Tipos de Ligações Químicas

Ligação Covalente --> Compartilha de eletrões átomos de elementos com tendência para captar eletrões. Ocorre nos Metais (lado esquerdo da tabela periódica).

Ligação Iónica --> Atração entre iões positivos e negativos. Iões positivos libertaram os eletrões para os átomos que os captaram tornando-se iões negativos. Ocorre nos Metais e Não Metais.

Ligação Metálica --> Atração entre iões positivos e iões livres. Ocorre nos Metais (lado direito da tabela periódica).

Ligação entre os átomos nas moléculas

As moléculas são agregados de átomos nos quais há dois ou mais núcleos positivos e uma só nuvem eletrónica.

Existem moléculas polares e apolares.

--> Nas moléculas polares, a nuvem eletrónica não está simetricamente distribuída, havendo um polo negativo e um polo positivo. (Átomos diferentes na molécula diatómica)
--> Nas moléculas apolares, a nuvem eletrónica está simetricamente distribuída, não havendo polos. (Átomos iguais na molécula diatómica)

Nas moléculas poliatómicas quando são formadas por átomos iguais são apolares e quando são diferentes, varia.

-->Molécula Apolar

-->Molécula Polar

Forma das Moléculas

Chama-se Ângulo de Ligação ao ângulo formado pelos segmentos de reta que unem o núcleo de um do átomo aos núcleos de dois átomos a ele ligados.

Geometria Molecular:

Ligação Covalente

Podemos afirmar que os átomos ligados entre si (moléculas) são mais estáveis que os átomos separados.

Porquê?

Quando os átomos se ligam, ocorre uma partilha de eletrões, ficando cada um dos átomos mais estáveis porque ficam com o número máximo de eletrões de Valência.

Os eletrões pertencentes aos dois átomos são responsáveis pela sua ligação e são chamados de eletrões compartilhados.

Ligação Covalente

Simples --> quando há compartilha de um par de eletrões entre os átomos.

Dupla --> quando há compartilha de 2 pares de eletrões entre os átomos.

Tripla --> quando há compartilha de 3 pares de eletrões entre os átomos.

Visualiza-se a formação das ligações covalentes com:

Notação de Lewis

-->Representa-se separadamente os átomos, pelo símbolo químico, rodeado de pontos ou cruzes que representam os eletrões de Valência.

-->Representa-se, depois, os pares de eletrões de Valência partilhados.

-->Os eletrões compartilhados são os necessários para que cada um dos átomos fique com o o número máximo de eletrões de Valência.

--» Ligação Covalente Simples

--»Ligação Covalente Dupla

--»Ligação Covalente Tripla

Fórmula de Estrutura

--> A cada par de eletrões de Valência corresponde 1 traço.

--> Os traços entre os símbolos químicos representam as ligações.

--> Os traços à volta de cada símbolo químico evidenciam os eletrões não compartilhados.

Exemplos de Ligações covalentes:

--» Molécula de di-hidrogénio : ligação covalente simples

--» Molécula de di-oxigénio: ligação covalente dupla

--» Molécula de di-azoto: ligação covalente tripla

--» Molécula de água: ligações covalentes entre o hidrogénio e o oxigénio

--» Molécula de dióxido de carbono: ligações covalentes duplas entre o carbono e o oxigénio

Propriedades dos elementos

METAIS

Propriedades físicas

--> A maioria é sólida à temperatura ambiente menos o mercúrio, gálio, célsio e frâncio.

--> São bastante densos.

--> São maleáveis na sua maioria.

--> São bons condutores elétricos e térmicos. 

Propriedades Químicas:

--> Os metais são, quase todos, muito reativos porque quando expostos ao ar, porque se oxidam.

Exemplos: 

NÃO METAIS

Propriedades Fisícas

--> existem em diferentes estados à temperatura ambiente;

--> têm densidades diferentes;

--> quando são sólidos, são quebradiços;

--> são maus condutores elétricos e térmicos (menos a grafite);

Propriedades Químicas:

--> os níveis de reatividade diferem de acordo com os metais;~

Exemplos:

--> Enxofre

--> Iodo

Os metais e os não metais reagem facilmente com o oxigénio.

Os óxidos metálicos, solúveis em água, originam hidróxidos metálicos cujas soluções são básicas; diz-se por isso, que os óxidos metálicos são básicos.

Os óxidos não metálicos, solúveis em água, originam ácidos cujas soluções são ácidas; diz-se, por isso, que os óxidos não metálicos são ácidos.

Metais Alcalinos:

--> São muito reactivos.

--> Os átomos que têm 1 eletrão de Valência originam facilmente iões de carga +1.

--> A reatividade aumenta ao longo do grupo.

Metais Alcalino-Terrosos:

--> São muito reativos.

--> Os átomos que têm 2 eletrões de Valência, originam facilmente iões de carga +2.

--> A reatividade aumenta ao longo do grupo.

Halogéneos:

--> São muito reativos.

--> Os seus átomos, que têm 7 eletrões de Valência, transformam-se facilmente em iões de carga -1.

--> A reatividade diminui ao longo do grupo.

Gases Nobres:

--> São muito estáveis, pois os seus átomos têm o número máximo de eletrões de Valência.

O Estrôncio - estudo do elemento químico

Então, perceberam como se organiza a tabela periódica?!
A seguir, vou apresentar-vos a minha pesquisa sobre o elemento químico Estrôncio. Escolhi este elemento porque o nome é divertido e como hei de dizer... Estrondoso ahahahah!



O Estrôncio

-->símbolo químico: Sr
-->número atómico: 38
-->família: metal alcalino-terroso
-->Foi identificado em 1790 por Adair Crawford
-->Aplicações: cristais para tubos de raios catódicos de televisores em cores, filtração dos raios X, evitando que incidam sobre o telespectador.
-->O primeiro a isolar o estrôncio foi Humphry Davy
-->Tem 4 isótopos naturais
--> estado à temperatura ambiente: estado sólido
-->Características principais:
- brilho metálico
- pouco maleável
- rapidamente se oxida na presença de oxigênio do ar adquirindo uma tonalidade amarelada devido à formação de um  óxido tendo de ser conservado em querosene.

A Organização da Tabela Periódica

Tabela Periódica interactiva: http://www.ptable.com/?lang=pt#Writeup/Wikipedia

Hoje conhecem-se cerca de 118 elmentos químicos (naturais e sintetizados) dispostos na tabela periódica organizados de acordo com a ordem crescente do seu número atómico.

Na tabela os elementos formam:
-->colunas verticais (os grupos);
-->linhas orizontais (os períodos);

Há 18 grupos, numerados de 1 a 18 constituídos por elementos com propriedades químicas semelhantes.

Alguns têm designações próprias:

-->grupo 1: grupo dos metais alcalinos;

-->grupo 2: grupo dos metais alcalino-terrosos;

-->grupo 17: grupo dos halogéneos;

-->grupo 18: grupo dos gases nobres;

Há 7 períodos:

--> 1º período - 2 elementos;

--> 2º e 3º períodos - 8 elementos;

--> 4º e 5º períodos - 18 elementos;

--> 6º e 7º períodos - 32 elementos;

Na parte inferior da tabela estão os elementos que constituem a família dos actinídeos e dos lantanídeos.

Os elementos localizados no lado direito da tabela são os não metálicos e do  lado esquerdo, os metálicos e há ainda um pequeno grupo, os semi-metálicos.

O hidrogénio por vezes comporta-se como metálico e outras vezes como não metálico.

Há características dos átomos dos elementos que se repetem regularmente na Tabela Periódica:

--> no mesmo período, todos os átomos têm os eletrões distribuídos pelo mesmo número de níveis de energia;

Exemplo:

2º Período: todos os elementos têm 2 níveis de energia

--> no mesmo grupo, todos os átomos têm o mesmo número de eletrões de Valência;

Exemplo:

Grupo 17: todos os átomos têm 7 eletrões de Valência;

--> o tamanho dos átomos ao longo de cada período diminui mas ao longo de cada grupo aumenta.

Distribuição Eletrónica dos Átomos e Iões que originam

Olá outra vez amigos!
Hoje vamos falar sobre a distribuição eletrónica dos átomos!
Então, nós sabemos que a nuvem eletrónica é constituída por eletrões, no entanto esses eletrões não possuem todos a mesma energia, distribuindo-se assim por níveis de energia.

Cada nível só pode ter um certo número de eletrões:

• O primeiro nível só pode ter 2 eletrões no máximo.
• O segundo nível 8
• O terceiro nível 18

A expressão que permite calcular o máximo nº de eletrões por nível é:

O último nível, qualquer que seja (menos o primeiro) só pode ter 8 eletrões.

Os eletrões do último nível chamam-se Eletrões de Valência e são os responsáveis pelas propriedades químicas dos elementos.

Exemplo da distribuição eletrónica do Flúor:

Iões que os átomos originam
Os átomos são constituídos pelos protões (carga positiva) e eletrões (carga negativa), possuindo cada átomo o mesmo número de eletrões e de protões, ou seja o átomo é uma partícula neutra.

O que acontece aos átomos quando perdem ou ganham eletrões?

-->Se um átomo perder eletrões ficará com mais protões do que eletrões, ou seja, a carga positiva será maior que a carga negativa e esse átomo deixará de ser uma partícula neutra e passará a ser um ião de carga positiva, um catião. 

-->Se um átomo ganhar eletrões ficará com mais eletrões do que protões, ou seja, a carga negativa passará a ser maior que a carga negativa e esse átomo deixará de ser uma partícula neutra e passará a ser um ião de carga negativa, um anião. 



Então... Mas os átomos não ganham e perdem eletrões ao acaso!
Que átomos têm tendência para formar iões positivos? E negativos?
Vamos descobrir!






Como já sabem, o número máximo de eletrões no primeiro nível de energia é 2 e nos restantes 8.
Está então comprovado que os átomos com o último nível "completo" (com 8 eletrões de valência) são mais estáveis, portanto os átomos tendem a perder ou ganhar eletrões conforme o seu número de eletrões de Valência.

--> Os átomos com poucos Eletrões de Valência têm tendência a perdê-los para ficar com o último nível preenchido, originando iões positivos.

-->Os átomos com muitos Eltrões de Valência têm tendência a ganhar eletrões para ficar com o último nível preenchido, formando iões negativos.

Exemplos:
Na --> ião positivo
Cl --> ião negativo

NOTA: CADA ÁTOMO SÓ PODE PERDER OU GANHAR 3 ELETRÕES.

Átomos de um elemento

Nº Atómico e nº de massa

Nº Atómico (Z) --> nº de protões existentes no núcleo: caracteriza o elemento químico.
Todos os átomos e iões do mesmo elemento químico --> igual nº atómico.

Nº de massa (A) --> nº total de partículas existentes no núcleo (nº de protões + nº de neutrões)

NUCLIDO --> representação simbólica do átomo.

Exemplos:

Isótopos

-->mesmo nº atómico (Z)

-->diferente nº de massa (A), pois N é diferente.

Isótopos de hidrogénio:

Massa e Tamanho dos Átomos

O tamanho dos átomo exprime-se em picómetros, ou seja, 1 pm = 0,000000000001 m.
Para calcular-mos a massa de um átomo, comparamos com a massa do átomo mais leve, Hidrogénio (H) = 1.

A massa do átomo de oxigénio é 16, portanto, massa --> 16x maior que a massa do átomo de hidrogénio.
A comparação das massas atómicas com uma massa "padrão" --> Massa Atómica Relativa (Ar)

Modelo da Nuvem Eletrónica

Núcleo

A massa dos protões é cerca de 2000 vezes maior que a massa dos eletrões e é aproximada à massa dos neutrões, por isso se diz que a massa do átomo concentra-se maioritariamente no núcleo.

O núcleo tem uma carga elétrica positiva de acordo com o nº de protões, por exemplo um núcleo com 14 protões tem carga elétrica +14. 

 Nuvem Eletrónica

Se compararmos à escala, um átomo com uma cidade por exemplo, a cidade inteira seria a nuvem eletrónica e um simples sofá num apartamento seria o núcleo.

Portanto, assumimos que a nuvem eletrónica é a responsável pelo tamanho do átomo e esta tem uma carga eletrónica negativa dependendo do número de eletrões, por exemplo se tiver 14 eletrões, a nuvem eletrónica tem uma carga elétrica de -14.

Átomo é uma particula neutra --> nº de protões = nº de eletrões

Pesquisa - Modelos Atómicos

Nem sempre a ideia que o homem teve da constituição do átomo foi como é conhecido atualmente.

Modelo Atómico de Dalton (1803)

Segundo John Dalton, os átomos eram partículas pequenas indivisíveis e indestrutíveis de forma esférica e tirou a seguinte conclusão:

Os átomos que pertencem a elementos químicos diferentes, apresentam massas diferentes, assim como propriedades químicas diferentes.

Modelo Atómico de Dalton

Modelo Atómico de Thomson (1807)

Em 1897, Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos, os eletrões, provando assim que os átomos não eram indivisíveis.
Formulou, então,  a teoria de que os átomos seriam uma esfera com carga eléctrica positiva onde estariam dispersos os eletrões suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.

Modelo Atómico de Thomson

Modelo Atómico de Rutherford (1908)

Mais tarde, Rutherford sugeriu que a maior parte do átomo estivesse vazia e que a carga positiva se encontrava concentrada no núcleo e os eletrões giravam à sua volta.

Rutherford veio a descobrir também a existência dos protões, as partículas que continham a carga positiva encontradas no núcleo do átomo.

Modelo Atómico de Rutherford

Modelo Atómico de Bohr

 Bohr aperfeiçoou a teoria de Rutherford:

• os eletrões giram em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes
• As órbitas interiores apresentam energia mais baixa e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior.
• Quando um eletrão recebe energia suficiente passa a ocupar uma órbita mais externa.

Modelo Atómico de Bohr

Modelo da nuvem eletrónica (modelo atual)

No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões, enquanto que os eletrões giram em seu redor. Na figura em baixo está representada a nuvem electrónica de um átomo. Esta nuvem representa a probabilidade de encontrar os eletrões num determinado local do espaço.

Os eletrões de um átomo ocupam determinados níveis de energia (o número de eletrões em cada nível de energia é expresso pela distribuição electrónica).

Bem... espero que tenham percebido os modelos atómicos e como a estrutura dos átomos nem sempre foi conhecida como é hoje!

OLÁÁÁ!

Esperemos que tenham tido saudades porque voltámos este ano (9ºano) prontos para trabalhar nesta ultima etapa do 3ºciclo em físico-química!

Bem... Vamos começar!

1ºPeríodo

Este ano, o tema principal irá ser: "Viver melhor na Terra" e agora neste 1ºPeríodo vamos trabalhar um pouco à volta dos 3 seguintes temas:

• Estrutura Atómica
• Propriedades dos Materiais e Tabela Periódica
• Ligação Química 

Despedida

Portanto... Despeço-me aqui do 8ºano de físico-química e espero que tenham gostado do meu blog, se tiverem alguma dúvida, por favor comentem, eu gostava de saber a opinião de todos e...

ATÉ PARA O ANO!

Luz - Espetro da luz branca

Dispersão da luz

Quando a luz branca se decompõe nas diferentes radiações monocromáticas.
Espetro da luz branca vísivel - conjunto de radiações de cores (vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta).

Arco - Íris

Porque é que vemos o arco-íris?

 

 

O Arco-íris surge devido à dispersão da luz branca nas gotas de água, sofrendo uma reflexão seguida de uma refração.

Cor e luz
Um corpo absorve, reflete e transmite radiações.
A sua cor depende do tipo de radiação incidente sobre ele e da sua natureza.

Cores primárias da luz
Pode obter-se luz de qualquer cor a partir da sobreposição das 3 cores primárias da luz - vermelho, verde e azul.
A sobreposição das 3 cores primárias da luz origina a luz branca.
Uma cor secundária e a cor primária que não lhe deu origem são cores complementares.(Ex: verde e magenta).



Cor dos objetos opacos

Os objetos pretos absorvem todas as radiações do espectro vísivel.

 

 

 



Os objetos brancos refletem todas as radiações do espetro visível.

 

Os objetos apresentam (refletem) a cor complementar daquela que preferencialmente absorvem.

A camisola é amarela porque reflete a cor azul e absorve vermelho e verde (vermelho + verde = amarelo).

 

 

Cor dos objetos transparentes

Um objeto transparente apresenta (transmite) a cor complementar daquela que preferencialmente absorve.

 

 

 



Espetro electromagnético

Conjunto de várias radiações eletromagnéticas.