Tabela periódica interativa

TABELA PERIÓDICA INTERATIVA
Quando estudamos as ligações iônicas e as forças intermoleculares, precisamos nos lembrar das propriedades dos átomos que compõem as moléculas. Sendo assim, para refrescar nossa memória, o blog LIGADOS EM QUÍMICA, traz uma verdadeira revisão sobre conteúdos importantes e necessários para que possamos compreender melhor o mundo da ligação química. Com essa ferramenta, poderemos relembrar conceitos importantes e descobrir propriedades muito interessantes sobre os elementos químicos que nos cercam.
A tabela periódica que segue, traz um número considerável de informações sobre os elementos químicos e suas propriedades.
Para utilizá-la da melhor forma possível, sugerimos os seguintes passos:
1.  CLIQUE NA IMAGEM DA TABELA;

2.  ESPERE O CARREGAMENTO DA PÁGINA;

3.  PROCURE O ELEMENTO DE INTERESSE;

4.  AGUARDE O CARREGAMENTO DA ANIMAÇÃO;

5.  GIRE O DADO EM TODAS AS DIREÇÕES;

6.FAÇA A LEITURA E A OBSERVAÇÃO DE CADA FACE;

7.PARA ASSISTIR O VÍDEO, DÊ UM CLIQUE DUPLO NA IMAGEM REFERENTE A ELE;

8. QUANDO O VÍDEO ESTIVER CARREGADO, CLIQUE EM (CC) E ATIVE AS LEGENDAS EM PORTUGUÊS.
Vamos lá?

Bibliografia Utilizada

CONTEÚDOS:
Tito Miragaia Peruzzo, Eduardo Leite do Canto.Química :na abordagem do cotidiano, 1947.

João Usberco, Edgard Salvador, Química, vol. único, 4ª edição, editora Saraiva, São Paulo, 2000.

FIGURAS:
http://www.brasilescola.com/quimica/forcas-dipolo-induzido-dipolo-induzido-ou-dispersao-london.htm

http://www.prof2000.pt/users/marcojose/liga%C3%A7%C3%A3o_quimica.htm

http://www.alunosonline.com.br/quimica/forcas-intermoleculares-ou-forcas-van-der-waals.html

http://www.profpc.com.br/Qu%C3%ADmica_das_c%C3%A9lulas.htm

http://forum.if.uff.br/viewtopic.php?p=5486

http://www.prof2000.pt/users/marcojose/liga%C3%A7%C3%A3o_quimica.htm

http://cidadesaopaulo.olx.com.br/compramos-sucata-de-fios-e-cabos-de-cobre-ou-aluminio-iid-98665941

http://www.reisman.com.br/duvidas-gerais-aliancas-ouro.htm

VÍDEOS:
http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=5r4KUPUjgkA

http://www.youtube.com/watch?v=1zD2FiaM_-c&feature=player_embedded

http://www.youtube.com/watch?v=2Ffrzy7Um3A&feature=player_embedded

SIMULADORES:
http://4.bp.blogspot.com/VvNWAxIREd8/UJfjsJVdchI/AAAAAAAAAC0/OfJ2tv1mTu0/s400/DIP+Ind.jpg

http://1.bp.blogspot.com/ewwiZyZuwsg/UJc6g__MwDI/AAAAAAAAAB0/yK8I7PHm3NA/s1600/hydrogenbondsblue.gif

http://1.bp.blogspot.com/LMDwWiA1vKg/UJc6RMRljAI/AAAAAAAAABc/H1m8rfrh7U/s1600/dipole.gif

http://3.bp.blogspot.com/YGm0TazUdGk/UJc6QT1D_hI/AAAAAAAAABU/Kf40p2wASsU/s1600/anim2.gif

http://4.bp.blogspot.com/M2QBjhqpwQw/UJc6PkQ6ewI/AAAAAAAAABM/AU6wOcTL_lA/s1600/anim.gif

http://phet.colorado.edu/sims/molecule-polarity/molecule-polarity-screenshot.png

http://4.bp.blogspot.com/D0DNiuUc7_Q/UJczHeTUefI/AAAAAAAAAA0/oS740mfoN2U/s400/Intera%C3%A7%C3%B5es.jpg

http://phet.colorado.edu/sims/sugar-and-salt-solutions/sugar-and-salt-solutions-screenshot.png

http://4.bp.blogspot.com/BozwzSuKcJg/UJLMS8F2qzI/AAAAAAAAAAs/KUb5jpFwhbc/s1600/1.gif

http://phet.colorado.edu/sims/states-of-matter/atomic-interactions-screenshot.png

http://3.bp.blogspot.com/a8pj7jsJmn8/UJLMXAYEjII/AAAAAAAAABc/infVeyGGz2w/s400/Anima%25C3%25A7%25C3%25A3o+Covalente.bmp

Interação dipolo induzido - dipolo induzido


Interação dipolo induzido- dipolo induzido

     Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas que acontecem entre as moléculas apolares. Também são conhecidas como forças de dispersão de London ou forças dipolo instantâneo- dipolo induzido.
      Quando essas moléculas estão no estado sólido ou líquido, devido à proximidade existente entre elas, ocorre uma deformação momentânea das nuvens eletrônicas, originando pólos negativos e positivos.



       Esta é a mais fraca de todas as ligações intermoleculares.
     Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo induzido- dipolo induzido:

H2, O2, F2, Cl2, CH4, C2H6


A animação abaixo tenta explicar as forças intermoleculares do tipo dipolo induzido - dipolo induzido.
CLIQUE NA IMAGEM



Curiosidade 
Como as lagartixas conseguem subir pelas paredes?

As patas da lagartixa grudam e desgrudam com facilidade dos mais diversos tipos de superfícies graças as forças de Van der Waals que se estabelecem entre suas moléculas. 
As forças de aderência entre as patas da lagartixa e as superfícies por onde andam são forças de dispersão de London.



Ligação de Hidrogênio


Ligação de hidrogênio


Quando em uma molécula tivermos o átomo de hidrogênio ligado a um dos três elementos mais eletronegativos (F, O, N) haverá uma grande polarização dessa ligação, o que acarretará no hidrogênio uma grande deficiência de elétrons.
Essa deficiência leva o hidrogênio a interagir com o par de elétrons de outra molécula vizinha, resultando em uma interação muito forte entre as moléculas chamada de ligação de hidrogênio. Esta é uma interação mais forte do que as forças dipolo-dipolo.
Observe a animação abaixo. Nela estão representadas moléculas de água. As ligações de hidrogênio são formadas entre os átomos de hidrogênio e de oxigênio de moléculas diferentes.


ASSISTA TAMBÉM A VÍDEO AULA SOBRE ESSE TEMA
      


...UM POUCO SOBRE...
Ligação de hidrogênio e Tensão superficial

A tensão superficial ocorre na superfície da água devido a uma força de interação entre as suas moléculas tanto do interior quanto da superfície. As moléculas superficiais sofrem interação somente com as moléculas de água vizinhas, e no interior há interações com moléculas de todas as direções, o que causa a formação de uma camada na superfície do líquido que se comporta como uma membrana elástica.




Interação Dipolo-Dipolo


Interação dipolo-dipolo

Considere uma molécula de HCl. Devido à diferença de eletronegatividade entre H e Cl, essa molécula é polar. Sua extremidade negativa atrai a extremidade positiva de outra molécula vizinha, o mesmo ocorrendo com sua parte positiva, que interage atrativamente com a parte negativa de outra molécula vizinha. Essa força de atração entre os dipolos das moléculas é chamada de interação dipolo-dipolo, interação dipolo permanente ou, ainda, interação dipolar. Assim, no HCl líquido ou sólido são essas forças que mantêm as molecular unidas, o mesmo acontecendo em todas as substâncias polares.



ASSISTA TAMBÉM A VÍDEO AULA SOBRE ESSE TEMA


Primeiras Idéias


Forças Intermoleculares

Forças de atração e repulsão intermoleculares são interações que ocorrem entre as moléculas.



O estado da matéria mais simples é o gás. No estado gasoso as moléculas encontram-se bastante separadas, movimentando-se com muita liberdade. No estado líquido, elas se encontram mais próximas, movimentando-se com menor liberdade. Já no estado sólido, as moléculas estão ainda mais unidas e bem organizadas. 

Que forças mantêm as moléculas no estado sólido e liquido unidas?

As forças que mantêm as moléculas no estado sólido e líquido unidas são chamadas, forças (interações ou ligações) intermoleculares e podem ser de três tipos:
·       Interações dipolo-dipolo: decorrem da atração entre as cargas parciais de suas moléculas.
·        Ligação de hidrogênio: ocorrem quando átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor, é o tipo mais forte de força intermolecular.
·        Dipolo instantâneo-dipolo induzido: é conhecido também como forças dipolo induzido- dipolo induzido ou forças de dispersão de London. É a atração entre os dipolos elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e agem em todos os tipos de moléculas.

Vamos revisar?

Polaridade das ligações

         O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado pólo, que pode ser de dois tipos:

Pólo negativo: (-) ou -ᵟ                                                              Pólo positivo: (-) ou +

Ligações iônicas

         Em uma ligação iônica ocorre transferência definitiva de elétrons, o que acarreta a formação de íons positivos (cátions) ou negativos (ânions), os quais originam compostos iônicos. Como todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas positivas ou negativas, eles sempre terão pólos. Portanto:



Toda ligação iônica é uma ligação polar.


As ligações iônicas apresentam máxima polarização.


Ligações covalentes

         Nessas ligações, a existência de pólos está associada à deformação da nuvem eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre os elementos.
         Quando a ligação covalente ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, não ocorre distorção da nuvem eletrônica, ou seja, não ocorre formação de pólos. Assim, essas ligações são denominadas apolares. Alguns exemplos de moléculas apolares estão apresentados a seguir:




         Na ligação covalente entre átomos de eletronegatividades diferentes, ocorre deformação da nuvem eletrônica em decorrência do acúmulo de carga negativa (-ᵟ) em torno do elemento de maior eletronegatividade. Essas ligações são denominadas polares. Um exemplo de uma ligação covalente polar é representado pela molécula de HCl:




         Para comparar a intensidade de polarização das ligações, utilizamos a escala de eletronegatividade de Pauling:

Eletronegatividade crescente
  
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização da ligação.

 A partir dos itens já discutidos, podemos estabelecer a seguinte relação:





          A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza denominada momento dipolar (μ), ou dipolo elétrico, que normalmente é representada por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo. Assim, o vetor é orientado do pólo positivo para o pólo negativo.

Imagine se nós pudéssemos observar a nuvem eletrônica de uma molécula polar. Veríamos que essa nuvem estaria deslocada para o átomo mais eletronegativo, como observamos na animação abaixo.

A bolinha verde representa o átomo mais eletronegativo, e é por isso que a nuvem eletrônica se desloca para próximo dele. O lugar onde a maioria dos elétrons se encontram é o pólo negativo da molécula, e o outro, que apresenta falta de elétrons, é o pólo positivo. Sendo assim, a molécula é considerada como POLAR.

Agora, se pudéssemos observar a nuvem eletrônica de uma molécula apolar, veríamos que a nuvem eletrônica não se desloca pra nenhum dos lados da molécula. Observe a animação.



Como os dois átomos são iguais, a nuvem eletrônica não é deslocada para nenhum dos lados. Sendo assim, não existe pólo positivo e nem pólo negativo. Dessa forma, a molécula é considerada como APOLAR.

E que tal usarmos um simulador para testar esses conceitos?
Então clique na imagem, altere a eletronegatividade dos elementos, observe a polaridade e o momento dipolar. Não deixe de observar qual é o caráter da ligação. Escreva um comentário com as suas conclusões!
Polaridade da Molécula


...DESAFIO...
Use o simulador abaixo e tente descrever o por que dos comportamentos observados. 

Por que algumas substâncias são atraídas pelas barrinhas carregadas e outras não?

 Não deixe de assistir os vídeos dos experimentos realizados no laboratório (com a barra de plástico). Para a animação acontecer SEGURE o botão PLAY pressionado, ou aperte o botão AVANÇAR (>>>). Troque os bastões e tente explicar o comportamento das diversas substâncias quando interagem com o bastão de ferro.

Como as substâncias reagem ao bastão de ferro? Por qual motivo isso acontece?



Deixe sua resposta por meio de comentários!

Relacionando compostos iônicos, moleculares e metálicos


Comparando compostos iônicos, moleculares e metálicos.

A tabela abaixo resume as principais propriedades das substâncias iônicas, moleculares e metálicas.

 *Inclua-se o hidrogênio onde se lê ametal.
**Exceto mercúrio, que é líquido.


Já aprendemos que os metais são ótimos condutores elétricos. Mas o que será que ocorrem com os compostos moleculares e iônicos?
Vamos descobrir?

Por meio desse simulador, podemos observar a diferença de condutividade elétrica dos compostos iônicos (cloreto de sódio) e moleculares (sacarose)  

             Clique para rodar
Soluções de Açúcar e Sal

E que tal uma revisão de tudo o que vimos até agora?
Para revisar os conceitos discutidos, clique em PLAY.

Ligação Metálica

Ligações Metálicas

Substâncias metálicas são aquelas formadas exclusivamente por átomos de elementos metálicos.
As substancias metálicas conduzem a eletricidade tanto no estado sólido quanto no líquido. Na sua maioria, elas apresentam altos pontos de fusão e de ebulição.




A tabela abaixo mostra os valores de condutividade elétrica de alguns metais:



Uma vez que os metais são bons condutores de corrente elétrica, é de se esperar que eles possuam em sua estrutura elétrons livres para se movimentar. Esta é uma das evidencias que conduziram à elaboração do modelo da ligação química existente nos metais.
Um metal sólido é constituído por átomos metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres para se movimentar por todo metal. Assim, temos um “amontoado” organizado de íons metálicos positivos mergulhados em um “mar de elétrons” livres. Esse é o chamado modelo do mar de elétrons, que explica a condutividade elétrica dos metais.

Ligas Metálicas
Ligas metálicas são misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo a totalidade, ou pelo menos a maior parte dos átomos presentes, dos elementos metálicos. 

·     Ouro 18 quilates é uma liga de cobre e ouro;
  

·     Bronze é uma liga de cobre e estanho;

·     Latão é uma liga de cobre e zinco;

·     Aço é uma liga de ferro com pequena quantidade de carbono;



Propriedades dos metais
·     Brilho característica. Quando polidos, os metais refletem muito bem a luz.
·     Alta condutividade térmica e elétrica. São propriedades que dependem aos elétrons livres. Seu movimento ordenado constitui a corrente elétrica e sua agitação permite a rápida propagação do calor através dos metais.
·     Altos pontos fusão e de ebulição. Em geral, são características dos metais. Isso se explica pelo alto grau de união entre os átomos, consequência da existência do mar de elétrons.
·     Maleabilidade. Metais são muito maleáveis, ou seja, fáceis de transformar em lâminas.
·     Ductibilidade. Metais também são muito dúcteis, isto é, fáceis de transformar em fios.
·     Resistência à tração. O ferro (sob a forma de aço) é um exemplo de metal que apresenta grande resistência a tração, o que permite sua utilização em cabos de elevadores e em construção civil, na mistura com o concreto (concreto armado).  

O que acha de aprender um pouco mais?
Clique na imagem.



Que tal uma corrida? Mas para isso, você deve saber um pouco sobre as ligações metálicas... Vamos tentar?

ASSISTA TAMBÉM A VÍDEO-AULA SOBRE ESSE TEMA.

Ligação Covalente Coordenada


Ligação covalente coordenada



A ligação covalente coordenada, conhecida também por ligação coordenada dativa ou simplesmente ligação coordenada, ocorre quando apenas um dos átomos contribui com um par de elétrons para o compartilhamento em uma ligação.



Pelo exemplo, conseguimos perceber que, a ligação entre o enxofre e o oxigênio da esquerda e feita por meio de uma ligação coordenada, então, apenas o enxofre contribui com um par de elétrons para que a ligação ocorra, tornado assim, tanto o átomo de enxofre, quanto o de oxigênio estáveis.
Já a ligação entre o enxofre e o oxigênio da direita é uma ligação covalente normal, e assim, tanto o enxofre quanto o oxigênio contribuem com um par de elétrons cada. Consegue notar a diferença? 

Outros exemplos:






Ligação Covalente


LIGAÇÃO COVALENTE


Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons. É como se dois carros tivessem que dividir apenas quatro rodas.

Como é impossível que todos os átomos recebam elétrons sem ceder nenhum, eles compartilham seus elétrons, formando pares eletrônicos, como mostra a figura abaixo.


Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos.

Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas eletricamente neutras, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa ligação também é denominada molecular. Um exemplo de uma molécula formada por ligações covalentes é a molécula de O2, desenhada abaixo.


Esquematicamente, a ligação covalente pode ser assim representada:








Por que os elétrons compartilhados mantêm os átomos unidos?

Os núcleos dos átomos que se unem para formar uma molécula se repelem, pois possuem cargas elétricas de mesmo sinal. Um elétron presente entre esses dois núcleos atrairá ambos, pois núcleo e elétron possuem cargas de sinais opostos. A presença dos elétrons exerce uma atração suficientemente alta para manter os núcleos unidos, apesar da repulsão entre eles. Dessa forma, a ligação covalente ocorre pelo fato de a energia dos átomos unidos é menos que a energia quando eles estão separados.
Será que é verdade?
Experimente você mesmo
Basta clicar na imagem e aproximar ou afastar os átomos. 
Observe as variações de energia.
Interações Atômicas

De acordo com o número de pares de elétrons que são compartilhados, podemos ter ligações simples duplas ou triplas. Quando apenas um par de elétrons é compartilhado, existe a formação de uma ligação simples, como por exemplo, o caso da molécula de água.


Quando dois pares de elétrons são compartilhados, existe a formação de uma ligação dupla, como por exemplo, a molécula de etileno.


Quando três pares de elétrons são compartilhados, existe a formação de uma ligação tripla, como por exemplo, a molécula de etino.


Podemos citar outros exemplos de ligações simples, duplas e triplas:

Moléculas de nitrogênio N2 e dióxido de carbono CO2, respectivamente.

Muitas são as formas de representar as ligações, como podemos ver no exemplo a seguir.



Vamos aprender um pouco mais?
Basta clicar na imagem abaixo.

E que tal praticar um pouco?
Nesse jogo, você deve ser bom em caça palavras e conhecer bastante sobre LIGAÇÕES COVALENTES!
Vamos lá?
Clique na imagem.


O que diz sobre uma conversa periódica sobre ligações covalentes?
Clique na imagem

Não deixe de conferir também a vídeo aula sobre esse tema.