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.