GEOMETRIA MOLECULAR

PRINCIPAIS TIPOS

LINEAR

É a ligação entre até três átomos em que o átomo central não apresenta par de elétrons sobrando.

ANGULAR

Diferentemente da linear, o átomo central possui pares de elétrons sobrando e por isso há uma repulsão que faz a geometria da molécula entortar.

TETRAÉDRICA

São as ligações que acontecem na família do carbono, ligações em que os átomos ocupam os polos de um tetraedro regular, por isso o nome.

Obs.: Essa geometria também sofre repulsão.

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

IÔNICA; METÁLICA E COVALENTE

O QUE SÃO LIGAÇÕES QUÍMICAS?

É quando dois átomos se unem por meio de uma reação para formar partículas ou moléculas.

Existem três tipos, iônicas, metálicas e covalentes.

• TEORIA DO OCTETO

É a teoria que diz que, assim como os gases nobres, os demais elementos precisam ficar estáveis com oito elétrons em sua camada de valência ou oito elétrons apenas, na existência de apenas uma camada. Essa regra se aplica a todos os elementos com exceção do Hidrogênio, que quer se espelhar ao Hélio, ou seja, precisa de dois elétrons em sua valência.

IÔNICA

É a ligação onde a união de um ou mais átomos forma íons, por isso o nome.

Ou seja, os átomos se unem nessa ligação doando ou recebendo elétrons, assim, o que doar um ou mais elétrons ficará com menos elétrons e se tornará um Cátion e o que receber esse elétrons ficará negativo.

METÁLICA

Como o nome já diz, é a ligação que acontece entre metais.

Por serem elementos eletropositivos, eles não precisam receber elétrons e sim perder, por isso, quando essa ligação acontece, os elétrons ficam mergulhados no que alguns chamam de "mar de elétrons".

COVALENTE

Também conhecida como ligação molecular, as ligações covalentes aquelas em que há o compartilhamento de elétrons, formando moléculas estáveis, ao contrário das ligações iônicas em que há perda ou ganho de elétrons.

Obs.: Pares eletrônicos é o nome que se dá aos elétrons que os núcleos cedem, representando a compartilhação da doação.

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS

RAIO ATÔMICO; ENERGIA DE IONIZAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE.

RAIO ATÔMICO

Na escola, sempre aprendemos sobre o raio na disciplina de matemática, então como assim também tem raio na química? Pois é, precisamos entender que se o raio é a metade do diâmetro de uma circunferência e o átomo com sua eletrosfera meio que assume essa forma, então ele terá um raio e o mesmo é de extrema relevância para termos noção do tamanho de cada átomo.

Mas veja, o átomo não é uma esfera perfeita e por isso o cálculo de um raio isolado seria completamente impreciso, logo, para medirmos um átomo, precisamos obter uma partícula diatômica e medir a distância entre os núcleos desses dois átomos, dividindo essa distância pela metade, esse é o raio deste átomo.

Cada elemento tem seu átomo específico então cada átomo tem um raio diferente e ele aumenta conforme o número de camadas e também diminui dependendo do número atômico (quantidade de prótons)

Dessa forma, esta é a relação que podemos fazer na tabela:

ENERGIA DE IONIZAÇÃO

É a energia necessária para transformar um átomo em um íon (Cátion ou Ânion), ou seja, para remover elétrons do mesmo.

O primeiro elétron retirado é aquele que se encontra mais distante do núcleo do átomo. A distância facilita a transferência porque, quanto mais distante do núcleo, que é positivo, menos energia será necessária para que o elétron seja retirado dele.

Já nas próximas ionizações, esse processo é mais complicado, devido a forte "força" de atração dos elétrons pelo núcleo ser maior, então a primeira ionização é menor que a segunda, que é menor que a terceira e assim sucessivamente.

A EI é inversa ao raio, pois, cada vez que o elétron é retirado, o núcleo atrai ainda mais os elétrons restantes, tornando o átomo menor. Logo, essa é a relação na tabela:

Obs.: Essa relação diz quais elementos precisam de mais energia, ou seja, são os mais difíceis de ser ionizados.

ELETRONEGATIVIDADE

Essa é uma das propriedades mais importante, pois, já faz um link com ligações químicas.

A eletronegatividade é a energia envolvida na atração de um elétron com o núcleo de outro átomo durante uma ligação. Essa energia, juntamente com a teoria do octeto, é que faz os átomos, numa ligação química, se tornarem estáveis.

A relação na tabela é a seguinte: 

OBS.: Importante destacar que os gases nobres não estão incluídos nessa relação e não são necessariamente os mais eletronegativos uma vez que já se encontram estáveis e não precisam de mais elétrons.

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TABELA PERIÓDICA

O modelo de tabela periódica que conhecemos atualmente, foi proposto pelo químico Dmitri Mendeleiev, no ano de 1869.

O principal objetivo de criar uma tabela era deixar a classificação e organização dos elementos químicos mais fácil, de acordo com suas propriedades.

INFORMAÇÕES CRUCIAIS CONTIDAS NA TABELA:

Período são as linhas horizontais, vale lembrar que os elementos dispostos um ao lado do outro não obrigatoriamente tem semelhanças ou alguma relação em si. Os períodos são:

1º Período: 2 elementos
2º Período: 8 elementos
3º Período: 8 elementos
4º Período: 18 elementos
5º Período: 18 elementos
6º Período: 32 elementos
7º Período: 32 elementos

Grupos são as linhas verticais e agora sim podemos dizer que os elementos dispostos verticalmente possuem semelhanças entre si, por essa razão, podem também ser chamados de "famílias". Depois de algumas alterações, os grupos passaram a ter dois nomes, assim sendo, são eles:

Família 1A (Grupo 1): Metais Alcalinos

Família 2A (Grupo 2): Metais Alcalino-Terrosos

Família B (Grupo 3 à 12): Metais de Transição

Família 3A (Grupo 13): Família do Boro

Família 4A (Grupo 14): Família do Carbono

Família 5A (Grupo 15): Família do Nitrogênio

Família 6A (Grupo 16): Calcogênios

Família 7A (Grupo 17): Halogênios

Família 0 ou 8A (Grupo 18): Gases Nobres

Não podemos nos esquecer da "família b", onde estão os metais de transição, mesmo que muitas vezes eles sejam deixados de lado.

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MODELOS ATÔMICOS: PARTE TRÊS - Considerações finais.

A PEÇA QUE FALTAVA

No último minuto do segundo tempo, tudo já parecia estar certo, no entanto, uma questão ainda persistia em não abandonar os conhecidos cientistas:

Como as partículas positivas no núcleo não se repeliam?

Felizmente essa pergunta foi respondida em 1932, quando o cientista James Chadwick utilizou o Princípio de Conservação da Quantidade de Movimento, que diz que se a resultante das forças externas que atuam sobre o sistema for nula, o movimento total de um sistema permanecerá inalterado. Ele fez com que feixes de partículas alfa colidissem com o elemento berílio. Com isso, apareceu um tipo de radiação diferente. Depois de fazer vários cálculos e medir a massa dessas partículas, ele verificou que o núcleo do berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons.

referências.: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/a-descoberta-terceira-particula-subatomica-neutron.htm

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MODELOS ATÔMICOS: PARTE DOIS.

O MODELO RUTHERFORD-BOHR

Enquanto Dalton e Thomson concordavam que o átomo era uma esfera sem espaços vazios, Rutherford em suas experiências descobriu que não era bem assim...

Ao lançar raios em uma placa extremamente fina de ouro, o esperado na época era que os raios ricocheteassem a placa e desviassem. Mas o que de fato aconteceu foi que a maioria das partículas atravessou a placa e Rutherford concluiu que isso seria impossível de acordo com os modelos atômicos anteriores.

Rutherford acabava de descobrir os espaços vazios dentro do átomo.

 Assim, ele propôs que o átomo é composto por um pequeno núcleo positivo, onde está a maior parte de sua massa, e rodeado por uma denominada eletrosfera, onde os elétrons giram ao seu redor.

Porém, esse modelo ainda não estava completo, mais alguns detalhes tiverem que ser adicionados, já que se os elétrons negativos girassem ao redor de um núcleo positivo ele perderia energia em forma de radiação e diminuiria seu tamanho gradativamente.

Outro cientista, Bohr, acrescentou então os seguintes detalhes:

• Os elétrons tem sua rota (circular ou elíptica) definida, assim como seu nível de energia, isso Bohr devia ao Planck;
• Os saltos quânticos, ou seja, os elétrons precisam de uma determinada quantidade de energia para saltar de um nível menor para uma maior.

Ambos os cientistas contribuíram de forma significativa com seus estudos e seus modelos são reconhecidos até os dias atuais.

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MODELOS ATÔMICOS: PARTE UM

História; cientistas e estruturas.

PARTE UM: GRÉCIA ANTIGA; DALTON E THOMSON

Apesar de os conceitos de "átomo" parecerem uma ciência avançada para alguns, na verdade o átomo já é um estudo muito antigo, que vem desde a Grécia antiga, mas que parece tão recente devido a terem parado de falar sobre durante muito tempo.

A seguir, uma breve história do átomo:

GRÉCIA ANTIGA

Antes é importante entender que nessa época (aproximadamente entre 384-211 a.C.) a opinião mais importante era a do filósofo Aristóteles, que acreditava na teoria de que tudo provinha de quatro elementos, sendo eles água, terra, fogo e ar.

Não obstante a isso, alguns filósofos como Leucipo, Demócrito e Epicuro acreditavam que tudo era constituído por uma menor parte divisível, que eles chamavam de átomo e, por Aristóteles não acreditar nessa teoria, ela ficou "engavetada" durante mais ou menos dois mil anos.

DALTON

Tendo em base as leis ponderais propostas pelos cientistas Lavoisier e Proust, o cientista John Dalton, em meados do início do século XIX elaborou sua própria teoria sobre a matéria, voltando a discutir sobre o átomo. Assim ficou conhecida a "Teoria atômica de Dalton."

Entre suas conclusões vale citar:

• Toda a matéria é constituída por partes pequenas e indivisíveis, os já conhecidos átomos;
• Em sua teoria, Dalton propôs que os átomos têm uma forma esférica e são rígidos, o famoso modelo chamado de "bola de bilhar";
• Os diferentes elementos químicos teriam sua composição únicas e logo seriam compostos por tipos únicos de átomos, cada um com suas propriedades específicas;

John Dalton acabava de dar o pontapé para o descobrimento do átomo, mas esses estudos estavam longe de chegar ao seu fim.

THOMSON

Mais para frente, no final do mesmo século e sendo levado por experiências com cargas elétricas, Joseph John Thomson trouxe a sua própria contribuição para o modelo atômico. Em sua experiência ele lançou os chamados "raios catódicos" em um campo elétrico. Ele viu que as partículas negativas dos raios eram atraídas pelo polo positivo do campo e denominou essas partículas negativas de Elétrons e as positivas de Prótons e para aplicar isso no modelo atômico, ele propôs que todo o átomo teria uma carga positiva, onde os elétrons ficariam "mergulhados", dando um equilíbrio ao modelo.

Dessa forma, Thomson fez com que o átomo deixasse de ser visto como indivisível e passasse a ser visto como uma esfera eletricamente carregada.

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O QUE É QUÍMICA

Química, de forma resumida é o estudo científico da constituição da matéria, suas propriedades, transformações e as leis que as regem.

Parece simples, no entanto muitos adolescentes encontram enorme dificuldade quando começam a estudar essa matéria e acabam criando um preconceito, o que prejudica seu aprendizado.

Pensando nisso, buscarei fazer postagens simples com a intenção de ajudar esses alunos em seus estudos.

Apenas para introduzir, aqui vão algumas informações básicas:

MATÉRIA: É tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.

VOLUME: É a porção que a matéria ocupa no espaço. Mas não confunda com massa, veja, enquanto o volume é uma "limitação" do quanto um objeto ocupa o espaço, a massa é:

MASSA: Quantidade de matéria sólida.

OBS.: Volume medimos em litro e massa medimos em quilograma.

ATÉ A PRÓXIMA!

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