Bom pessoal, essa é a primeira postagem do Blog. Espero que vocês leiam isso aqui!! Tentem se lembrar das aulas, se surgirem dúvidas mandem um email ou me procurem no sábado. Vamos lá.
Na primeira aula introduzimos o tema "ligações químicas" onde discutimos a tendência que os átomos têm de buscar sempre um estado de maior estabilidade. vimos que essa estabilidade se traduz basicamente em uma eletrosfera semelhante a dos gases nobres.
Nas ligações iônicas, que ocorrem usualmente entre metais e ametais (ou entre metais e hidrogênio), isso significa que uma espécie doa seus elétrons (metais) e outra espécie os recebe (ametais), e que para determinar quantos elétrons serão transferidos é necessário conhecer a quantidade de elétrons presentes nas camadas de valência dos átomos envolvidos (Para isso basta observar o número da família a que o elemento pertence na tabela periódica).
Assim, o átomo de Na (sódio) que está na família 1A(1 elétron na camada de valência) ao estabelecer ligações iônicas tende a perder esse único elétron alcançando a configuração de seu gás nobre precedente Ne (Neônio)- Muito mais viável energéticamente do que ganhar 7 elétrons para atingir a camada de seu gás nobre imediatamente posterior – Ar Argônio!!!. O átomo de Cl (Cloro) que está situado no grupo 7A (7 elétrons no último nível) tende a receber um elétron para alcançar a eletrosfera de seu gás nobre imediatamente posterior – Ar (argônio.)
Sintetizando:
Na: [Ne] 3s1 → Na+: [Ne]
Cl: [Ne] 3s2 3p5 → Cl-: [Ar]
[Na+] [Cl-] – Ligação iônica
Portanto temos como fórmula Geral para a formação de íons:
[Ax] [By]
Em que
x= Número da família a que o átomo Pertence (NF).
Y=NF - 8
Vimos também que para se escrever a fórmula do composto iônico basta transformar a carga do íon A no índice do outro íon ao qual ele se liga B e vice-versa. Assim:
AyBx
Em seguida, falamos sobre as ligações covalentes. Vimos que esse tipo de ligação ocorre entre átomos que tendem a receber elétrons (atingindo a configuração de seu gás nobre imediatamente posterior) e que nesse tipo de ligação não ocorre transferência de elétrons e sim compartilhamento do par eletrônico. Vimos que em relação à origem desse par eletrônico as ligações covalentes são divididas em dois tipos:
1)Covalente simples – O par eletrônico é formado por um elétron de cada átomo envolvido na ligação
2)Covalente Dativa – O par eletrônico é formado por 2 elétrons de um único átomo(um átomo empresta um par eletrônico ao átomo ao qual ele se liga)
Vimos que as ligações covalentes simples se dividem em polares e apolares de acordo com as diferenças de eletronegatividades entre os átomos envolvidos nas ligações.
Ou seja, se os dois átomos ligantes possuírem eletronegatividades diferentes a ligação formada será polar e, ao contrário, se não houver diferença de eletronegatividade entre os ligantes a ligação será apolar
( atenção: há átomos diferentes com eletronegatividades iguais!!! Tem que olhar a tabela periódica!!!)
Na segunda aula falamos de alguns pontos que faltaram ser mencionados na primeira aula, finalizamos o assunto ligações químicas e introduzimos o conceito de soluções.
Sobre o assunto da aula passada, falamos que um critério importantíssimo pra determinar se uma ligação será iônica ou covalente é analisar a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos (∆ε):
Se ∆ε ≥ 1.7 – a ligação será iônica.
Se ∆ε < 1.7 - a ligação será covalente
Falamos sobre as ligações intermoleculares e suas influências nas propriedades físicas das substâncias (como ponto de ebulição, ponto de fusão, densidade e etc.)
Dividimos as ligações intermoleculares considerando a polaridade das moléculas e a natureza das ligações em tipos e subtipos:
1)Interações entre moléculas Polares
1.a) Ligação de Hidrogênio ou Ponte de Hidrogênio:
Tipo de interação entre moléculas que possuem o Hidrogênio ligado a F, O ou N(FON H, FON H uma ponte vai me dar!!).
1.b) Dipolo-dipolo Permanente:
Tipo de interação entre moléculas polares que não possuem ligação de hidrogênio.
2)Interações entre moléculas Apolares
2.a)Dipolo-dipolo induzido ou Forças de London ou forças de Van der Waals.
Tipo de interação que ocorre entre moléculas apolares.
Vimos que comparando o P.E entre substâncias com diferentes ligações intermoleculares temos a seguinte ordem decrescente:
Ligação de Hidrogênio > Dipolo-dipolo Induzido > Van der Waals
E que, em se comparando duas ou mais substâncias que possuam o mesmo tipo de interação intermolecular, deve-se adotar como critério de desempate o peso molecular!! Pois, geralmente substâncias de maior peso molecular tendem a possuir pontos de ebulição mais elevados.
Por último, introduzimos o conceito de soluções. Dissemos que soluções são um tipo particular de dispersão em que as partículas do disperso (soluto) são inferiores a 10-9m (invisíveis a olho nu). E que, portanto, as soluções são misturas homogêneas formadas por soluto + solvente.
É isso. Fico por aqui. Qualquer dúvida estou a disposição. Grande Abraço.
