Grade 7
  1. Introdução à Química  1.1. O que é Química?  1.2. Importância da química na vida cotidiana  1.3. Ramos da química  1.4. Método Científico na Química  1.5. Regras e Precauções de Segurança no Laboratório  1.6. Equipamentos de Laboratório Comuns e Seus Usos  1.7. Unidades de medida em química
  2. Matéria e suas propriedades  2.1. Definição de Matéria  2.2. Classificação da matéria  2.3. Propriedades da matéria  2.3.1. Propriedades físicas  2.3.2. Propriedades químicas  2.4. Estados da matéria  2.4.1. Estado sólido  2.4.2. Estado líquido  2.4.3. Estado gasoso  2.4.4. Plasma e Condensados de Bose–Einstein  2.5. Mudanças nos estados da matéria  2.5.1. Fusão e congelamento  2.5.2. Evaporação e Condensação  2.5.3. Sublimação e deposição  2.6. Densidade e suas aplicações  2.7. Difusão e sua importância
  3. Elementos, Compostos e Misturas  3.1. Definição do elemento  3.2. Classificação dos elementos  3.3. Metais, Não-metais e Metalóides  3.4. Gases nobres e suas propriedades  3.5. Introdução à Tabela Periódica  3.6. Definição de Composto  3.7. Propriedades dos Compostos  3.8. Introdução às Fórmulas Químicas  3.9. Definição de Mistura  3.10. Tipos de misturas  3.10.1. Mistura homogênea  3.10.2. Misturas heterogêneas  3.11. Diferença Entre Compostos e Misturas  3.12. Soluções, Coloides e Suspensões
  4. Separação de misturas  4.1. Necessidade de separação de misturas  4.2. Métodos de separação  4.2.1. Filtração  4.2.2. Sedimentação e decantação  4.2.3. Evaporação  4.2.4. Cristalização  4.2.5. Destilação  4.2.6. Cromatografia  4.2.7. Separação Magnética  4.2.8. Centrifugação
  5. Estrutura Atômica  5.1. Introdução aos Átomos  5.2. Estrutura do átomo  5.2.1. Núcleo e nuvem eletrônica  5.3. Partículas subatômicas  5.3.1. Protão  5.3.2. Nêutron  5.3.3. Elétrons  5.4. Número atômico e número de massa  5.5. Isótopos e seus usos  5.6. Íons e formação de íons
  6. Tabela periódica  6.1. Introdução à Tabela Periódica  6.2. Grupos e períodos  6.3. Tendências na Tabela Periódica  6.3.1. Tamanho Atômico  6.3.2. Caracter metálico e não metálico  6.3.3. Eletronegatividade  6.3.4. Reatividade dos elementos  6.4. Metais alcalinos e suas propriedades
  7. Ligação química  7.1. Por que os átomos formam ligações?  7.2. Tipos de ligações químicas  7.2.1. Ligação iônica  7.2.2. Ligação covalente  7.2.3. Ligação Metálica  7.3. Propriedades dos Compostos Iônicos e Covalentes  7.4. Forças intermoleculares
  8. Reações Químicas  8.1. Introdução às Reações Químicas  8.2. Sinais de uma reação química  8.3. Tipos de Reações Químicas  8.3.1. Reações de Combinação  8.3.2. Reações de decomposição  8.3.3. Reações de Deslocamento  8.3.4. Reações de dupla substituição  8.3.5. Reações de combustão  8.4. Lei da conservação da massa  8.5. Balanceamento de equações químicas simples
  9. Ácidos, Bases e Sais  9.1. Definição de Ácido e Base  9.2. Propriedades dos Ácidos  9.3. Propriedades das bases  9.4. Escala de pH e Indicadores  9.5. Reações de neutralização  9.6. Ácidos e Bases Comuns na Vida Cotidiana  9.7. Preparação e uso de sais  9.8. Ácidos e bases fortes e fracas
  10. Soluções e Solubilidade  10.1. Definição de Solução  10.2. Componentes da solução  10.2.1. Solução  10.2.2. soluto  10.3. Fatores que Afetam a Solubilidade  10.4. Concentration of solutions  10.5. Soluções saturadas e insaturadas  10.6. Coloides e suspensões  10.7. Curva de solubilidade e sua interpretação
  11. Ar e atmosfera  11.1. Composição do ar  11.2. Propriedades dos gases no ar  11.3. Importância do Oxigênio e do Dióxido de Carbono  11.4. Poluição do ar e seus efeitos  11.5. Efeito estufa e aquecimento global  11.6. Maneiras de reduzir a poluição do ar  11.7. Camada de ozônio e sua importância
  12. Água e sua importância  12.1. Propriedades da Água  12.2. A água como solvente universal  12.3. Importância da água para a vida  12.4. Poluição da água e seus efeitos  12.5. Purificação da Água  12.5.1. Filtração  12.5.2. ferver  12.5.3. Cloração na purificação da água  12.5.4. osmose reversa  12.6. Água dura e água macia  12.7. Ciclo da água e sua importância
  13. Combustíveis e energia  13.1. Tipos de combustíveis  13.1.1. Combustíveis fósseis  13.1.2. Fontes de energia renovável  13.2. Combustão e liberação de energia  13.3. Aquecimento global e seus efeitos  13.4. Fontes alternativas de energia  13.5. Maneiras de conservar energia
  14. Metais e Não-metais  14.1. Propriedades físicas e químicas dos metais  14.2. Propriedades Físicas e Químicas dos Não-Metais  14.3. Diferença Entre Metais e Não-Metais  14.4. Usos de metais e não metais  14.5. Corrosão dos metais e sua prevenção  14.6. Ligas e sua importância
  15. Plásticos e polímeros  15.1. Polímeros naturais e sintéticos  15.2. Propriedades do plástico  15.3. Plásticos Biodegradáveis e Não Biodegradáveis  15.4. Impacto ambiental do plástico  15.5. Reciclagem e gestão de resíduos em plásticos e polímeros  15.6. Usos Diários de Polímeros
  16. Introdução à Química Orgânica  16.1. Definições básicas de química orgânica  16.2. Compostos de Carbono na Vida Diária  16.3. Hidrocarbonetos  16.4. Grupos funcionais simples (álcoois e ácidos carboxílicos)  16.5. Importância dos compostos orgânicos na indústria

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Ligação iônica


A ligação química é um conceito essencial em química que descreve como os átomos se unem para formar moléculas e compostos. Em termos simples, é a força que mantém os átomos unidos. Um dos tipos fundamentais de ligações químicas é a ligação iônica.

Introdução à ligação iônica

A ligação iônica ocorre quando os átomos transferem elétrons para obter uma camada externa completa de elétrons, que geralmente é oito para a maioria dos elementos. Esta transferência de elétrons resulta na formação de íons. Íons são átomos que ganharam ou perderam elétrons e, como resultado, têm uma carga positiva ou negativa.

Como as ligações iônicas são formadas

As ligações iônicas formam-se entre metais e não-metais. Os metais, encontrados no lado esquerdo da tabela periódica, perdem elétrons e formam íons positivos, também chamados de cátions. Os não-metais, encontrados no lado direito da tabela periódica, ganham elétrons e formam íons negativos, também chamados de ânions. Este ganho ou perda de elétrons permite que ambos os átomos alcancem configurações eletrônicas semelhantes aos gases nobres, que são muito estáveis.

        Na → Na⁺ + e⁻ (O sódio perde um elétron) Cl + e⁻ → Cl⁻ (O cloro ganha um elétron)

Quando esses íons de cargas opostas se unem, eles se atraem devido às forças eletrostáticas, formando uma ligação iônica.

Exemplo de ligação iônica: cloreto de sódio

Um exemplo clássico de ligação iônica é a formação de cloreto de sódio (NaCl). O sódio (Na) tem um elétron em sua camada externa, enquanto o cloro (Cl) tem sete elétrons em sua camada externa. O sódio pode obter uma camada externa completa perdendo um elétron, transformando-se em um íon de sódio (Na⁺). O cloro pode obter uma camada completa ganhando um elétron, transformando-se em um íon de cloro (Cl⁻).

        Na (2, 8, 1) + Cl (2, 8, 7) → Na⁺ (2, 8) + Cl⁻ (2, 8, 8) → NaCl

Visualização de ligações iônicas

Considere o seguinte exemplo da formação de cloreto de sódio como uma representação visual.

Na Cloro

Nesta visão, o átomo de sódio doa um elétron para o átomo de cloro, formando uma ligação iônica, resultando em NaCl.

Propriedades dos compostos iônicos

Os compostos iônicos têm propriedades distintas devido à natureza das ligações iônicas:

  • Altos pontos de fusão e ebulição: As ligações iônicas são fortes, então os compostos iônicos geralmente têm altos pontos de fusão e ebulição.
  • Solubilidade em água: Muitos compostos iônicos se dissolvem em água porque as moléculas polares da água podem separar os íons uns dos outros.
  • Condutividade elétrica: Os compostos iônicos não conduzem eletricidade no estado sólido. No entanto, quando são fundidos ou dissolvidos em água, eles conduzem eletricidade porque os íons se movem livremente.
  • Fragilidade: Os compostos iônicos são geralmente frágeis, quebrando-se ao longo do plano dos íons devido ao arranjo de íons positivos e negativos.

Exibição do ponto de ebulição

Considere o sal de cozinha (NaCl). Seu ponto de fusão é cerca de 801°C, que é muito mais alto do que muitas outras substâncias. Este alto ponto de fusão é devido às fortes forças eletrostáticas que mantêm os íons unidos.

Mais exemplos de compostos iônicos

Óxido de magnésio (MgO)

Óxido de magnésio é outro exemplo de um composto iônico. O magnésio (Mg) tem dois elétrons em sua camada externa e perde ambos para alcançar uma disposição eletrônica estável como o neônio. O oxigênio (O) precisa de dois elétrons para completar sua camada externa, como o neônio.

        Mg (2, 8, 2) + O (2, 6) → Mg²⁺ (2, 8) + O²⁻ (2, 8) → MgO

Óxido de alumínio (Al2O3)

Óxido de alumínio é composto de alumínio e oxigênio. O alumínio (Al) perde três elétrons para formar íons Al³⁺, enquanto cada átomo de oxigênio precisa de dois elétrons para formar íons O²⁻. Portanto, dois íons de alumínio se combinam com três íons de oxigênio para formar Al2O3.

        2 Al (2, 8, 3) + 3 O (2, 6) → 2 Al³⁺ (2, 8) + 3 O²⁻ (2, 8) → Al₂O₃

Conclusão

A ligação iônica é um tipo básico e fascinante de ligação química que é essencial para compreender propriedades físicas e reações. Compostos iônicos existem ao nosso redor, desde o sal de cozinha até vários minerais. A transferência de elétrons entre metais e não-metais e a atração resultante entre os íons carregados é uma parte importante de como os elementos formam compostos estáveis.


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