Grade 8
  1. Introdução à Química  1.1. Natureza e alcance da química  1.2. Importância da química na vida diária  1.3. Química e sua relação com outras ciências  1.4. O papel da química na indústria, medicina e meio ambiente  1.5. Investigação científica e métodos experimentais em química
  2. Matéria e suas propriedades  2.1. Definição e classificação da matéria  2.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  2.3. Lei da conservação da matéria  2.4. Propriedades Extensivas e Intensivas da Matéria  2.5. Teoria cinética molecular da matéria  2.6. Estados da matéria: sólidos, líquidos, gases, plasmas e condensados de Bose-Einstein  2.7. Alterações de estado e energia estão envolvidas  2.8. Difusão e movimento Browniano
  3. Elementos, Compostos e Misturas  3.1. Definição e diferenças entre elementos, compostos e misturas  3.2. Estrutura Atômica e Número Atômico  3.3. Símbolos e fórmulas químicas  3.4. Tendências na Tabela Periódica (Grupos e Períodos)  3.5. Classificação dos Elementos: Metais, Não Metais e Metalóides  3.6. Elementos de Terras Raras e Metais de Transição  3.7. Tipos de misturas: homogêneas e heterogêneas  3.8. Separação de Misturas Usando Métodos Físicos e Químicos
  4. Técnicas de Separação  4.1. Filtragem, Sedimentação e Decantação  4.2. Evaporação e cristalização  4.3. Destilação e Destilação Fracionada  4.4. Cromatografia e suas aplicações  4.5. Sublimação na purificação de compostos  4.6. O papel da centrifugação nos processos bioquímicos
  5. Estrutura Atômica  5.1. Teoria atômica de Dalton  5.2. Estrutura do átomo: prótons, nêutrons e elétrons  5.3. Modelo atômico de Bohr  5.4. Introduction to Quantum Mechanical Model  5.5. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  5.6. Espectros de excitação e emissão  5.7. Isótopos e suas aplicações
  6. Tabela Periódica e Tendências Químicas  6.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  6.2. Modern periodic law  6.3. Periodicidade e tendências nos tamanhos atômicos e iônicos  6.4. Energias de Ionização, Afinidade Eletrônica e Eletronegatividade  6.5. Introdução aos Lantanídeos e Actinídeos  6.6. Aplicação de tendências periódicas em química
  7. Ligações Químicas e Estrutura Molecular  7.1. Tipos de ligações químicas: ligações iônicas, covalentes e metálicas  7.3. Polar and Nonpolar Molecules  7.4. Ligações de hidrogênio e suas aplicações  7.5. Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, força de dispersão de London
  8. Reações Químicas e Estequiometria  8.1. Equações Químicas e Balanceamento  8.2. Tipos de Reações Químicas: Combinação, Decomposição, Deslocamento e Redox  8.3. Introdução à estequiometria e ao conceito de mol  8.4. Reagente limitante em equações químicas  8.5. Taxa de reação, catalisador e fatores que afetam a taxa de reação
  9. Ácidos, Bases e Sais  9.1. Definição e Propriedades dos Ácidos e Bases  9.2. Ácidos e Bases Fortes vs. Fracas  9.3. Escala de pH e Cálculo de pH  9.4. Reações de neutralização  9.5. Soluções tampão e sua importância  9.6. Aplicações de Ácidos, Bases e Sais na Vida Diária
  10. Soluções e Solubilidade  10.1. Definição de Solução, Soluto e Solvente  10.2. Fatores que Afetam a Solubilidade  10.3. Unidades de concentração: molaridade e molalidade  10.4. Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas  10.5. Conceito de osmose e osmose reversa  10.6. Propriedades coligativas das soluções
  11. Gases e Leis dos Gases  11.1. Propriedades dos gases  11.2. Introdução aos Gases Ideais e Reais  11.3. Lei de Boyle, Lei de Charles e Lei de Avogadro  11.4. Equação do Gás Ideal e Suas Aplicações  11.5. Aplicação das Leis dos Gases na Vida Real
  12. Termoquímica e transformação de energia  12.1. Energia em Reações Químicas  12.2. Reações Exotérmicas vs. Endotérmicas  12.3. Mudanças de Calor e Entalpia  12.4. Calorimetria e transferência de calor nas reações
  13. Metais e Não-Metais  13.1. Physical and Chemical Properties of Metals and Nonmetals  13.2. Série de reatividade dos metais  13.3. Corrosão e sua prevenção  13.4. Extração de metais de minérios  13.5. Usos dos metais e não metais na vida diária
  14. Introdução à Química Orgânica  14.1. Características do carbono e compostos orgânicos  14.2. Grupos funcionais e sua importância  14.3. Hidrocarbonetos Simples: Alcanos, Alcenos e Alcinos  14.4. Isomerismo em compostos orgânicos  14.5. Introdução aos polímeros e seus usos
  15. Química Ambiental e Sustentabilidade  15.1. Princípios da Química Verde  15.2. Efeitos da Poluição Química nos Ecossistemas  15.3. Chuva ácida e seus efeitos  15.4. Depleção da Camada de Ozônio e Aquecimento Global  15.5. Gestão de Resíduos e Reciclagem na Química

Grade 8 ↓


Ligações Químicas e Estrutura Molecular


Química, em seu núcleo, é o estudo da matéria e das mudanças que ocorrem nela. Um componente essencial para entender a química é aprender sobre ligações químicas e estrutura molecular. Este estudo nos ajuda a entender por que átomos formam compostos, como eles se ligam e o que a forma das moléculas significa para suas propriedades e reações.

O que é uma ligação química?

Uma ligação química é uma atração entre átomos que permite a formação de substâncias químicas contendo dois ou mais átomos. A ligação é causada por forças de atração eletrostática entre cargas opostas, seja entre elétrons e núcleos, ou como resultado de atração de dipolos. As ligações químicas incluem ligações covalentes, iônicas e metálicas.

Tipos de ligações químicas

Existem muitos tipos de ligações químicas que mantêm os átomos juntos. Os principais tipos são:

  • Ligação iônica
  • Ligações covalentes
  • Ligação metálica

Ligação iônica

Ligações iônicas formam-se quando elétrons são transferidos de um átomo para outro. Um átomo torna-se um íon positivo, e o outro torna-se um íon negativo. Este tipo de ligação normalmente se forma entre metais e não metais. Por exemplo, quando o sódio (Na) se liga ao cloro (Cl), o sódio doa um elétron para o cloro. Isso resulta em um íon de sódio positivo (Na+) e um íon de cloreto negativo (Cl-).

Na Cloro Transferência de Elétrons

Na ligação iônica, a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados é alta, o que faz com que um átomo perca o controle do elétron facilmente.

Ligações covalentes

Ligações covalentes formam-se quando dois átomos compartilham um ou mais pares de elétrons. Esses tipos de ligações geralmente ocorrem entre elementos não metálicos. Por exemplo, na molécula de água (H2O), cada átomo de hidrogênio compartilha elétrons com um átomo de oxigênio. Esse compartilhamento permite que cada átomo tenha uma configuração eletrônica semelhante à dos gases nobres.

H O H

A ligação covalente é caracterizada pela direcionalidade da interação e é frequentemente associada a uma pequena diferença de eletronegatividade entre os átomos.

Ligação metálica

As ligações metálicas são forças atrativas eletrostáticas entre elétrons deslocalizados, nuvens de elétrons livres ou mares de elétrons e íons metálicos positivamente carregados. Essa interação é o que dá aos metais sua dureza, condutividade e outras propriedades. Em metais como ferro ou cobre, os átomos compartilham uma "nuvem" de elétrons, o que lhes permite conduzir eletricidade e calor.

Por que os átomos se ligam?

Átomos se ligam para alcançar a configuração eletrônica dos gases nobres, tornando-se mais estáveis. Gases nobres têm a camada de valência completa, o que significa que não reagem com outros elementos. A maioria dos átomos se liga para compartilhar ou trocar elétrons para completar sua camada de valência.

Estrutura molecular

Estrutura molecular refere-se ao arranjo tridimensional dos átomos que compõem uma molécula. A rotação em torno de ligações simples pode permitir que as moléculas adotem diferentes estruturas através de mudanças conformacionais.

Papel dos elétrons de valência

Elétrons de valência são os elétrons na camada eletrônica mais externa de um átomo. Esses elétrons são importantes para determinar como o átomo reage quimicamente com outros átomos. Em muitos casos, o número de elétrons de valência em um átomo determina quantas ligações ele pode formar. Por exemplo, o carbono tem quatro elétrons de valência e pode formar até quatro ligações covalentes.

Estruturas de Lewis

Estruturas de Lewis, também conhecidas como diagramas de pontos de Lewis, são diagramas que mostram a relação entre os átomos de uma molécula e os pares de elétrons isolados presentes. Nomeadas após Gilbert N. Lewis, as estruturas mostram o arranjo de elétrons em moléculas e ajudam a deduzir a geometria geral.

H : O : H

Nesta estrutura de Lewis da água, cada linha representa um par de elétrons compartilhados em uma ligação covalente. Os dois pontos ao lado do átomo de oxigênio representam seu par de elétrons isolados.

Teoria da VSEPR

A teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR) prevê a geometria de moléculas individuais a partir do número de pares de elétrons ao redor de seus átomos centrais. De acordo com a VSEPR, pares de elétrons se organizam para minimizar a repulsão. A geometria depende do número de pares ligados e pares isolados.

  • Linear: Comum em moléculas contendo dois pares de elétrons ou duas ligações duplas, por exemplo, CO2.
  • Tetraédrico: Comum em moléculas com quatro pares ligados, e.g., CH4.
  • Trigonal planar: Com três pares ligados, como em BF3.
  • Angular: Na presença de pares isolados, e.g., H2O
O H H

Em uma estrutura angular como a água, os pares isolados no átomo de oxigênio empurram os átomos de hidrogênio para mais perto, resultando em uma forma de V.

Polaridade das moléculas

A polaridade em moléculas surge quando há uma distribuição desigual de densidade eletrônica. Isso ocorre em ligações covalentes polares, onde o par de elétrons é compartilhado de forma desigual entre os átomos, produzindo cargas parciais chamadas dipolos. Por exemplo, em HCl, o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, criando uma molécula polar.

A forma molecular, bem como a distribuição de carga, são importantes na determinação da polaridade molecular. Moléculas simétricas são apolares, enquanto moléculas assimétricas são polares.

Forças intermoleculares

Forças intermoleculares são forças de atração ou repulsão que agem entre partículas vizinhas (átomos, moléculas ou íons). Estas incluem:

  • Interações dipolo-dipolo: Ocorrem entre duas moléculas polares.
  • Forças de dispersão de London: As mais fracas, encontradas em todas as moléculas, mas predominam em moléculas apolares.
  • Ligação de hidrogênio: Um tipo forte de atração dipolo-dipolo ocorre quando hidrogênio se liga a nitrogênio, oxigênio ou flúor.

O tipo e a intensidade das forças intermoleculares afetam as propriedades físicas dos compostos, como seus pontos de ebulição e fusão.

Exemplos de compostos simples e estruturas

Entender compostos simples ajuda a entender os conceitos de ligações químicas e estruturas moleculares. Alguns exemplos básicos incluem:

Água (H2O)

A água é uma molécula polar com uma forma angular distinta causada por dois átomos de hidrogênio estarem covalentemente ligados a um átomo de oxigênio. Esta estrutura leva a significativas ligações de hidrogênio, dando à água suas propriedades únicas, como seu estado líquido à temperatura ambiente e alta capacidade de calor específico.

Metano (CH4)

O metano é um exemplo clássico de molécula tetraédrica na qual um átomo central de carbono está ligado a quatro átomos de hidrogênio. Cada ligação envolve o compartilhamento de elétrons, resultando na formação de ligações covalentes apolares. O metano é um hidrocarboneto simples e um componente principal do gás natural.

C H H H H

Cloreto de sódio (NaCl)

O cloreto de sódio, comumente conhecido como sal de cozinha, é formado por ligação iônica entre íons de sódio e íons de cloreto. Cada íon de sódio compartilha uma conexão eletrostática com vários íons de cloreto em uma formação de rede cristalina, formando uma estrutura sólida.

Entender a estrutura do cloreto de sódio ajuda a explicar como os compostos iônicos podem afetar tudo, desde a saúde humana até a química dos oceanos.

Entendendo ligações e estrutura no cotidiano

Os princípios de ligações químicas e estrutura molecular são evidentes no cotidiano. Eles explicam por que a água está líquida, como ingredientes de culinária são obtidos ou por que metais como o aço são fortes e flexíveis.

Ao compreender esses princípios fundamentais da química, podemos entender melhor as interações que ocorrem ao nosso redor – desde o simples ato de ferver água até as complexidades da síntese de novos materiais.

Resumo

Ligações químicas e estrutura molecular formam a base para entender como os átomos interagem em processos químicos. Compreender conceitos como ligações iônicas e covalentes, geometria molecular e forças intermoleculares nos ajuda a prever e explicar o comportamento das substâncias em diferentes situações.

Um entendimento mais profundo desses tópicos fornece aos estudantes as ferramentas necessárias para um estudo mais aprofundado em química, ajudando a desvendar os mistérios tanto do mundo vivo quanto do não vivo.


Grade 8 → 7


U
username
0%
concluído em Grade 8

← Anterior (6.6)
Aplicação de tendências periódicas em química
Próximo (7.1) →
Tipos de ligações químicas: ligações iônicas, covalentes e metálicas

Comentários 



Ligações Químicas e Estrutura Molecular

https://www.chemistryelite.com/g8/7?ceal=pt