Resumo Ligações Quimicas - Resumo para Enem

meSalva!\n\nLIGAÇÕES\nQUÍMICAS\n\nmesalva.com MÓDULOS CONTEMPLADOS\n\nLAIA - Ligações Interatômicas I\nLAII - Ligações Interatômicas II\nLAEX - Exercícios de Ligações Interatômicas\nLMIA - Ligações Intermoleculares\nLMEX - Exercícios de Ligações Intermoleculares\n\nCURSO\nDISCIPLINA\nCAPÍTULO\nPROFESSORES\n\nLIGAÇÕES QUÍMICAS\nMARIANA BORGES, MONIQUE DA ROCHA LOI E UMBERTO KOBER E aí, Me Salva!\n\nLIGAÇÕES QUÍMICAS\n\nChegou a hora de estudar as ligações químicas para uma prova ou para o ENEM e você se depara com átomos, símbolos, bolinhas, estrelinhas, setas e não sabe o que significa cada uma? Não entendeu o porquê de estudar as ligações, já que \"não vai usar pra nada na sua vida\"?\n\nNessa apostila, vamos descobrir que ligações químicas são muito importantes, pois tudo mesmo, ao nosso redor tem átomos ligados por algum tipo de ligação química.\n\nQuando você estudou a tabela periódica, você viu que os átomos não são iguais e que cada um tem suas propriedades bem distintas e características que fazem deles únicos. E essas características individuais definem a forma com que cada um vai interagir com outros átomos. Estas interações serão o foco do nosso estudo.\n\nEstudaremos as diferenças entre as ligações químicas à disposição em que os átomos se organizam no espaço quando firmam essas interações e vamos analisar as situações em que as moléculas apresentam cada tipo de geometria molecular, influenciando na polaridade das moléculas e na miscibilidade dos compostos polares e apolares. POR QUE OS ÁTOMOS SE LIGAM?\n\nVocê vai descobrir o motivo das ligações químicas acontecerem. A maioria dos átomos não é encontrada na natureza de modo livre, ou seja, átomos sozinhos e isolados. Geralmente estão combinados com outros átomos formando substâncias, como O2, CO, NaCl e CaCO3. Isto acontece, porque a energia para a formação do NaCl, por exemplo, é menor que a energia para manter os átomos de Na e Cl sozinhos. Somente os átomos dos gases nobres podem ser encontrados isolados, ou seja, não se ligam. Os átomos dos gases nobres apresentam suas últimas camadas totalmente preenchidas por elétrons. Isto pode ser uma pista sobre o motivo dos átomos formarem as ligações químicas.\n\n“Então” você pergunta como eu sei que a última camada de um determinado átomo está ou não preenchida?”\n\nPara chegar a esta resposta, precisamos entender que os átomos têm uma órbita com elétrons.\n\nAlguns conceitos básicos para esse conteúdo:\n\nOs elétrons estão distribuídos em camadas que são representados por letras: K, L, M, N, O, P, Q. A camada K é a mais próxima do núcleo do átomo e a Q é a mais afastada. Cada camada comporta uma quantidade máxima de elétrons, como mostra a tabela abaixo:\n Distribuição dos elétrons por camadas\n\nCamadas\tnº de elétrons máx.\nK\t2\nL\t8\nM\t18\nN\t32\nO\t32\nP\t18\nQ\t8\n\nSE LIGA NA DICA!!\n\nAlguns livros afirmam que a Camada Q comporta apenas 2 elétrons. Isso é explicado porque, teoricamente, deveria haver 8 elétrons na última camada de valência, porém, na prática, só foram encontrados elementos químicos que apresentam 2 elétrons na sua última camada.\n\nEntenda: Camada de valência é a camada (ou nível) mais externa (mais distante do núcleo) de um átomo, ou seja, aquela que está mais distante do núcleo. Assim sendo, ela apresenta os chamados elétrons externos ou elétrons de valência.\n\nAssim, essas camadas são subdivididas em subníveis representados pelas letras s, p, d, f. Cada subnível apresenta um número máximo de elétrons que pode comportar, como a tabela abaixo apresenta:\n Distribuição dos elétrons por subníveis\n\nSubníveis\tde elétrons máx.\ns\t2\np\t6\nd\t10\nf\t14\n\nA partir das tabelas anteriores, podemos deduzir que a camada K tem os dois elétrons organizados somente no subnível s. Já a camada L que tem 8 elétrons, possui 2 elétrons no subnível s e 6 elétrons no subnível p. E assim por diante.\n\nSE LIGA!\n\nO Diagrama de Energia, também conhecido como Diagrama de Pauling, nos dá uma ordem de prioridade de quais subníveis são preenchidos primeiro, bem como qual o MÁXIMO de elétrons que cada subnível pode comportar.\n\nObservando a distribuição dos gases nobres, o gás Néon possui 10 elétrons. Segundo o Diagrama de Pauling, a sua distribuição eletrônica é organizada em 1s² 2s² 2p6. Considerando apenas a última camada, a camada L, que corresponde ao número 2 da distribuição eletrônica, temos:\n\n2s² 2p⁶ = 2 elétrons no subnível s e 6 elétrons no subnível p, totalizando 8 elétrons.\n\nEstes 8 elétrons preenchem totalmente os subníveis s e p, consequentemente, a sua camada de valência. Quando a camada é totalmente preenchida, o átomo se estabiliza e não se combina com outros átomos. Assim são encontrados na natureza sozinhos, como o gás Néon por exemplo. SE LIGA!\nO gás Hélio possui uma configuração eletrônica diferente das dos demais gases nobres, pois possui somente 2 elétrons na sua eletrosfera. Contudo, a camada K é totalmente preenchida, mantendo a característica de estabilizar o átomo de forma isolada, não se ligando a outros átomos para a formação de moléculas.\n\nREGRA DO OCTETO\nComo os gases nobres são estáveis e não se ligam a outros átomos, eles têm 8 elétrons na sua última camada (exceto o Hélio). Então chegamos à conclusão de que esta estabilidade se deve à configuração eletrônica que possuem. Quando dois ou mais átomos se ligam, eles apresentam este número mágico de 8 elétrons na camada de valência.\n\nOs átomos de diferentes elementos químicos formam ligações químicas, ganhando, perdendo ou compartilhando elétrons de forma que todos os átomos envolvidos na ligação química atinjam o octeto (configuração de um gás nobre).\n\nO comportamento de como se dará a ligação depende de algumas considerações:\n\nÁtomos de quais elementos químicos estão envolvidos na ligação química:\nMetais tendem a doar elétrons numa ligação química;\nAmetais tendem a receber elétrons numa ligação química. Distribuição dos elétrons por famílias\n\nElementos químicos\n\nFamília\nTendência\nÍon formado\n\nMetais\n\nAlcalinos (1A ou 1)\nPerde 1 elétron\n+1\n\nAlcalino-terrosos (2A ou 2)\nPerde 2 elétrons\n+2*\n\nFamília do Boro (3A ou 13)\nPerde 3 elétrons\n+3\n\n\nAmetais (não metais)\n\nFamília do Carbono (4A ou 14)\nPerde ou ganha 4 elétrons (tendem a ganhar)\n+4 ou -4\n\nFamília do Nitrogênio (5A ou 15)\nGanha 3 elétrons\n-3\n\nCalcogênios (6A ou 16)\nGanha 2 elétrons\n-2\n\nHalogênios (7A ou 17)\nGanha 1 elétron\n-1\n\nLIGAÇÃO IÔNICA\nA ligação iônica ocorre quando há a transferência de elétrons do átomo de um elemento químico para o átomo de outro. Essa transferência ocorre quando o átomo de um elemento químico com tendência de doar elétrons perde seus elétrons da camada de valência para o átomo de um elemento químico com tendência de receber esses elétrons, ou seja, quando um metal perde seus elétrons e um ametal os recebe, como podemos observar na imagem abaixo: Imagem 1a e 1b: Eletrosferas dos átomos envolvidos na ligação iônica.\n\nNo momento em que estes elétrons são perdidos por um metal, o átomo fica com carga positiva e há a formação do íon positivo, chamado de cátion. Quando os elétrons são recebidos por um ametal, o átomo fica com carga negativa e ocorre a formação do íon negativo, chamado de ânion.\n\nNa imagem ao lado, o Na (sódio) perde um elétron da sua camada de valência, formando um cátion (íon positivo). Então, o Cl (cloro) recebe na sua camada de valência este elétron cedido por Na, consequentemente formando um íon negativo.\n\nVocês lembram daquela história de que os opostos se atraem? Pois bem, aqui este ditado popular também se aplica. Assim, as cargas opostas, negativa e positiva dos íons, se atraem com uma determinada força que se chama força eletrostática. A força eletrostática entre esses íons é tão forte que mantém estes átomos unidos, resultando na ligação iônica. Continuando com o exemplo do sódio e do cloro, a ligação iônica forma a substância NaCl, muito conhecida no nosso dia a dia como sal de cozinha. Então, faça a associação entre as palavras “íons” e “iônica”.\n\nRESUMINDO: A ligação iônica é a força de atração entre íons de cargas opostas ou seja, cátions e ânions e acontece com metais e ametais.\n\nEntão, vocês perguntarão novamente: \"Que influência tudo isso gerará nas ligações iônicas entre nos materiais?\"\n\nPelo fato da ligação iônica ser a ligação mais forte de todas, necessita-se de maior energia para quebrá-la. Isso faz com que compostos iônicos sejam sólidos a temperatura ambiente devido à formação de uma rede cristalina, assim como acontece com sal de cozinha.\n\nA alta energia necessária para que seja possível a quebra dessas ligações resulta no alto ponto de fusão e ebulição. No estado sólido, são maus condutores de eletricidade, já que a eletricidade é movimentação de \"carga\" (podendo ser movimentação de íons ou elétrons) e por ocorrer a formação de uma rede cristalina, de forma que essa movimentação é impossibilitada e os íons ficam aprisionados e imóveis.\n\nIMAGEM 2: RETÍCULO CRISTALINO DO NaCl.\n\nPorém, no estado fundido (líquido) ou em solução aquosa quando o sal de cozinha está dissolvido em água, por exemplo - são excelentes condutores de eletricidade, já que a barreira da movimentação dos íons é quebrada. Além disso, a maioria dos compostos iônicos são solúveis em água.\n\nOs sólidos iônicos são duros, porém quebrados. Podemos citar alguns exemplos de pedras preciosas à base de Al2O3: Rubi, Safira e Ametista. E necessário usar o esmeril para polir qualquer pedra. Porém, se forem submetidas a algum impacto, elas quebram com facilidade. Cada pedra citada acima apresenta uma coloração, pois há uma \"contaminação\" em menor quantidade de outro elemento químico, como cromo, ferro ou cobalto.\n\nCOMO DETERMINAR AS FÓRMULAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS?\n\nIremos construir essa fórmula com os elementos Alumínio e Oxigênio. Para isso, é preciso respeitar alguns passos:\n\nObserve em qual família os elementos químicos estão localizados na Tabela Periódica;\n