Ligação Química

A Ligação Química consiste na ligação de partículas. Existem três tipos de ligação química: ligação covalente, ligação iónica e ligação metálica.

As ligações são representadas através da Notação de Lewis:

• Escrevem-se os símbolos químicos das moléculas;
• Representa-se os eletrões de valência por pontos e cruzes.

Exemplos: 


             H₂ - Hidrogénio                                                                        N₂ - Azoto                                                          

Metais Alcalinos e Metais Alcalino-Terrosos

Metais Alcalinos                                           Metais Alcalino-Terrosos

São muito reativos;                                          São bastante reativos;
A reatividade aumenta ao longo do grupo.        A reatividade aumenta ao longo do grupo.

Ambos os metais depois de reagirem com a água formam os seus respetivos hidróxidos (soluções básicas).

Podemos tirar estas conclusões através de uma atividade experimental:

"Reação do Sódio, Potássio, Magnésio e Cálcio com a água"

1. Pocedimento Experimental
1. Material Utilizado:
1. Potássio, Sódio, Magnésio e Cálcio;
2. 4 Tinas com água;
3. X-ato/Faca;
4. Solução Alcoólica de Fenolftaleína.
2. Procedimento
1. Corta-se um pedaço de cada um dos elementos químicos;
2. Coloca-se um pedaço de um elemento químico (apenas um em cada tina e cada tina com um diferente) em cada uma das tinas com água;
3. Depois de ocorrerem as reações, aplica-se umas gotas de fenolftaleína em cada uma das tinas.

Fig. 1 - Potássio

Fig. 2 - Sódio

Fig. 4 - Cálcio

Fig. 3 - Magnésio

A Tabela Periódica dos Elementos Químicos

Atualmente, sabe-se da existência de 118 elementos, uns naturais (90 são naturais) e outros artificiais (28 são artificiais). Estão organizados por ordem crescente do seu número atómico (Z).

É formada por grupos - são as colunas verticais - e por períodos - são as linhas horizontais.

Nº Grupo (unidades) ---» Nº de Eletrões de Valência
Nº Período ---» Nº de Níveis de Energia com Eletrões

Famílias da Tabela Periódica
- Grupo 1 - Metais Alcalinos;
- Grupo 2 - Metais Alcalino-Terrosos;
- Grupo 17 - Grupo dos Halogéneos;
- Grupo 18 - Grupo dos Gases Nobres;
- Lantanídeos;
- Actinídeos;
- Metais, Semi-Metais e Não Metais.

O Hidrogénio (H) não faz parte de nenhuma destas famílias pois "comporta-se" como metal e não-metal.

A Tabela Periódica também está dividida em 3 grandes grupos
- Elementos Representativos - Grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18;
- Elementos de Transição - Grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12;
- Elementos de Transição Interna - Lantanídeos e Actinídeos.

Formação de Iões

A tendência de qualquer átomo é ficar com o último nível de energia totalmente preenchido (n=1 -» 2 eletrões, restantes níveis -» 8 eletrões).
Quando um átomo não tem o último nível de energia totalmente preenchido, ganha ou perde eletrões ,no máximo 3 eletrões, até ficar preenchido. Daqui, forma-se um ião (partículas com carga negativa - anião - ou com carga positiva - catião)

Exemplos:
                                                                   (perde 1 eletrão)

                                                 ₁₁Na      --------------------------» ₁₁Na⁺

₁₁Na : 2 - 8 - 1                      11 protões                                  11 protões          ₁₁Na⁺ : 2 - 8

(átomo de sódio)                   11 eletrões                                  10 eletrões

                                             -----------                                  ------------

                                         Átomo de Sódio                              Ião Sódio





                                                                  (perde 2 eletrões)
                                               ₁₂Mg      --------------------------» ₁₂Mg2+
    ₁₂Mg : 2 - 8 - 2               12 protões                                  12 protões           ₁₂Mg²⁺ : 2 - 8
(átomo de magnésio)          12 eletrões                                  10 eletrões
                                          -----------                                  ------------
                                      Átomo de Magnésio                      Ião Magnésio




                                                                 (ganha 2 eletrões)
                                                   ₈O      --------------------------» ₈O2-          
             ₈O : 2 - 6                    8 protões                                  8 protões           ₁₂Mg²⁺ : 2 - 8
(átomo de oxigénio)              8 eletrões                                 10 eletrões
                                            -----------                                  ------------
                                       Átomo de Oxigénio                      Ião Oxigénio

Distribuição Eletrónica

É a distribuição dos eletrões de um átomo pelos vários níveis de energia (n). Começa-se a distribuição pelo nível de energia mais baixo (n=1) e assim sucessivamente. O número máximo de eletrões por nível de energia (n) é dado pela expressão:

2n²

O último nível de energia, só pode conter 8 eletrões, caso não chegue à sua totalidade, tendo que ir de 8 em 8 eletrões por nível de energia. O primeiro tem sempre, no máximo, 2 eletrões.

Como se representa a distribuição eletrónica de um elemento químico?

Escreve-se o número de eletrões em cada nível de energia, separados por um traço (-) ou um ponto e vírgula (;).

Exemplos:

₁₂Mg: 2 ; 8 ; 2                                   ₂₀Ca: 2 - 8 - 8 - 2                                          ₁H: 1

O que são os Eletrões de Valência?
São os eletrões que se encontram no último nível de energia e que são os responsáveis pelas propriedades químicas do elemento químico.

 Exemplo: ₈O: 2 - 6                              O Oxigénio (O) tem 6 eletrões de valência.

Massa Atómica Relativa

Como não se pode pesar diretamente um átomo, utiliza-se um método indireto que consiste na comparação das massas de dois átomos. Consiste em escolher um átomo para termo de comparação, isto é, um padrão - por isso se designa massa atómica relativa (A_R). O padrão atual, é o hidrogénio - o átomo mais leve - 1 massa unitária.

Como se calcula?
A massa atómica relativa calcula-se através de uma média ponderada, onde: se multiplica a massa dos isótopos naturais desse elemento químico com a sua abundância na Natureza (%) e, por fim, divide-se por 100%.

Exemplo: Massa atómica relativa do magnésio
Número de massa dos isótopos naturais: 24, 25 e 26
Abundância na Natureza: 79.0%, 10.0% e 11.0%

A_R (Mg) = 24 x 79.0% + 25 x 10.0% + 26 x 11.0% = 24.32

                                              100

Isto significa que a massa do magnésio (Mg) é 24.32 vezes superior à do hidrogénio (H) - padrão.

Por que razão a massa atómica relativa de um elemento químico não um número inteiro?

- A massa atómica relativa de um elemento químico natural não é um número inteiro porque é uma média ponderada, que tem em conta os vários isótopos naturais e a sua abundância na Natureza.

Estrutura Atómica

Átomo

Átomo é a unidade básica da matéria que consiste num núcleo central , rodeado por uma nuvem de eletrões, com carga negativa. O núcleo é composto por protões - carga positiva - e neutrões - carga neutra. É uma partícula neutra pois, tem o mesmo número de protões e eletrões.
Há maior probabilidade de encontrar um eletrão junto ao núcleo e menor probabilidade quanto mais estivermos afastados do núcleo.

O número atómico (Z) é o número de protões de um átomo. Através dele, podemos facilmente identificar um elemento químico pois, cada elemento químico tem diferente número atómico (caracteriza o elemento químico).

O número de massa (A) é a soma dos protões com os neutrões (as partículas existentes no núcleo - nucleões).

Nº de Massa = Nº de Protões (Nº Atómico) + Nº de Neutrões


Representação de qualquer átomo --» Nuclido











Isótopos
São átomos com os mesmo número atómico (mesmo número de protões) mas com número de massa diferente, ou seja, com diferente número de neutrões.

Um exemplo, são os isótopos de hidrogénio: o prótio, o deutério e o trítio:

Mercúrio (Elemento Químico)

Fig.1 - Mercúrio

O Mercúrio é um metal líquido à temperatura ambiente. Também é conhecido por hidrargírio, hidrargiro, azougue e prata-viva. O símbolo químico Hg vem do grego "hydrargyrium" que significa prata-líquida.
Tem número atómico 80 (80 protões) e uma massa relativa de 200.6. É um dos 5 elementos químicos que se apresentam líquidos à temperatura ambiente ou temperaturas próximas.
Na Tabela Periódica pertence ao grupo 12 (2 electrões de valência) e ao período 6 (6 níveis de energia).
Está presente em vários instrumentos usados no dia-a-dia como nos termómetros, barómetros, lâmpadas fluorescentes e como catalisador em reações químicas.

Principais Características

É um líquido prateado que à temperatura ambiente é metal e inodoro. Não é um bom condutor de calor, entretanto é um bom condutor de electricidade. É insolúvel em água e solúvel em ácido nítrico. Quando a temperatura aumenta transforma-se em vapores tóxicos e corrosivos mais densos que o a
r. É um perigoso quando inalado, ingerido ou posto em contacto com o corpo, causando irritação na pele, olhos e vias respiratórias.

Onde podemos encontrar?
Podemos encontrar mercúrio em termómetro antigos, geradores de electricidade a carvão, ETARs, refinarias, fábricas de adubos, lâmpadas de vapor de mercúrio, lâmpadas fluorescentes, pilhas e na extracção do ouro.

Fig. 2 - Alguns termómetros contêm mercúrio

Fig.3 - As lâmpadas fluorescentes contêm mercúrio