Ligações iônicas

Bom dia alunos,

Que tal revisarmos um pouco sobre como funcionam, para que servem e em que casos ocorrem as ligações iônicas!

Primeiramente, devemos lembrar que a ligação iônica ocorre entre METAIS (Ex: Na+, Ca 2+,  Mg 2+ dentre outros...) e AMETAIS (Ex: Cl - , F -, O 2-, S 2-), na maioria dos casos.
Se pensarmos quimicamente, percebemos que os metais normalmente possuem até 3 elétrons em sua camada de valência.
Isso quer dizer, que para atingir a regra do octeto, para os mesmos, é mais fácil perder até estes 3 elétrons, do que adquirir até 5 elétrons, ou seja, OS METAIS POSSUEM TENDÊNCIA EM PERDER ELÉTRONS!

Na mesma linha de pensamento, vamos analisar os AMETAIS. Os ametais possuem em geral entre 5 a 7 elétrons na última camada. Para eles, é mais fácil adquirir 3, 2 ou 1 elétron, do que perder todos os, no minimo, 5 elétrons que possuem na Camada de Valência. Assim, podemos concluir que os AMETAIS POSSUEM TENDÊNCIA EM GANHAR ELÉTRONS!

Observe o caso de um METAL como o Sódio:

Figura 1. Diagrama de Linus Pauling do Elemento Sódio

Agora, observem o caso de um AMETAL como o Cloro:

Figura 2. Diagrama de Linus Pauling do Elemento Cloro

Neste contexto, sabemos que em química GANHAR na verdade é perder. Se um elemento GANHA um elétron, como é o caso do Cloro, seu sinal fica NEGATIVO, sendo Cl -

Enquanto isto, quando um elemento PERDE um elétron, ele toma sinal POSITIVO. Assim, o Na, terá carga Na+.



Na ligação iônica, o sinal dos elementos ligantes deve ser invertido. Isso ocorre, pois neste tipo de ligaçõ ocorre TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS, ou seja, o elemento que precisa PERDER um elétron CEDE o elétron para aquele que precisa GANHAR um elétron.
Ou seja, existe a transferência total dos elétrons!


MAS PROFESSORA, como fica a fórmula molecular das substâncias iônicas?!

Existem duas regras básicas e práticas para o vestibular!
1) Se os dois elementos ligantes tiverem o mesmo número de carga (Exemplo: Na+ e Cl -;   K+ e F-, etc...)
Apenas ligue os dois elementos.
Ex: NaCl, e KF...
2) O CÁTION(íon positivo) DEVE ESTAR SEMPRE NA FRENTE DA FÓRMULA MOLECULAR
3) Caso não estejam em MESMO número de carga, utilize a REGRA DA PORTEIRA...
Observe exemplo:

Bom gente, esta é a aula de Ligações Iônicas.. Gostaria que se houvesse alguma dúvida, vocês me procurassem. Este tema é essencial para entendermos os próximos temas que vêm por aí!

Bons estudos!

Propriedades Periódicas

Olá Alunos, Boa Tarde!
Primeiramente queria me desculpar com vocês com o tempinho que fiquei sem postar aqui.
Estava com uma certa sobrecarga de trabalho, mas esta semana irei postar tudo que está faltando para vocês.
O tema de hoje é: Propriedades Periódicas.

A primeira propriedade periódica que vamos estudar é o RAIO ATÔMICO!
Para que seja possível discutir a propriedade periódica do raio atômico, vamos considerar o átomo uma esfera, portanto o raio atômico será a distância do núcleo até o eletron mais externo.
Quando aumentamos o número de camadas do diagrama de Pauling, descemos em período, e portanto, aumentamos o raio atômico.
Quando aumentamos o número de prótons, aumentamos a atração entre prótons e elétrons e portanto, diminuímos o raio atômico.

Portanto, o raio atômico segue este padrão:


Outra propriedade periódica muito importante é o POTENCIAL OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO!
Quando um átomo absorve energia, os elétrons podem ser transferidos de um nível para outro mais afastado do núcleo. Se a energia fornecida for suficientemente alta, será possível arrancar o elétron do átomo em questão, transformando-o em um íon positivo.
A energia de ionização é a energia mínima necessária para arrancar um elétron de um átomo que se encontra no estado fundamental e gasoso.
Em uma família, o potencial de ionização aumenta de baixo para cima  a medida que o Z diminui.  Isso ocorre pois quanto menos camadas temos, mais os elétrons estão próximos ao núcleo, assim aumenta também a atração exercida entre o núcleo e o elétron, acarretando em um maior potencial de ionização.

Portanto, o potencial de ionização segue este padrão:


A próxima propriedade periódica que vamos estudar será a AFINIDADE ELETRÔNICA!
Como vimos, é possível arrancar um eletron de um átomo, bastando para isso apenas fornecer um potencial de ionização.Vejamos uma situação inversa.
Seja um determinado átomo gasoso, isolado e no estado fundamental. Esse átomo pode receber 1 elétron externo, e nesse caso, haverá liberação de energia. Assim o átomo se transforma em um íon negativo.
A quantidade de energia liberada pelo átomo ao receber o elétron será tanto maior quanto mais fortemente o elétron atraído se ligar ao átomo.

Afinidade eletrônica ou eletroafinidade de um átomo é a quantidade de energia liberada quando um átomo gasoso isolado e no estado fundamental recebe 1 elétron.

Em uma família, a afinidade eletronica aumenta a medida que o numero atomico diminui. Isso ocorre pois quando maior for a atração exercida pelo atomo sobre o elétron a ser recebido na sua camada mais externa, tanto maior será a energia liberada. (AE).

Em um período: A afinidade eletrônica aumenta à medida que o Z aumenta, e isto ocorre da direita para a esquerda.
Como os átomos de um mesmo período possuem o mesmo número de camadas, o aumento da carga nuclear faz com que o raio atômico diminua e, consequentemente, aumente a atração exercida sobre o elétron a ser recebido, o que causa também um aumento na afinidade eletrônica.
Portanto, a Afinidade Eletrônica segue o seguinte padrão:

Os gases nobres não participam pois já tem 8 elétrons na última camada, não recebendo então elétrons!

ELETRONEGATIVIDADE
A eletronegatividade é a medida da capacidade de um átomo atrair elétrons de outros átomos.
Os gases nobres novamente não participam por já possuírem 8 elétrons na última camada e não ser necessário atrair outros elétrons.

Temos uma lista com os elementos mais eletronegativos

F-O-N-Cl-Br-I-S-C-P-H

(Fui ontem no Clube, Briguei com o Ivan, saí correndo pro Hospital). Assim fica fácil decorar né?
Lembrando que o elemento mais eletronegativo da nossa tabela é o Flúor!


Bom Alunos, tentem fazer os exercícios deste capítulo da apostila,
qualquer coisa, estou a disposição de vocês!
Meu email é ana.barboza@usp.br!
Até mais, Bons estudos!