais forte tanto quanto for a quantidade de elétrons que ele ganhou

Gases Nobres

Halogênios

Outros não-metais

Semi-metais

Outros metais

Metais de transição

Metais alcalinos

Metais alcalinos terrosos Calcogênios

1A

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

3B 4B 5B 6B 7B 1B 2B 8B



ou perdeu. A força de um íon reflete a tendência de retornar ao estado estável, o da neutralidade. Os elementos do grupo 8A são estáveis sem ionizar-se, são inertes.

Os elementos da família 1A possuem maior tendência doadora que os da família 2A e 3A. Da mesma forma, os elementos da família 7A possuem maior tendência aceitadora que os da família 5A. Os elementos da família 4A são o meio termo entre doador e aceitador.

Família Íon Recebe Cargas

1 A cátion -1 elétrons 1 positiva

2 A cátion -2 elétrons 2 positivas

3 A cátion -3 elétrons 3 positivas

5 A ânion +3 elétrons 3 negativas

6 A ânion +2 elétrons 2 negativas

7 A ânion +1 elétrons 1 negativa

Tabela 1.5 – Ionizações para o grupo A.

Cátion Ânion Característica

7A 1A Forte

6A 2A Médio

5A 3A Fraco

Tabela 1.6 – Força dos íons.

Há dois tipos de ligações:

• Primárias: Têm força de ligação entre 100 e 1000 kJ/mol.

• Secundárias: Têm força de ligação entre 0,1 e 10 kJ/mol.

As ligações secundárias são as chamadas ligações de Wan der Waals e não são abrangidas neste estudo.

Há três tipos de ligações primárias:

• Iônica

• Covalente

• Metálica

1: LIGAÇÃO IÔNICA

Também chamada de ligação eletrovalente, a ligação iônica ocorre entre um metal (1A,2A,3A) e um não metal (5A,6A,7A). Os elementos do grupo A possuem a tendência de intera-gir com outros átomos para completar os 8 EBVs. Os metais (1A, 2A, 3A) possuem a propriedade de doar elétrons, transformando-se em cátions. Os não-metais (5A, 6A, 7A) possuem a proprie-dade de aceitar elétrons, transformando-se em ânions. A formação de íons é o motivo deste tipo de ligação ser chamada de “iônica”. Em outras palavras, a ligação iônica envolve a transferência de elétrons de um átomo para outro a fim de que ambos obtenham 8 EBVs.

Neste tipo de ligação, tem-se átomos carregados positivamente e negativamente, for-mando uma atração eletrostática que faz o material possuir uma elevada rigidez mecânica quanto a flexão, mas uma baixa rigidez mecânica quanto ao cisalhamento (quebra ou trincamento). Trata-se de uma ligação direcional, isto é, tem-se uma carga positiva e uma negativa, um campo elétrico com orientação determinada pelas cargas.



A ligação iônica consiste na doação de um ou mais elétrons por parte de um átomo das famílias 1A, 2A ou 3A para um átomo da família 5A, 6A ou 7A. Deve haver equilíbrio de cargas positivas e negativas, ou seja, a quantidade de cargas positivas geradas deve ser igual à quanti-dade de cargas negativas geradas, para que o produto da reação continue neutro.

Íons fortes realizam a ligação iônica liberando grande energia, enquanto os fracos liberam pouca energia; as ligações iônicas fortes são mais estáveis (menos energéticas) que as fracas. Para realizar uma ligação iônica com um elemento da família 4A é preciso adicionar muita energia para acrescentar ou remover 4 elétrons, a ligação é instável e nem sempre possível.

A ligação iônica proporciona a formação de sal e água a partir de uma base e um ácido. De uma maneira simples, pode-se definir uma base como sendo um elemento das famílias 1A,2A ou 3A ligado ao ânion OH- (hidroxila) e um ácido como sendo um elemento das famílias 5A,6A ou 7A ligado ao cátion H+ (hidreto). Na realidade, tais conceitos são mais complexos e foram simplifica-dos aqui em razão do propósito deste estudo.

Um exemplo clássico é a reação de dupla troca abaixo (reação de neutralização de uma base e um ácido):

base ácido sal água

NaOH + HCl NaCl + H2O

Geralmente, a água é formada em estado gasoso.

No NaCl tem-se os íons Na+ e Cl-, que se atraem mutuamente, fomando cristal, com alto grau de dureza e elevado ponto de fusão. O cristal de sal NaCl possui ligação iônica, que é muito forte, impedindo o movimento de EBVs, sendo, assim, bom isolante.

A ligação iônica é encontrada também nos materiais cerâmicos, proporcionando a eles boa isolação elétrica, alto ponto de fusão e grande dureza.

2: LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente ocorre quando, ao invés de haver doação e aceitação de EBV, há com-partilhamento de pares de EBV s entre dois átomos. Em uma ligação covalente, cada átomo for-nece um EBV, cada EBV pertence, simultaneamente, aos dois átomos. Ocorre, geralmente, entre não metais. Os elementos do grupo 4A (semicondutores) não são nem doadores nem aceitadores de elétrons; para que fiquem com 8 EBVs, precisam realizar 4 ligações covalentes. Polímeros de carbono são formados por ligações covalentes em grande número. É o tipo de ligação mais co-mum em materiais orgânicos.

Há dois tipos de ligação covalente:

• Normal ou simples: Ambos átomos necessitam de um acréscimo de EBVs.

• Dativa ou coordenada: O mesmo átomo, com 8 EBVs, fornece o par de EBVs necessários para formar a ligação e proporcionar 8 EBVs ao outro átomo.

Na figura a seguir, são mostradas apenas as quatro ligações covalentes de um átomo de Silício. Para cada átomo há quatro ligações covalentes, de forma que cada átomo de Silício fique com 8 EBVs. Estas ligações não são coplanares, mas formam um tetraedro. Os elétrons que for-mam ligações covalentes estão presos na ligação e não podem se mover. É possível formar liga-ções covalentes múltiplas, quanto o mesmo par de átomos compartilha mais de um par de EBVs. Estas ligações podem ser duplas, triplas ou quádruplas.



C C C C C C C C C C

Figura 1.8 – Ligação covalente simples.

: C : : C : : C : C C C

Figura 1.9 – Ligação covalente dupla.

C C C C C

Figura 1.10 – Ligação covalente tripla.

3: LIGAÇÃO METÁLICA

Os metais são formados por um “mar” de elétrons livres e de uma superfície de cátions. Esses elétrons livres são cargas móveis negativas e os cátions são cargas fixas positivas. As cargas móveis, também chamadas de portadores de carga, espalham-se por todo o material de modo a neutralizar, ponto a ponto, a carga total. Essa mobilidade de cargas explica a alta condutividade dos metais. Os cátions formam um arranjo cristalino.

Na temperatura de zero kelvin, os metais possuem menos de 4 EBVs, eles possuem uma forte tendência a doar elétrons. Como não há átomos para os quais estes EBVs possam ser doados na forma de ligação iônica, o aumento na temperatura promove estes EBVs para uma faixa de energia superior, eles saem de órbita e, embora continuem pertencendo ao átomo (neutralizando o cátion), eles podem ser movidos diante da injeção ou dreno de elétrons, permitindo a formação de uma corrente elétrica.

Como a carga destes elétrons livres é neutralizada pela carga do cátion, o saldo total de carga é nulo, e cargas nulas são inertes diante de campos elétricos, ou seja, a corrente elétrica no metal não é promovida por campos elétricos (efeito de deriva), mas sim pelo aumento (injeção) ou diminuição (dreno) na quantidade de elétrons em uma extremidade do fio condutor, provo-cando uma redistribuição na concentração destas cargas negativas a fim de tornar tal distribuição constante espacialmente (efeito de difusão). Estes dois efeitos são especialmente importantes no estudo dos semicondutores.

Os elétrons livres e capazes de promover uma corrente elétrica tornam o material condutor elétrico e, geralmente, condutor térmico. Este portadores de cargas negativas apresentam pro-priedades diferentes dos EBVs que estão presos nas ligações entre os cátions. As cargas livres



estão na porção mais elevada da banda de energia, uma faixa especial onde os elétrons s de des-prendem dos seus átomos. A banda de energia onde o elétron se torna livre recebe um nome especial.

Camada (ou banda ou faixa) de condução BC: Região energética onde o movimento do elé-tron deixa de ser determinado por uma órbita (s, p, d ou f), há um movimento aleatório (caótico) determinado por estatísticas de distribuição (Fermi-Dirac). Como estes elétrons são livres, eles podem formar corrente elétrica. Os elétrons contidos nesta faixa são chamados de EBCs.

Nos metais, os elétrons livres são formados na ligação chamada de metálica, na qual não existe compartilhamento de elétrons. Esses EBCs são formados facilmente de modo que, mesmo em baixas temperaturas, quase todos os átomos geraram EBCs. No caso dos semicondutores tipo N, os elétrons livres são gerados juntamente com as ligações covalentes, como é mostrado no próximo capítulo.

capítulo 1 atomística prof. marco aurélio fregonezi 28/08 ... · os elementos são organizados...

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