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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Tipos de ligações químicas


As ligações químicas são um conceito essencial na química que explica como os átomos se juntam para formar moléculas e compostos. Os átomos se ligam de diferentes maneiras dependendo de como compartilham ou trocam seus elétrons. As ligações químicas são as forças que mantêm os átomos unidos e permitem que eles funcionem como uma unidade. Compreender essas ligações é importante porque nos ajuda a explicar como diferentes substâncias se formam e por que possuem propriedades específicas. Nesta explicação detalhada, exploraremos os diferentes tipos de ligações químicas, incluindo ligações iônicas, covalentes, metálicas e de hidrogênio.

Ligação iônica

Ligações iônicas se formam quando os elétrons são transferidos de um átomo para outro. Isso geralmente ocorre entre metais e não-metais. Os metais perdem elétrons e se tornam íons carregados positivamente chamados de cátions, enquanto os não-metais ganham elétrons e se tornam íons carregados negativamente chamados de ânions.

Por exemplo, na formação de cloreto de sódio (NaCl), o sódio (Na), que é um metal, perde um elétron para se tornar o íon Na+. O cloro (Cl), que é um não-metal, ganha um elétron para se tornar o íon Cl−. As cargas opostas dos íons se atraem, resultando em uma ligação iônica.

Na → Na+ + e-
Cl + e- → Cl-
Na+ + Cl- → NaCl

Aqui está um diagrama simples para ajudá-lo a entender a ligação iônica entre sódio e cloro:

Na Cl

Ligações covalentes

Ligações covalentes são formadas quando dois ou mais átomos não metálicos compartilham elétrons. Essas ligações podem ser polares ou não polares dependendo das eletronegatividades dos átomos envolvidos.

Ligação covalente não-polar

Ligações covalentes não polares ocorrem quando os elétrons são compartilhados igualmente entre os átomos. Um exemplo de ligação covalente não polar está na molécula de gás hidrogênio (H2).

H + H → H2

Ligação covalente polar

Ligações covalentes polares se formam quando os elétrons são compartilhados de forma desigual. Isso acontece quando um átomo é mais eletronegativo que o outro. A água (H2O) é um exemplo comum de uma molécula com uma ligação covalente polar.

H2 + O → H2O

Aqui está um diagrama simplificado para mostrar a ligação covalente em uma molécula de água:

O H H

Ligação metálica

Ligações metálicas são únicas porque ocorrem entre átomos de metal. Neste tipo de ligação, os elétrons não são compartilhados ou transferidos com outros átomos. Em vez disso, formam um "mar de elétrons" que flui livremente na rede metálica.

Este "mar de elétrons" permite que os materiais metálicos conduzam eletricidade e calor de forma muito eficiente e dá aos metais sua aparência brilhante característica.

Aqui está um diagrama para mostrar o mar de elétrons em uma ligação metálica:

Metal Metal Metal Metal Metal Metal Elétrons

Ligações de hidrogênio

Ligações de hidrogênio são bastante diferentes de outros tipos de ligações. Elas se formam quando um átomo de hidrogênio, ligado covalentemente a um átomo mais eletronegativo como oxigênio, nitrogênio ou flúor, experimenta uma força de atração em direção a outro átomo eletronegativo. As ligações de hidrogênio não são tão fortes quanto as covalentes ou iônicas, mas são muito importantes na estrutura da água e de moléculas biológicas como o DNA e proteínas.

Aqui está um exemplo de ligação de hidrogênio em moléculas de água:

O H H O H H Ligação de hidrogênio

Conclusão

Compreender os diferentes tipos de ligações químicas é vital para o estudo da química e das propriedades da matéria. Cada tipo de ligação – iônica, covalente, metálica e de hidrogênio – tem propriedades únicas que afetam o comportamento das moléculas. As ligações iônicas são formadas pela transferência de elétrons, as ligações covalentes são formadas pelo compartilhamento de elétrons, as ligações metálicas são formadas por um mar de elétrons e as ligações de hidrogênio são formadas pela atração fraca entre moléculas. Estas ligações se unem para explicar o complexo mundo de moléculas e compostos que compõem a matéria ao nosso redor.


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