Ligação Química

As ligações químicas são um conjunto de forças estabelecidas entre átomos para formarem moléculas.

As Ligações entre os átomos na moléculas

A nuvem eletrónica das moléculas é:

• mais densa nas zonas próximas do núcleo e entre os núcleos ligados, onde e mais provável encontrar os eletrões;

• menos densa nas zonas afastadas dos núcleos, onde é menos provável encontrar os eletrões.

Comprimento de ligação- Distância média entre 
os núcleos de 2 átomos ligados;

Moléculas Diatómicas

O tamanho das moléculas depende do tamanho dos átomos (quanto maiores os átomos maiores são as moléculas).

Nas moléculas formadas por dois átomos diferentes a densidade da nuvem eletrónica é maior perto de um dos átomos. Existem dois pólos:

• o pólo negativo, onde há excesso de carga negativa;

• o pólo positivo, onde há falta de carga negatica.

Diz-se que as moléculas são polares.

Nas moléculas formadas por dois átomos iguais, a densidade da nuvem eletrónica é igual junto dos átomos, por isso não há pólos. Diz-se que as moléculas são apolares.


Moléculas Poliatómicas

• Moléculas poliatómicas formadas por átomos todos iguais são apolares.

• Moléulas poliatómicas que têm átomos diferentes na sua constituição podem ser polares ou apolares.  

Forma das moléculas

Moléculas diatómicas:

Todas as moléculas diatómicas têm geometria linear.

Moléculas triatómicas:
 A geometria pode ser:

• Linear, se as ligações estão no alinhamento uma da outra formando um ângulo de 180º;

• Angular, quando o ângulo de ligação é menor do que 180º.

 Linear                                                          Angular

Moléculas tetratómicas:
A geometria destas moléculas pode ser:

• Triangular plana, se as ligações estão no mesmo plano, fazendo entre si ângulos de 120º;

• Piramidal, quando as ligações não estão no mesmo plano ficando o núcleo de um átomo fora do plano;

             

Triângular Plana                                                               Piramidal


Moléculas pentatómicas:
Nestas moléculas, o núcleo de um dos átomos ocupa o centro de um tetraedro. As ligações formam entre si ângulos com amplitude de 109º. A geometria destas molécula tetraédrica.

A Ligação covalente

Ligação covalente é uma ligação entre os átomos das moléculas que consiste na compartilha de eletrões.

A ligação covalente é:

• Simples -compartilha de um par de eletrões;

• Dupla - compartilha de dois pares de eletrões;

• Tripla - compartilha de três pares de eletrões.

As ligações covalentes podem representar-se:

• pela notação de Lewis - onde se apresenta o elemento químico rodeado pelos seus eletrões de valência, representados por pontos ou cruzes

                       

Dentro da Ligação Química temos:

• Ligação covalente: compartilha de eletrões entre átomos de elementos com tendência para captar eletrões;

• Ligação iónica: Atração entre iões positivos e negativos;

• Ligação metálica: Atração entre iões positivos e livres.

Sódio

                              Sódio

O sódio é um metal alcalino, que na tabela periódica esta situado no grupo 1 e no 3 período.
É um metal prateado e branco, de textura macia e brilhante.


A elevada reactividade do sódio metálico revela-se no contacto com a água. Desta combinação resultam o hidróxido de sódio (que se dissolve na água) e o hidrogénio. O gás hidrogénio liberta-se na superfície de contacto entre o sódio e a água com uma grande rapidez.

Tabela Periódica

                        Tabela Periódica





Organização da Tabela Periódica:

Há dezoito grupos na tabela periódica, estes são constituídos por propriedades químicas semelhantes , os quais formam famílias de elementos:

• Grupo 1 :grupo dos metais alcalinos;
• Grupo 2 :grupo doa metais alcalino-terrosos;
• Grupo 17 :grupo dos halogéneos;
• Grupo 18 : grupo dos gases nobres;  

Há sete períodos na Tabela Periódica:

• O 1º período e muito curto, com apenas dois elementos;
• O 2º e o 3º períodos são curtos com, oito elementos cada um;
• O 4º e o 5º períodos são longos, com dezoito elementos cada um;
• O 6º e o 7º períodos são extra-longos, com trinta e dois elementos cada um.

Na parte inferior da tabela estas os:

• Lantanídeos
• Actinídeos

Na tabela periódica temos os elementos metálicos, os semi-metálicos e os não metálicos:

Porque se chama Periódica à Tabela Periódica?

Porque há características que se repetem periodicamente:

• A variação do nº atómico dos elementos do mesmo grupo

Grupo 1: 1 eletrão de valência

Grupo 2 : 2 eletrões de valência

Grupo 13: 3 eletrões de valência

Grupo 14 : 4 eletrões de valência

Grupo 15: 5 eletrões de valência

...

Grupo 18: 8 eletrões de valência 

• Distribuição eletrónica dos átomos dos elementos do mesmo período

1º Período: 1 nível de energia 

2º Período: 2 níveis de energia

3º Período: 3 níveis de energia

...

7º Período: 7 níveis de energia 

• O tamanho dos átomos 

Metais

Os metais são substâncias elementares constituídas por átomos.

Propriedades físicas dos metais:

• bastante densos;
• bons condutores elétricos e térmicos;
• maleáveis;
• são todos sólidos à temperatura ambiente, à exceção do mercúrio,gálio,césio e frâncio que são líquidos.

Propriedades químicas:

• muito reativos,devido aos seus átomos terem poucos eletrões de valência

Exemplos de metais:

                                                         

Não Metais

Os não metais são constituídos por corpúsculos que podem ser átomos ou moléculas.

Propriedades físicas:

• densidades muito diferentes;
• maus condutores elétricos e térmicos, à exceção da grafite;
• quando são sólidos, mostram-se quebradiços;
• existem em diferentes estados físicos

Propriedades químicas:

• Há não metais pouco reativos mas outros, como o oxigénio e o cloro, são tão reativos como os metais; 

Exemplos de não metais:

Gases Nobre ou Raros

 ex: Hélio

Os gases nobres não têm praticamente qualquer reatividade- são muito estaveis.~

Metais alcalinos

 Ex: Lítio

Os metais alcalinos são moles têm brilho metálico, são bons condutores de corrente elétrica e têm propriedades químicas semelhantes.

Metais alcalino-terrosos

Ex: Cálcio

Os metais alcalino-terrosos são moles, têm brilho metálico quando recentemente polidos, conduzem bem o calor e a eletricidade e têm propriedades químicas semelhantes.

Halogénios 

 Ex: dicloro

Os Halogénios tem aspecto muito deferente mas com propriedades semelhantes e dissolvem-se melhor em solventes orgânicos.

Estrutura Atómica

                       Estrutura Atómica

Protões- encontram-se no núcleo e têm carga elétrica positiva
Neutrões- encontram-se no núcleo e não têm carga elétrica
Eletrões- encontram-se na nuvem eletrónica e têm carga elétrica negativa  

Os átomos são neutros, mas estes podem perder ou ganhar eletrões

   Evolução do modelo atómico

• Modelo Atómico de Dalton:

John Dalton, no séc. XIX (a partir de 1803), retomou a ideia dos átomos como constituintes básicos da matéria. Para ele os átomos seriam partículas pequenas, indivisíveis e indestrutíveis. Cada elemento químico seria constituído por um tipo de átomos iguais entre si. Quando combinados, os átomos dos vários elementos formariam compostos novos.

       

Assim, na sequência dos seus trabalhos, concluiu que:

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

-Os compostos são associações de átomos de elementos químicos diferentes.

As reações químicas podem ser explicadas com base no re-arranjo dos átomos, de acordo com a lei de Lavoisier.

• Modelo Atómico de Thomson:   

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

• Modelo Atómico de Rutherford:

Mais tarde Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga positiva localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a maior parte da massa do átomo. Os eletrões estariam a girar em torno do núcleo.

Rutherford também descobriu a existência dos protões, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.

Este Modelo não explicava porque é que os eletrões não caem no núcleo, devido à atração que apresentam pelas cargas positivas aí existentes.

• Modelo de Atómico de Bohr:

Bohr apresentou alterações ao modelo de Rutherford: os eletrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos, e 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 (com maior energia) ficando o átomo num estado excitado. Se um eletrão passar de uma órbita para uma outra mais interior liberta energia.Os eletrões tendem a ter a menor energia possível - estado fundamental do átomo.

• Modelo da nuvem eletrónica:

No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões, enquanto que os eletrões giram em seu redor. Na figura ao lado está representada a nuvem eletrónica 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 eletrónica).

   Os principais cientistas responsáveis por esta proposta foram Heisenberg, Schrödinger e Dirac. No entanto houve também outras contribuições importantes que permitiram que chegássemos ao modelo que hoje consideramos como válido.

Níveis de energia dos eletrões
Os eletrões não têm todos a mesma energia por isso distribuem-se em níveis de energia:

• No 1º nível pode ter no máximo 2 eletrões 
• No 2º nível pode ter no máximo 8 eletrões
• No 3º nível pode ter no máximo 18 eletrões

Para calcular-mos quantos eletrões pode haver em cada nível temos esta expressão:

           

sendo que o n indica o nível de energia.

Exemplos:

Flúor - tem 9 eletrões, ou seja:                  

1ºnível- 2 eletrões
2ºnível- 7 eletrões

 A distribuição eletrónica vai ficar:

         2-7 
Os eletrões do último nível de energia chamam-se eletrões de valência.                                 

Número Atómico e Número de Massa 

Número Atómico (Z) = Número de Protões

Número de Massa (A)= Número de protões + neutrões

Representação de um elemento quimico :



Este elemento químico apresenta:

• número atómico Z = 7
• número de massa A = 14

Logo tem:

• 7 protões (Z=7)
• 7 eletrões (nº de protões=nº de eletrões)
• 7 neutrões(A=14 ; nº de neutrões= 14-7)

Isótopos de um elemento químico:

Os átomos diferentes do mesmo elemento chamam-se isótopos.

Os isótopos de um elemento têm:

• o mesmo nº atómico (Z)

diferente nº de massa (A)