Estado sólido da matéria e suas aplicações na engenharia

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2.1 FRAGILIDADE

O sólido frágil rompe-se com facilidade sem antes deforma-se e uma de suas característica é romper bruscamente, a fragilidade também é o oposto da ductilidade. Por exemplo: o vidro é um material frágil.

2.2 DUREZA

O sólido duro apresenta resistência a ter sua superfície riscada. Basicamente, a dureza pode ser avaliada a partir da capacidade de um material "riscar" o outro. A dureza pode ser medida pela Escala de Mohs. Exemplo: As pedras preciosas são materiais de grande dureza.

2.3 RESISTÊNCIA

É a capacidade de suportar as solicitações externas sem que estas venham a lhe causar deformações plásticas. Exemplo: O ferro é um material resistente a esforços externos.

2.4 ELASTICIDADE

O sólido elástico deforma-se e recupera a forma original quando a força que produziu a deformação é retirada. Exemplo: a borracha é um material elástico.

2.5 FLEXIBILIDADE

O sólido flexível dobra-se sem romper-se. Quanto mais duro for o material menor será a sua flexibilidade. Exemplo: Algodão, lã, náilon e outras fibras têxteis são materiais flexíveis.

2.6 DUCTILIDADE

O sólido dúctil estende-se com facilidade, formando fios. A ductilidade é o oposto da fragilidade. Um material dúctil é aquele que se deforma sob tensão cisalhante. Exemplo: O ouro e o cobre são bastante dúcteis.

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3 ESTRUTURA DOS SÓLIDOS

Os sólidos podem ser classificados em duas categorias: cristalinos, os quais possuem uma ordem a longa distância; seus átomos, moléculas ou íons ocupam posições específicas; assumindo uma forma geométrica, e não cristalinos (amorfos), os quais não apresentam um arranjo bem-definido e com ordem molecular de longo alcance.

3.1 ESTRUTURA CRISTALINA

As partículas em um sólido cristalino arranjam-se de forma tal que as forças intermoleculares atrativas atingem o seu valor máximo. A estrutura e as propriedades dos sólidos cristalinos, como ponto de fusão, densidade e dureza, são determinadas pelas forças de atração que mantêm as partículas coesas. Os cristais podem ser classificados de acordo com os tipos de forças existentes entre partículas: iônicas, moleculares, covalentes e metálicas.

3.1.1 CRISTAIS IÔNICOS

Cristais iônicos são formados por íons unidos por ligações iônicas e sua estrutura depende das cargas do cátion e do ânion e também de seus raios. Sólidos iônicos apresentam pontos de fusão elevados, o que indica a existência de poderosas forças coesivas mantendo os íons unidos. Esses sólidos não conduzem eletricidade porque os íons ocupam posições fixas, mas quando fundidos ou dissolvidos em água, os íons ficam livres para se movimentar e o líquido resultante é um condutor de eletricidade. Outras características gerais dos cristais iônicos são a dureza e fragilidade elevadas, além de serem também pobres condutores de calor.

3.1.2 CRISTAIS MOLECULARES

Cristais moleculares consitem em átomos ou moléculas umidos por forças de van der Waals e/ou ligações de hidrogênio, como exemplo temos o dióxido de enxofre sólido (SO2), no qual a força atrativa predominante é a interação dipolo-dipolo.

Com excessão do gelo, o empacotamento das moléculas nos cristais moleculares, em geral, ocorrem de tal modo que elas fiquem tão próximas quanto os seus formatos e tamnhos permitem. Em razão de as forças de van der Waals e as ligações de hidrogênio serem muito fracas comparativamente às ligações covalentes e iônicas. De fato, a maioria dos cristais covalentes funde-se abaixo de 200°C. Dentre outras propriedades gerais dos cristais moleculares, podemos citar a baixa dureza e o fato de estes serem maus condutores de calor e de eletricidade.

3.1.3 CRISTAIS COVALENTES

Nos cristais covalentes (também conhecidos como redes covalentes de cristais), os átomos mantêm-se unidos totalmente através de ligações covalentes formando redes tridimensionais estendidas. Nesses casos, não existem moléculas discretas, o que os diferem dos sólidos moleculares. Exemplos bem conhecidos são os dois alótropos do carbono: o diamante e o grafite. No diamante, cada átomo de carbono é tetraedricamente ligado a outros quatro átomos; as ligações covalentes fortes que existem nas três dimensões do espaço contribuem para a rara dureza do diamante (é o material mais duro que se conhece) e para o seu elevado ponto de fusão (3550ºC, o mais alto entre a substâncias simples). Na grafite, os átomos de carbono estão dispostos em anéis de seis membros, todos os átomos de carbono apresentam hibridação sp²; cada átomo está ligado covalentemente a outros três átomos. O orbital 2p não hibridozado é usado em uma ligação pi, os elétrons nestes orbitais 2p se movem livremente, tornando a grafite um bom condutor de eletrecidade nas direções ao longo dos planos dos átomos de carbono. As camadas mantêm-se unidas por forças de van der Waals fracas. As ligações covalentes conferem certa dureza à grafite, entretanto, em virtude de as camadas poderem deslizar umas relativamente às outras, a grafite é lisa e pode ser utilizada como lubrificante. Também é usada em lápis e em fitas para impressoras de computadores e máquinas de escrever. Podemos destacar como características gerais dos cristais covalentes a elevada dureza e ponto de fusão, além de serem pobres condutores de calor e eletricidade.

3.1.4 CRISTAIS METÁLICOS

Todos os pontos reticulares no cristal estão ocupados por átomos do mesmo metal. A ligação nos metais é muito diferente daquelas que existem em outros tipos de cristais. Em um metal, os elétrons ligantes estão espalhados (ou deslocalizados) sobre todo o cristal. De fato, podemos imaginar os átomos metálicos em um cristal como um arranjo ordenado de íons positivos imersos em um mar de elétrons de valência deslocalizados. A grande força coesiva que resulta da deslocalização é responsável pela resistência dos metais, que aumenta com o aumento do número de elétrons disponíveis para as ligações.

3.2 CORPOS AMORFOS

Também chamados de