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Quimica Básica
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Os
elementos são constituídos por moléculas e estas são constituídas por átomos.
Todos os átomos de um elemento são iguais em tamanha massa e propriedades
químicas.



Um
átomo é formado por electrões (partícula de carga negativa), neutrões
(partícula sem carga) e protões (partícula de carga positiva). A quantidade de carga
electrica do protão e igual a carga do electrão.



Os
electrões giram a volta do núcleo do átomo, tal como se pode ver na figura, e
podem-se distribuir por várias orbitas circulares á volta do núcleo. Existe um
total máximo de 7 orbitas, respectivamente, K,L,M,N,O,P,Q.



È
possível calcular a energia das orbitas, só para átomos com 1 electrão,
existindo infinitos níveis de energia possíveis (N), existindo libertação de
energia quando um electrão passa de um nível mais alto para um mais baixo (com
menos energia). Em todos os átomos, a orbita electrónica mais afastada do
núcleo é chamada de camada de valência e os electrões dessa camada são
chamados electrões de valência (Nº máximo de electrões de valência - 8).


Quando
o nº de protões é igual ao nº de electrões temos um átomo num estado electricamente
neutro . Quando isso acontece, o átomo poderá ganhar (Iões negativos ou
aniões) ou perder electrões (Iões positivos ou catiões). O grau de
intensidade que um átomo atrai electrões, capturando-os, chama-se de Electronegatividade
(varia entre 0<X<4.1).

Número
atómico (Z) - Nº de protões do átomo desse elemento.

Número de massa (A) – Nº
total de neutrões e protões existentes no núcleo do átomo desse elemento.
Átomos que têm o mesmo número atómico mas diferente número de massa dizem-se
isótopos.

Mole – é um conjunto de
6.022045*1023 partículas, também simbolizado por mol.

Massa Molar – Consiste na
massa atómica expressa em gramas.

Moléculas – Um agregado de
dois átomos (Diatómicas) ou mais átomos (Poliatómicas).

Massa molecular – é a soma
das massas atómicas de todos os átomos de uma molécula.



- A Ligação Química/Intramolecular Os
átomos tendem a estabelecer ligações entre si, podendo ser atingidas por perda,
ganho ou partilha de electrões. Existem 3 tipos de ligações possíveis:

· Ligação Iónica – Quando existe
transferência de electrões de valência de um átomo (torna-se catião) para outro,
tornando o átomo receptor mais estável (anião). A capacidade de um átomo atrair
electrões tem de nome Electronegatividade. A atracção electroestática de
átomos vizinhos com carga diferentes origina a ligação entre eles sendo
obrigatório que o nº de electrões perdidos seja igual ao nº de ganhos

·
Existe outra forma de ligação onde não existe
formação de iões. Quando um electrão se encontra entre dois núcleos dá origem a
forças que ligam os núcleos um ao outro através de um equilíbrio das forças
atracção e repulsão (efeito ligante). Este tipo de “partilha” é observado nas
seguintes ligações:

·
Ligação Covalente – Habitualmente entre
elementos não metálicos, existindo partilha de electrões por um reduzido número
de átomos. Ligação Apolar é uma ligação em que os átomos ligados têm igual
electronegatividade e Polar os átomos têm diferente
electronegatividade.

·
Ligação Metálica – Estabelecida entre
átomos metálicos, existindo partilha de electrões por um elevado número de
átomos, logo, os átomos metálicos não apresentam Electronegatividade. Neste
processo os electrões de valência dos vários átomos ligados têm liberdade para
se moverem entre as diversas orbitas disponíveis e estabelecer ligações com
outros átomos devido á densa junção de átomos. Quanto maior o número de
electrões de valência, mais forte será a ligação.

Quanto maior foi a energia libertada quando se forma a ligação
covalente, maior é a energia de ligação, mais estável é a ligação. A
energia de ligação é igual á energia necessária para romper a ligação entre os
átomos (energia de dissociação).

Para se saber a polaridade molecular, tem de se somar os
vectores de todas as ligações da molécula. Se ?=0 então a molécula é apolar, se
??0 então a molécula é polar.





































- A Ligação (Intermolecular)



As forças intermoleculares
são forças entre moléculas, podendo apresentar uma acção atractiva (se entre
cargas opostas) ou repulsiva (se entre cargas do mesmo sinal) e são forças bem
mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares.

Deste modo, a distância entre moléculas corresponde a uma
distância de equilíbrio.

· Força de dispersão (Dipolo instantâneo-Dipolo
induzido) – ocorre entre moléculas apolares (a carga electrónica está
uniformemente distribuída). Como os electrões nas moléculas estão
constantemente em movimento, num determinado instante podem acumular-se numa
dada zona da molécula formando-se um dipolo
instantâneo, que por sua
vez vai criar, em moléculas mais próximas, dipolos induzidos. A zona do dipolo instantâneo vai
induzir o afastamento dos electrões de moléculas vizinhas e a parte com falta
de electrões vai atrai-os de moléculas vizinhas. Estas forças são as
responsáveis pela ligação entre as moléculas. Estas forças são geralmente
designadas por forças de dispersão
de London.

· Forças
Dipolo-Dipolo induzido – Ligação
entre uma molécula polar (possuem maior concentração de carga negativa
numa parte da nuvem e maior concentração positiva no outro extremo) e uma molécula apolar. Quando estas
moléculas se aproximam, origina um dipolo na molécula apolar. Após estarem
ambas polarizadas, estabelecem uma ligação entre si.

·
Forças
Dipolo-Dipolo - ocorre entre moléculas polares, ou seja, um dipolo
positivo de uma molécula irá atrair o dipolo negativo de outra molécula.

·
Forças
Ião-Dipolo – ligações bastante intensas, são ligações entre iões e
moléculas polares que dá origem ao aumento da carga do ião e diminuição do seu
tamanho.



· Ligação de Hidrogénio – Ocorrem entre
moléculas polares, que possuam átomos de hidrogénio ligados por covalência a
átomos muito electronegativos. O hidrogénio, tendo só um electrão, atrai
electrões de moléculas próximas criando uma ligação.



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