Roteiro de Estudos Química L2 Unid 2
- 1. ROTEIROS DE ESTUDOS QUÍMICA VOLUME 2 UNIDADE 2 – OS ÁTOMOS, AS LIGAÇÕES QUÍMICAS E AS PROPRIEDADES QUÍMICAS
- 2. Vídeos Modelo Atômico Niels Bohr https://www.youtube.com/watch?v=oiAZTk222Pg Distribuição Eletrônica pelas Camadas https://www.youtube.com/watch?v=EcpkzivBry0 Ligações Químicas https://www.youtube.com/watch?v=9hrkC-G2Ubw Ligação Metálica https://www.youtube.com/watch?v=ZFnEdCpEU6E Ligação Iônica https://www.youtube.com/watch?v=kFrN17Aj8fo Ligação Covalente https://www.youtube.com/watch?v=12pUCgxRsD4 Eletronegatividade e Eletropositividade https://www.youtube.com/watch?v=xacQbls94wo Polaridade das Moléculas https://www.youtube.com/watch?v=oZPJiERbtZ0 Gelo e Água https://www.youtube.com/watch?v=EmvUukIdg3o Contração e Dilatação Térmica https://www.youtube.com/watch?v=seZrNQC-NI8 Vitaminas Hidro e Lipossolúveis https://www.youtube.com/watch?v=BiJ0FHXBkHY
- 3. O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR O modelo atômico de Rutherford foi aperfeiçoado por Niels Bohr (1885- 1962), físico dinamarquês que, em 1933, a partir de estudos sobre a estrutura atômica, propôs os seguintes postulados: • Os elétrons podem girar em determinadas órbitas ao redor do núcleo sem emitir energia. Essas órbitas são chamadas de níveis de energia ou camadas eletrônicas. • Em cada órbita, o elétron apresenta uma quantidade de energia. Quanto mais próximo do núcleo, menor é a energia do elétron; quanto mais distante, maior ela é. • Quando o átomo absorve certa quantidade de energia, o elétron muda de órbita, afastando-se do núcleo. Para que o átomo volte ao estado anterior, o elétron deve retornar ao nível do qual saiu; nesse processo, há liberação da mesma quantidade de energia.
- 4. EXERCÍCIOS 1- Após ler o texto e assistir ao vídeo - MODELO ATÔMICO NIELS BOHR, responda as questões: a) Como as cores emitidas durante a queima de fogos de artifício podem ser explicadas pelo modelo atômico de Niels Bohr? b) De acordo com o modelo de Niels Bohr, o que é necessário para um elétron se afastar do núcleo?
- 5. O ÁTOMO DE BOHR E A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA • A partir do modelo de Bohr, foi possível propor uma distribuição dos elétrons nas órbitas ao redor do núcleo atômico. As regras usadas só valem para um conjunto de elementos que segue os postulados de Bohr, ou seja, uma pequena parte dos elementos químicos conhecidos. As regras para a distribuição dos elétrons nas camadas são: • Regra 1: Cada nível de energia ou órbita permite um número máximo de elétrons • Regra 2: Os elétrons ocupam, primeiro, os níveis mais próximos ao núcleo, os de menor energia. • Regra 3: A última órbita ou nível de energia que contém elétrons não pode ter mais que 8 elétrons e a penúltima, 8 ou 18; exceto a K, que só pode ter 2.
- 6. EXERCÍCIOS 2- Assista ao vídeo - DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA PELAS CAMADAS para entender melhor como é feita a distribuição por camadas eletrônicas, e faça a distribuição eletrônica dos átomos abaixo. a) Al13 _______________________________ b) Rb37 ______________________________ c) O8 ________________________________ d) Zn30 _______________________________ e) Ba56 _______________________________ f) Mg12 _______________________________
- 7. A REGRA DO OCTETO E AS LIGAÇÕES QUÍMICAS Como você deve ter observado, todos os átomos dos gases nobres apresentam o máximo de elétrons possível na última órbita ou nível de energia (oito elétrons – ou dois, no caso do hélio (He)), o que parece ser a razão de sua estabilidade, isto é, da característica de praticamente não reagir com nada. Pensando dessa forma, é possível perceber que um átomo estabelece ligação química com outro átomo para ficar mais estável, adquirindo a mesma configuração eletrônica de um gás nobre. Ou seja, tornar-se semelhante a um gás nobre é passar a ter a última órbita ou nível de energia completo, com oito elétrons, o que é conhecido como “regra do octeto”. Assista ao vídeo - LIGAÇÕES QUÍMICAS para entender melhor este conceito.
- 8. LIGAÇÃO METÁLICA Assista ao vídeo - LIGAÇÃO METÁLICA e leia o texto para compreender sobre o tema de Ligação Metálica. Os metais são bons condutores elétricos, acredita-se que os elétrons da última camada são atraídos pelos núcleos dos átomos vizinhos, podendo se deslocar entre os diferentes átomos, trocando de posição todo o tempo e formando o que é chamado de nuvem eletrônica (um aglomerado de elétrons em movimento ou “mar de elétrons”). A transformação dos átomos de metal em íons positivos (partículas com carga positiva) e o deslocamento da “nuvem de elétrons” entre os íons positivos formados mantêm os átomos unidos no metal e também sua neutralidade elétrica.
- 9. A figura representa o modelo da nuvem eletrônica em um metal: os elétrons são atraídos pelos núcleos dos átomos do metal e formam uma nuvem desordenada. Observe que a ilustração representa os núcleos do metal em azul, e os elétrons, em vermelho.
- 10. LIGAS METÁLICAS Quase sempre ligas metálicas são utilizadas no lugar dos metais puros, pois apresentam propriedades melhores do que as destes últimos. Elas são mais duras, podem ser menos densas e mais resistentes à corrosão. Para obter uma liga metálica, dissolve-se um metal em outro. Normalmente, isso é feito fundindo-se os metais e misturando-os. Os átomos dos diferentes metais ficam presos uns aos outros também pela nuvem de elétrons. A razão da maior dureza é que os átomos de metais diferentes apresentam tamanhos diferentes, o que dificulta o deslizamento de uma camada de átomos sobre a outra, tornando a liga mais dura. As ligas metálicas podem apresentar diferentes composições, isto é, diferentes proporções entre os metais que as constituem. As propriedades das ligas metálicas dependem dos metais que as compõem e da proporção entre eles na formação da liga.
- 11. EXERCÍCIOS 3- Cite três características que os metais possuem e é de grande importância para o nosso dia a dia. 4- Qual é o único metal que se apresenta na forma líquida em temperatura ambiente? 5- Por que as ligas metálicas são mais utilizadas do que metais puros?
- 12. LIGAÇÃO IÔNICA A ligação iônica é capaz de explicar as propriedades dos compostos formados por metais e não metais, os chamados compostos iônicos. Ela é uma ligação forte e acontece entre íons de cargas opostas que estiverem próximos um do outro; por esse motivo, os compostos iônicos formados são sólidos à temperatura ambiente e apresentam temperaturas de fusão elevadas. No estado líquido, após fusão, ou dissolvidos em água, os compostos iônicos são bons condutores de corrente elétrica porque os íons positivos e negativos ganham liberdade, podendo se deslocar e conduzir corrente elétrica. No estado sólido, não conduzem corrente elétrica porque os íons estão presos, sem mobilidade.
- 13. Veja estes exemplos: A cal é um composto iônico. Os elementos cálcio (Ca) e oxigênio (O), formadores do composto, apresentam as seguintes configurações eletrônicas: Para ficar estável, o cálcio deve perder seus dois elétrons do último nível e o oxigênio deve ganhar dois elétrons, ficando ambos com 8 elétrons no último nível. Como os íons apresentam a mesma intensidade de carga elétrica, mas sinais contrários, a proporção entre os íons também será de 1:1 e a fórmula do composto será: Fórmula mínima: CaO
- 14. Outro exemplo: O cloreto de bário; Primeiro, é preciso determinar as configurações eletrônicas dos elementos envolvidos: Para adquirir estabilidade, o bário deve perder dois elétrons, e o cloro, ganhar um. Para que o composto tenha neutralidade elétrica, a proporção entre os íons formados deve ser de 1:2, pois o Ba2+ apresenta duas cargas positivas, e o Cl-, apenas uma carga negativa. Assim, a fórmula que representa a substância cloreto de bário é: Fórmula mínima: BaCl2 Como você já estudou, os íons, átomos com carga elétrica, são chamados de cátions quando positivos e de ânions quando negativos. Ao escrever as fórmulas dos compostos iônicos, deve-se colocar primeiro o cátion e depois o ânion: NaCl, CaO, BaCl2.
- 15. Vídeos - LIGAÇÃO IÔNICA e ELETRONEGATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE para compreender melhor o conceito da Ligação Iônica. A energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron do átomo. A energia para retirar o primeiro elétron do átomo (o que está mais distante do núcleo) é chamada de primeira energia de ionização; a energia para retirar o segundo elétron é chamada segunda energia de ionização; e assim por diante.
- 16. Outra propriedade periódica diz respeito à capacidade que um elemento possui de atrair elétrons, propriedade característica dos não metais. Quanto maior o valor da eletronegatividade, maior a tendência em atrair elétrons, e quanto menor o valor, maior a tendência do elemento para perder elétrons (eletropositividade).
- 17. EXERCÍCIOS 6- Ao assistir o vídeo – LIGAÇÃO IÔNICA, você viu como é como é formada está ligação. Faça a fórmula mínima dos elementos abaixo: a) 12Mg 17Cl b) 19K 8O 7- Analise a tabela energia de ionização e responda: É mais fácil retirar um elétron da última camada do elemento cloro ou do elemento sódio? 8- Analise a tabela da eletronegatividade e responda: Qual elemento químico deve atrair elétrons com maior facilidade, o flúor ou o lítio? EXEMPLO: 11Na = K, L, M 17Cl = K, L, M 2 8 1 2 8 7 11Na+ = K, L 17Cl- = K, L, M 2 8 2 8 8 Fórmula mínima: NaCl
- 18. LIGAÇÃO COVALENTE Assista ao vídeo – LIGAÇÃO COVALENTE para resolver os exercícios abaixo. 9- Faça para os átomos abaixo a notação de Lewis de cada átomo e monte a ligação química covalente entre eles. a) o cloro Cl possui 7 elétrons na última camada de valência. Monte o gás cloro Cl Cl Cl b) o carbono C possui 4 elétrons na última camada de valência e o oxigênio O possui 6 elétrons na última camada. Monte o gás carbônico CO2 O C O
- 19. MOLÉCULAS POLARES E APOLARES Molécula é um grupamento estável de dois ou mais átomos, iguais ou diferentes, unidos através de ligações covalentes. Compostos moleculares são classificados de acordo com a polaridade. Moléculas Apolares: não existe diferença de eletronegatividade entre os átomos. Moléculas Polares: existe diferença de eletronegatividade entre os átomos, apresentando um polo positivo e outro polo negativo. Quando a molécula é formada por mais de um elemento químico, o número de nuvens eletrônicas e ligantes ao átomo central determina a polaridade.
- 20. MOLÉCULAS APOLARES As moléculas tem seus átomos unidos por ligações covalentes, ou seja, há o compartilhamento de elétrons. Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si os elétrons em uma ligação, formando polos na molécula. O átomo que atrai os elétrons se torna o polo negativo, pelo acúmulo de carga negativa, e o outro átomo se torna o polo positivo. Quando uma molécula é formada por átomos de um único elemento químico, não há diferença de eletronegatividade e a molécula é apolar. As moléculas de substâncias simples, como O2 e N2, são formadas por átomos do mesmo elemento; já as moléculas de substâncias compostas possuem pelo menos dois elementos diferentes.
- 21. As moléculas CO2 e BeH2 também são apolares devido à geometria. Como ambas possuem geometria linear, os átomos das extremidades, oxigênio e hidrogênio, atraem os elétrons da ligação para si, pois são mais eletronegativos. A atração do átomo da esquerda é contrabalanceada pela atração do átomo da direita. Como as ligações são iguais, ou seja, possuem mesma intensidade, mas direções diferentes, as moléculas não formam polos.
- 22. MOLÉCULAS POLARES Quando uma molécula é formada por átomos diferentes há diferença de eletronegatividade, mas é a geometria da molécula que determina se a mesma será polar ou apolar. Nos dois exemplos, vemos que os átomos centrais, oxigênio e nitrogênio, possuem pares de elétrons desemparelhados que formam nuvens eletrônicas. Como há mais nuvens eletrônicas ao redor do átomo central do que átomos iguais ligados a ele, a molécula é polar. Com a formação de uma nuvem eletrônica, a molécula assume uma estrutura que melhor acomoda os átomos e, por isso, a geometria da água é angular e da amônia piramidal.
- 23. EXERCÍCIOS 10- Analise as estruturas das moléculas abaixo e sua geometria e descreva qual é POLAR e qual é APOLAR. __________ ___________ _________ ___________ ___________
- 24. 11- Assista ao vídeo – GELO E ÁGUA. Explique o porquê da garrafa dentro do congelador ter quebrado. 12- Ao assistir ao vídeo ´VITAMINAS HIDRO E LIPOSSOLÚVEIS responda: a) Cite um ponto que você achou muito interessante sobre o vídeo. b) Qual a diferença entre vitamina hidrossolúvel de lipossolúvel?
- 25. BONS ESTUDOS!!!