Observe:
Assim, nós utilizamos o roteiro abaixo para determinar a geometria das moléculas, observe:
Bons estudos!
Prof. Ana
Prof. Ana
quarta-feira, 30 de maio de 2012
Geometria Molecular
A geometria molecular nos mostra com qual formato as moléculas ficam após realizarem suas ligações. Para analisá-la, devemos fazer a ligação covalente e perceber se existe sobra de elétrons, ou seja, formação de nuvens de elétrons.
Observe:
Observe:
Ligações Metálicas - Propriedades, modelo e características
A ligação metálica, como o nome já diz, ocorre entre metais. Isto é, elementos com alta eletropositividade.
Teoria do mar de elétrons:
Os metais possuem grande tendência em perder elétrons. De acordo com esta teoria, alguns átomos do metal perdem elétrons em suas últimas camadas. Estes elétrons ficam "passeando" entre os átomos dos metais, e são estes elétrons que mantém os metais unidos, pois existe uma força de atração entre estes elétrons livres que ficam entre cátions.
Propriedades dos Metais:
- Alta condutibilidade elétrica
- Alta condutibilidade térmica
- Alta maleabilidade (capacidade de transformar em Lâminas)
- Brilho Metálico
- Pontos de fusão e ebulição elevados
- Ductibilidade (capacidade em se transformar em fios)
- Resistência à tração e choques mecânicos.
Ligas Metálicas:
As ligas metálicas são assim utilizadas para alterar e melhorar características do metal puro, como dureza, alterações no ponto de ebulição que pode ficar maior ou menor, aumento de resistência mecânica, dentre outras.
As principais ligas metálicas são:
Aço - Fe + C
Latão - Cu + Zn
Bronze - Cu + Sn
Aço inoxidável - Fe + C + Cu+ Ni
Ouro para jóias - Ag + Au + Cu
sexta-feira, 4 de maio de 2012
Ligações Covalentes Dativas
Bom dia alunos!
Não se esqueçam de entregar a lista semana que vem!
Testem-se , verifiquem onde estão as dúvidas, e na próxima semana, já estou providenciando outra lista também!
Bom, para entendermos as ligações dativas, vamos analisar a molécula de OZÔNIO , O3.
É neste instante que entram as ligações covalentes dativas. Quando, no meio da resolução de uma ligação, você percebe que mesmo existindo um átomo satisfeito ainda se faz necessário realizar ligações!
Observe como a dativa atua:
A representação da ligação covalente dativa é uma seta, assim na fórmula final temos:
Não se esqueçam de entregar a lista semana que vem!
Testem-se , verifiquem onde estão as dúvidas, e na próxima semana, já estou providenciando outra lista também!
Bom, para entendermos as ligações dativas, vamos analisar a molécula de OZÔNIO , O3.
Observe como a dativa atua:
A representação da ligação covalente dativa é uma seta, assim na fórmula final temos:
Para treinar o raciocínio que se deve ter em DATIVAS, façam exercícios! Treinem os que fizemos em sala!
Bons estudos!
Prof. Ana
ana.barboza@usp.brquarta-feira, 2 de maio de 2012
Ligações Covalentes Simples
Boa noite alunos!
Como andam os estudos?
Espero que estejam tranquilos com a matéria. Qualquer dúvida, sabem que é só me procurar.
A postagem de hoje do blog irá abordar um tema muito importante na Química Geral : As ligações covalentes!
Primeiramente, devemos saber reconhecer uma ligação covalente, e isto se torna tranquilo quando sabemos que elas ocorrem principalmente entre ametais, e entre ametais + H.
Além disso, convém ressaltar que os ametais tem grande tendência em RECEBER elétrons, como vimos na aula do Diagrama de Pauling, ou seja, para eles se torna praticamente impossível, ligando-se entre si, que eles transfiram elétrons, assim, eles apenas compartilham. Ou seja, se um elemento está precisando de um elétron e o outro também, eles compartilham 1 elétron, assim, no final, nenhum deles precisará de nenhum. (É este raciocínio que devemos ter para entendermos as ligações covalentes).
As ligações covalentes são dividas em simples e dativas. As que iremos ver agora são as ligações simples (as dativas ficarão para a próxima postagem). As ligações simples ocorrem quando o número de ligações que o elemento pode fornecer é suficiente para saciar a ligação.
Elas são divididas principalmente em:
Ligação simples : quando é necessário se realizar apenas uma ligação..
O símbolo é apenas um traço. Exemplo : H-O-H
Ligação Dupla: quando é necessário realizar duas ligações para saciar os átomos ligantes.
O símbolo é um traço DUPLO : Exemplo O=C=O
Ligação Tripla : quando é necessário realizar três ligações para saciar os átomos ligantes.
Exemplo:
Para montarmos moléculas ligadas covalentemente, é interessante que percebamos algumas tendências:
1) Simetria
Normalmente as moléculas covalentes seguem o princípio da simetria.
Para escolhermos o átomo central, verificamos aquele que tem o maior número de ligações disponíveis.
Por exemplo, na molécula de água (H20), o hidrogênio é capaz de fazer uma ligação e o oxigênio duas. Então o oxigênio tem mais capacidade de ser o átomo central, neste caso, pois ele teria capacidade de agregar em si o maior número de átomos!
Além disso, para seguirmos a simetria, neste exemplo, temos DOIS hidrogênios e um Oxigênio. Para ficar simétrico, o sensato é deixar um hidrogênio de cada lado, e o oxigênio ao centro.
Nem sempre ocorre a simetria total, mas pensar o jeito mais simétrico possível auxilia a montar a molécula.
Observe alguns exemplos:
Boa sorte e até a próxima postagem com Ligações Covalentes Dativas.
Como andam os estudos?
Espero que estejam tranquilos com a matéria. Qualquer dúvida, sabem que é só me procurar.
A postagem de hoje do blog irá abordar um tema muito importante na Química Geral : As ligações covalentes!
Primeiramente, devemos saber reconhecer uma ligação covalente, e isto se torna tranquilo quando sabemos que elas ocorrem principalmente entre ametais, e entre ametais + H.
Além disso, convém ressaltar que os ametais tem grande tendência em RECEBER elétrons, como vimos na aula do Diagrama de Pauling, ou seja, para eles se torna praticamente impossível, ligando-se entre si, que eles transfiram elétrons, assim, eles apenas compartilham. Ou seja, se um elemento está precisando de um elétron e o outro também, eles compartilham 1 elétron, assim, no final, nenhum deles precisará de nenhum. (É este raciocínio que devemos ter para entendermos as ligações covalentes).
As ligações covalentes são dividas em simples e dativas. As que iremos ver agora são as ligações simples (as dativas ficarão para a próxima postagem). As ligações simples ocorrem quando o número de ligações que o elemento pode fornecer é suficiente para saciar a ligação.
Elas são divididas principalmente em:
Ligação simples : quando é necessário se realizar apenas uma ligação..
O símbolo é apenas um traço. Exemplo : H-O-H
Ligação Dupla: quando é necessário realizar duas ligações para saciar os átomos ligantes.
O símbolo é um traço DUPLO : Exemplo O=C=O
Ligação Tripla : quando é necessário realizar três ligações para saciar os átomos ligantes.
Para montarmos moléculas ligadas covalentemente, é interessante que percebamos algumas tendências:
1) Simetria
Normalmente as moléculas covalentes seguem o princípio da simetria.
Para escolhermos o átomo central, verificamos aquele que tem o maior número de ligações disponíveis.
Por exemplo, na molécula de água (H20), o hidrogênio é capaz de fazer uma ligação e o oxigênio duas. Então o oxigênio tem mais capacidade de ser o átomo central, neste caso, pois ele teria capacidade de agregar em si o maior número de átomos!
Além disso, para seguirmos a simetria, neste exemplo, temos DOIS hidrogênios e um Oxigênio. Para ficar simétrico, o sensato é deixar um hidrogênio de cada lado, e o oxigênio ao centro.
Nem sempre ocorre a simetria total, mas pensar o jeito mais simétrico possível auxilia a montar a molécula.
Observe alguns exemplos:
Se você ainda tiver dúvidas sobre quantas ligações cada elemento realiza, guarde isto no coração:
2) Hidrogênio liga em Oxigênio (quando houver...)
Em casos de moléculas em que possuam estes dois elementos, normalmente a tendência é o Hidrogênio ligar em Oxigênio...
3) Oxigênio liga no átomo central (quando houver...)
Quando o oxigênio não é o átomo central, e temos na molécula Oxigênio e Hidrogênio, normalmente, esta regra é seguida.
Vale lembrar que para ficarmos eficazes em realizar ligações covalentes, é necessário treino. Resolva os exercícios da apostila complementares, e busque seguir estas recomendações.
Verifique os exercícios que realizamos em aula e aplique ainda mais!
Boa sorte e até a próxima postagem com Ligações Covalentes Dativas.
Ana Beatriz Fernandes Barboza
ana.barboza@usp.br
sexta-feira, 20 de abril de 2012
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:
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:
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!
Bons estudos!
segunda-feira, 16 de abril de 2012
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!
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!
segunda-feira, 12 de março de 2012
Aulas 5 e 6
Bom dia queridos alunos!
O tema da última aula,em geral, foi como distribuir os elétrons em subníveis de energia!
A forma com que fazemos isto é através do Diagrama de Pauling!
Não esqueçam de seguir as setas para realizar esta distruibuição!
Cada subnível comporta um determinado número de eletróns:
S: 2elétrons
P: 6 elétrons
D: 10 elétrons
F: 14 elétrons
Exemplo: Ca- Número Atômico =20
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
Não esqueçam também que nem sempre os elementos estão NEUTROS. Ou seja, nem sempre o número atômico, ou seja , o número de prótons, corresponde em igual ao número de elétrons!
Assim, quando eles não estiverem neutros...
Exemplo: Ca2+
No caso deste exemplo, o Cálcio está PERDENDO 2 elétrons.. (Na química, o símbolo de MAIS significa perder. E o símbolo de MENOS significa GANHAR).
Então, como ele está PERDENDO dois elétrons, nós devemos retirar os dois últimos elétrons da Camada de Valência
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
Então, o diagrama final do Ca2+ é:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
E o contrário ocorrerá com elementos, a exemplo do Cl.
O Cloro tem número atômico igual a 17.
Então o diagrama seria:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
Porém, na natureza, a tendência do Cloro é estar no estado Cl-.
Ou seja, ganhando um elétron!
Assim,no diagrama, devemos ADICIONAR um elétron a camada de valencia..
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5 (+1)
Então, o resultado final é:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
Precisamos lembrar também de dois conceitos que são muito utilizados quando falamos sobre Diagrama de Pauling.
Um dele é SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO!
O subnível mais energético do Diagrama de Pauling é aquele em que se adicionou elétrons por último!
No Caso do Cl ,
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
O último subnível em que adicionamos elétrons é o 3p5, portanto este é o subnível mais energético!
No caso do Ca,
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
O subnível mais energético é o 4s2.
Outro conceito importante, é o conceito de CAMADA DE VALÊNCIA!
A camada de valência é a ultima camada em que aparece quando realizamos a distribuição eletrônica!
Observe os exemplos:
No caso do Cl
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
A camada de valência será 3s2 3p5.
No caso do Ca
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
A camada de valência será o 4s2 !
Bom, alunos, a matéria foi esta!
Estudem, realizem os exercícios complementares, e qualquer dúvida, me perguntem ou postem aqui.. Ou até mesmo me enviem um email em ana.barboza@usp.br.
Obrigada!
Prof. Ana
O tema da última aula,em geral, foi como distribuir os elétrons em subníveis de energia!
A forma com que fazemos isto é através do Diagrama de Pauling!
Não esqueçam de seguir as setas para realizar esta distruibuição!
Cada subnível comporta um determinado número de eletróns:
S: 2elétrons
P: 6 elétrons
D: 10 elétrons
F: 14 elétrons
Exemplo: Ca- Número Atômico =20
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
Não esqueçam também que nem sempre os elementos estão NEUTROS. Ou seja, nem sempre o número atômico, ou seja , o número de prótons, corresponde em igual ao número de elétrons!
Assim, quando eles não estiverem neutros...
Exemplo: Ca2+
No caso deste exemplo, o Cálcio está PERDENDO 2 elétrons.. (Na química, o símbolo de MAIS significa perder. E o símbolo de MENOS significa GANHAR).
Então, como ele está PERDENDO dois elétrons, nós devemos retirar os dois últimos elétrons da Camada de Valência
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
Então, o diagrama final do Ca2+ é:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
E o contrário ocorrerá com elementos, a exemplo do Cl.
O Cloro tem número atômico igual a 17.
Então o diagrama seria:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
Porém, na natureza, a tendência do Cloro é estar no estado Cl-.
Ou seja, ganhando um elétron!
Assim,no diagrama, devemos ADICIONAR um elétron a camada de valencia..
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5 (+1)
Então, o resultado final é:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
Precisamos lembrar também de dois conceitos que são muito utilizados quando falamos sobre Diagrama de Pauling.
Um dele é SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO!
O subnível mais energético do Diagrama de Pauling é aquele em que se adicionou elétrons por último!
No Caso do Cl ,
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
O último subnível em que adicionamos elétrons é o 3p5, portanto este é o subnível mais energético!
No caso do Ca,
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
O subnível mais energético é o 4s2.
Outro conceito importante, é o conceito de CAMADA DE VALÊNCIA!
A camada de valência é a ultima camada em que aparece quando realizamos a distribuição eletrônica!
Observe os exemplos:
No caso do Cl
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
A camada de valência será 3s2 3p5.
No caso do Ca
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2
A camada de valência será o 4s2 !
Bom, alunos, a matéria foi esta!
Estudem, realizem os exercícios complementares, e qualquer dúvida, me perguntem ou postem aqui.. Ou até mesmo me enviem um email em ana.barboza@usp.br.
Obrigada!
Prof. Ana
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