Forças de Van Der Waals

Forças de Van Der Waals

Momento de Dipolo

O vetor momento de dipolo de uma molécula é dado como o indicador da polaridade da mesma: semelhante a uma pilha (que apresenta dois pólos – negativo e positivo), uma molécula possui regiões onde a diferença de eletronegatividade entre átomos ligantes desloca a nuvem eletrônica para um deles. Isso significa que o par de elétrons compartilhado estará na maior parte do tempo ao redor do mais eletronegativo – na mecânica quântica, diz-se que a densidade de probabilidade de encontrar os elétrons encontra-se maior na região onde a nuvem é mais notável (ao redor do átomo com maior eletronegatividade).

Essas regiões podem ser caracterizadas por uma parte positiva (onde a nuvem eletrônica é menos densa) e uma negativa (onde é mais densa), assim, um vetor pode ser utilizado para representar a diferença de potencial entre esses dois pontos: o vetor nasce no pólo positivo e é direcionado para o negativo.

A molécula é dita polar quando a soma desses vetores produz um vetor resultante de módulo diferente de zero; o contrário vale para uma molécula apolar, onde a soma dos vetores de cada região (delimitada por dois átomos ligantes entre si) resulta num vetor cujo módulo é igual a zero.

Interações Intermoleculares

Dipolo-dipolo

Interações desse tipo são características de substâncias constituídas por moléculas polares, onde o pólo positivo de uma molécula liga-se com o pólo negativo de outra. Assim repetindo-se indefinidas vezes.

Dipolo-dipolo induzido

As interações dipolo permanente – dipolo induzido são observadas quando uma molécula polar deforma a nuvem eletrônica de uma molécula apolar. Assim, induz a formação de um dipolo.

Dipolo instantâneo – dipolo induzido

Os elétrons que constituem a nuvem eletrônica de uma molécula estão em constante movimento, assim, se pudéssemos tirar fotografias dessa nuvem, elas não representariam a mesma imagem.

Ou seja, em moléculas apolares, há possibilidade de tornar-se polar durante um curto período de tempo. Entretanto, esse tempo é o bastante para que deforme a nuvem de outra molécula apolar e induza-a, de modo a formar dois pólos distintos (positivo e negativo). Tendo assim um dipolo induzido.

Verifica-se que a polarizabilidade de uma molécula apolar cresce com o seu tamanho, pois os elétrons da nuvem circundante encontram-se menos atraídos pelo núcleo. Por exemplo: o flúor se encontra no estado gasoso nas CNTP ao ponto que o iodo está no estado sólido.

Como a molécula de iodo é bem maior que a de flúor, é mais facilmente polarizável, assim, mesmo que as duas sejam apolares, as interações dipolo instantâneo – dipolo induzido são mais intensas na primeira substância.

Fontes:
ATKINS, Peter. LORETTA, Jones. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. – 3ª Ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006. 968 páginas.

Ligações Metálica , Covalente , Iônica

                                                                           

ligação metálica

LIGAÇÃO METÁLICA Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas que são cada vez mais importantes para o nosso dia-a-dia. No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados formando as células, ou grades ou retículo cristalino. Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse metal. Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a conseqüente formação de cátions, que formam as células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um  certo movimento e, por isso, chamados deelétrons livres. Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons. Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou “mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos unidos.                                      Figura geométrica do NaCl (cloreto de sódio)           Um cristal ou retículo cristalino de NaCl aumentado 300 vezes São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência á tração. As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros. Algumas ligas: - bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos - aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à tração, é usado em construção, pontes, fogões, geladeiras.    - aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel) – não enferruja (diferente do ferro e do aço comum), é usado em vagões de metrô, fogões, pias e talheres.    - latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras.    - ouro / em jóias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) – usado para fabricação de jóias. Utiliza-se 25% de cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro puro. As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo símbolo do elemento: Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li.

Ligação Covalente

LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio com hidrogênio.
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:

Ex.  H (Z = 1)  K = 1

H – H    →   H2

O traço representa o par de elétrons compartilhados.

Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons  em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes

Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:

Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica

Cl – Cl
Fórmula Estrutural

Cl 2
Fórmula Molecular

Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.

A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.

Fórmula de Lewis

 
Fórmula Estrutural

H2O
Fórmula Molecular 

A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas.
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais   .   ou   x  são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados.
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula.
Veja o modelo:

                    H .  .  H                                   H – H                                   H2

Fórmula de Lewis ou eletrônica    Fórmula Estrutural Plana     Fórmula Molecular

Tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua representação:

ELEMENTO	COMPARTILHA	VALÊNCIA	REPRESENTAÇÃO
HIDROGÊNIO	1é	1	H –
CLORO	1é	1	Cl –
OXIGÊNIO	2é	2	– O –  e  O =
ENXOFRE	2é	2	– S –  e S =
NITROGÊNIO	3é	3	| – N – , = N –  e N ≡
CARBONO	4é	4	| – C –  , = C = , = C |                       | e  ≡ C –

Imagens de ligações covalentes.

Ligação Iônica

                           Ligação Iônica.

A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions).
Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais.

Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.
Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos.

Então:

METAL + NÃO-METAL →  LIGAÇÃO IÔNICA

Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11)   K = 2  L = 8  M = 1
Cl (Z = 17)    K = 2  L = 8  M = 7

O Na quer doar 1 é          →     Na+ (cátion)
O Cl quer receber 1 é      →     Cl –  (ânion)

O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.

  Na⁺          Cl ^–       →         NaCl
cátion       ânion             cloreto de sódio

As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.

Observe a tabela com a valência dos elementos químicos (alguns alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios e halogênios):

SÍMBOLO	ELEMENTO QUÍMICO	CARGA ELÉTRICA
Na	SÓDIO	+1
K	POTÁSSIO	+1
Mg	MAGNÉSIO	+2
Ca	CÁLCIO	+2
Al	ALUMÍNIO	+3
F	FLÚOR	-1
Cl	CLORO	-1
Br	BROMO	-1
O	OXIGÊNIO	-2
S	ENXOFRE	-2

Valência de outros elementos químicos:

SÍMBOLO	ELEMENTO QUÍMICO	CARGA ELÉTRICA
Fe	FERRO	+2
Fe	FERRO	+3
Ag	PRATA	+1
Zn	ZINCO	+2

Exemplo: Mg e Cl

  Mg+2                 Cl 1-              →                 MgCl2
cátion         ânion              cloreto de magnésio

Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros (não-metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).

Outro exemplo: Al e O

  Al +3              O -2                →                     Al2O3
cátion           ânion                   óxido de alumínio

Neste caso, também foi utilizada a “Regra da Tesoura”.
A fórmula final será chamada de íon fórmula.

Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis

A fórmula eletrônica representa os elétrons nas camadas de valência dos átomos.
Ex. NaCl

A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula de Lewis por ter sido proposta por esse cientista.

         Imagens de ligações iônicas

Confira aqui aula de ligação iônica: http://www.youtube.com/watch?v=rRqbXuCB2BU

Tipos de reações químicas

Tipos de reações químicas

                           REAÇÕES DE SÍNTESE
Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição. Neste tipo de reação um único composto é obtido a partir de dois compostos.

Vamos ver uma ilustração deste tipo de reação!

Vamos ver alguns exemplos?

REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO

Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior (composição), ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos outros compostos. Estas reações também são conhecidas como reações de análise. Que tal dar uma olhadinha em uma ilustração e em alguns exemplos?

REAÇÕES DE SIMPLES TROCA

Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta para formar outra substância simples e outra composta. Estas reações são também conhecidas como reações de deslocamento ou reações de substituição.

Como será que isto ocorre? Vamos ver alguns exemplos para entender melhor estas reações.

                       REAÇÕES DE DUPLA TROCA

Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas. Vamos aos exemplos?

O conceito de reação química

O conceito de reação química

Um experimento para começar
Objetivo: Provocar uma reação química e observar uma evidência de que ela ocorreu.
Você vai precisar de : 
Dois copos grandes
Vinagre
Colher de sopa
Bicarbonato de sódio (adquirido , por exemplo, em farmácia)
Procedimento:
1.Faça a experiência sobre um local que possa facilmente ser limpo.Coloque uma colherada de bicarbonato de sódio em um dos copos.No outro, coloque vinagre até cerca de 2 cm de altura.
2.Observe atentamente cada um desses materiais.
3.Despeje o vinagre no copo que contém o bicarbonato de sódio.
4.Volte a observar o copo após 15 minutos e registre o aspecto do que está dentro do copo.

Experiência Foguete de Palito de Fósforo

Experiência Foguete de palito de Fósforo

    

Química

Química

Química é a ciência que estuda a composição, estrutura, propriedades da matéria, as mudanças sofridas por ela durante asreações químicas e sua relação com a energia. O desenvolvimento desta ciência teve como base as observações de experimentos, sendo portanto, considerada uma ciência 

experimental. O cientista irlandês Robert Boyle é tido por muitos como o iniciador da química moderna, já que, em meados do século XVII, ele executou experimentos planejados, estebelecendo através deles generalizações. Apesar dos méritos de Boyle, muitos consideram o francês Antoine Laurent Lavoisier, que viveu no século XVIII, o pai da química, especialmente devido ao seu trabalho sobre o conceito de conservação da massa, sendo este considerado o marco do estabelecimento da química moderna, ocasionando a chamada Revolução Química. Os estudos de Lavoisier foram referência para que cientificamente fosse proposto por John Dalton, no início do século XIX, o primeiro modelo atômico. A química experimentou grande desenvolvimento teórico e metodológico durante o século XX, especialmente pelo estabelecimento da mecânica quântica, métodos espectroscópicos emetodologias de síntese orgânica, que impulsionaram o descobrimento de novos fármacos, determinação da estrutura química de moléculas, como o ácido desoxirribonucleico e sofisticação das teorias já existentes. As disciplinas de química são agrupadas basicamente em cinco grande divisões a saber: a Química Inorgânica (que estuda a 
matéria inorgânica), a Química Orgânica (que estuda os compostos de carbono), a Bioquímica (que estuda a composição e reações químicas de substâncias presentes emorganismos biológicos), a Físico-Química (que compreende os aspectos energéticos dos sistemas químicos em escalas macroscópicas, molecular e atômica) e a Química Analítica (que analisa materiais e ajuda a compreender a sua composição, estrutura e quantidade). A Química é chamada muitas vezes de ciência central porque é a ponte entre outras ciências como a Física e outrasciências naturais, como Geologia e Biologia.  É considerada, juntamente com a Física e a Matemática, uma ciência exata. A química possui papel fundamental no desenvolvimento tecnológico, pois a utilização dos conceitos e técnicas desta ciência permite a obtenção de novas substâncias, além de preocupar-se com a prevenção de danos e exploração sustentável do meio ambiente.

Experiência do Curto Circuito com Esponja de Aço

Experiência do Curto Circuito com Esponja de Aço

Experiência Curto Circuito Bombril

Materiais:

Esponja de aço(Bombril)

Pilhas

Fios de cobre

Procedimento:

• Conecte as pilhas com os fios de cobre.

• Ponha em contato os fios de cobre com a esponja

• Depois de pouco tempo veremos faíscas, cuidado pra não pegar fogo.

Por qual motivo isso acontece?

Isso acontece pois a corrente da pilha começa a apassar pelo bombril, e com isso acontece um aquecimento e como a esponja de aço é extremamente fina e o fato de ser um bom condutor de energia faz que ela pegue fogo rapidamente.

Conclusão:

Com os materiais e seguindo a risca o procedimento conseguimos realizar a experiencia com facilidade e perfeição. 

Confira o vídeo :