Van Der Waals 

(Dipolo)

 

As forças de Van Der Waals  recebem definições diferentes a depender do autor consultado: uns a conceituam como interações intermoleculares fracas (dipolo-dipolo – forças de Keesom, de orientação -, dipolo-dipolo induzido – forças de Debye, de indução -, e dipolo instantâneo – dipolo induzido – interações de dispersão ou forças de London; outros trazem esse termo como sinônimo de forças de London.

De qualquer forma, as abordagens a seguir serão úteis para ambos os casos.

Momento de Dipolo

O vetor momento de dipolo de uma molécula é dado como o indicador da polaridade da mesma: semelhante a uma pilha (que apresenta dois polos – negativo e positivo), uma molécula possui regiões onde a diferença de eletronegatividade  entre átomos ligantes desloca a nuvem eletrônica para um deles. Isso significa que o par de elétrons compartilhado estará na maior parte do tempo ao redor do mais eletronegativo – na mecânica quântica, diz-se que a densidade de probabilidade de encontrar os elétrons encontra-se maior na região onde a nuvem é mais notável (ao redor do átomo com maior eletronegatividade).
Essas regiões podem ser caracterizadas por uma parte positiva (onde a nuvem eletrônica é menos densa) e uma negativa (onde é mais densa), assim, um vetor pode ser utilizado para representar a diferença de potencial entre esses dois pontos: o vetor nasce no polo positivo e é direcionado para o negativo.
A molécula é dita polar quando a soma desses vetores produz um vetor resultante de módulo diferente de zero; o contrário vale para uma molécula apolar, onde a soma dos vetores de cada região (delimitada por dois átomos ligantes entre si) resulta num vetor cujo módulo é igual a zero.

Interações Intermoleculares

Dipolo-dipolo

Interações desse tipo são características de substâncias constituídas por moléculas polares, onde o pólo positivo de uma molécula liga-se com o pólo negativo de outra. Assim repetindo-se indefinidas vezes.

Dipolo-dipolo induzido

As interações dipolo permanente – dipolo induzido são observadas quando uma molécula polar deforma a nuvem eletrônica de uma molécula apolar. Assim, induz a formação de um dipolo.

Dipolo instantâneo – dipolo induzido

Os elétrons que constituem a nuvem eletrônica de uma molécula estão em constante movimento, assim, se pudéssemos tirar fotografias dessa nuvem, elas não representariam a mesma imagem.
Ou seja, em moléculas apolares, há possibilidade de tornar-se polar durante um curto período de tempo. Entretanto, esse tempo é o bastante para que deforme a nuvem de outra molécula apolar e induza-a, de modo a formar dois pólos distintos (positivo e negativo). Tendo assim um dipolo induzido.

 

Verifica-se que a polarizabilidade de uma molécula apolar cresce com o seu tamanho, pois os elétrons da nuvem circundante encontram-se menos atraídos pelo núcleo. Por exemplo: o flúor se encontra no estado gasoso nas CNTP ao ponto que o iodo está no estado sólido.
Como a molécula de iodo é bem maior que a de flúor, é mais facilmente polarizável, assim, mesmo que as duas sejam apolares, as interações dipolo instantâneo – dipolo induzido são mais intensas na primeira substância. 

Ligações Químicas entre METÁLICA / IÔNICA / COVALENTE

Ligações químicas

 

Ligações Iônica, Covalente e Metálica

 

Como vocês devem saber, existem três tipos principais de ligações químicas entre os átomos:

--> ligação iônica;

--> ligação covalente;

--> ligação metálica.

　

A ligação iônica se forma geralmente entre átomos de metais e não-metais ou entre metal e o hidrogênio. O átomo de metal, com 1, 2 ou 3 elétrons em geral, precisa perder seus elétrons. O átomo de não-metal, geralmente com 5, 6 e 7 elétrons, precisa ganhar elétrons. Para que ambos se estabilizem, eles se juntam na proporção adequada e o átomo de metal cede seu(s) elétron(s) para o átomo de não-metal, até que todos estabilizem seu octeto. Como um átomo perdeu elétrons e o outro ganhou, ocorreu a formação de íons positivos (metal) e íons negativos (não-metal), que se atraem mutuamente e formam um retículo cristalino, de forma que o número de cargas positivas deve cancelar o número de cargas negativas (e vice-versa) para que o composto formado seja eletricamente neutro.

- Um exemplo de composto iônico é o cloreto de sódio, NaCl (sal de cozinha), formados por íons Na(+) e Cl(-) (o Na quando perde seu elétron imita o gás nobre neônio, enquanto o Cl quando ganha o elétron cedido pelo Na imita o gás nobre argônio). A ligação iônica nada mais é do que a força de atração elétrica entre os cátions e os ânions, que permanecem bem próximos, porém separados, sem se tocar (diferente da ligação covalente onde os átomos estão "colados" uns aos outros). Cada cátion está cercado de ânions por todos os lados e vice-versa, formando uma estrutura rígida chamada retículo cristalino. O retículo do NaCl segue uma estrutura em forma de cubo, onde cada íon Na(+) está cercado por 6 íons Cl(-) e vice-versa.

 

 

 

A ligação covalente se forma quando ambos os átomos envolvidos na ligação precisam ganhar elétrons ou têm 4 elétrons na camada de valência. Se forma em geral entre átomos de não-metal e não-metal ou não-metal e hidrogênio (as ligações entre semimetal e não-metal também costumam ser covalentes). Como um átomo não pode tirar elétrons do outro, eles resolvem fazer um "uso comum" dos elétrons que precisam para completar seu octeto. Ocorre a junção das camadas de valência dos átomos envolvidos e no ponto de contato entre eles são compartilhados pares de elétrons, um de um átomo e o outro do outro átomo. Esses elétrons são contados entre os 2 átomos. Eles se juntam na proporção adequada para que o número de elétrons compartilhados satisfaça o octeto de ambos os átomos.

 

- Um exemplo de substância covalente é o gás cloro, Cl2. Em sua molécula, 2 átomos de Cl se encontram unidos compartilhando um par de elétrons entre eles, um de cada átomo, mas que agora pertencem aos dois ao mesmo tempo. O átomo de Cl tem 7 elétrons na última camada e precisa ganhar 1 elétron. Quando os átomos de Cl se unem, os elétrons compartilhados são contados entre os 2 átomos. Cada átomo tem agora 7 elétrons seus mais 1 do outro átomo, de forma que cada um conseguiu completar 8 elétrons e imitar com sucesso o átomo de argônio, o gás nobre mais próximo.

Tipos de ligações covalentes:

- Ligação simples:: é a ligação em que é compartilhado apenas um par de elétrons entre os átomos envolvidos. Essa ligação é do tipo sigma. É representada na fórmula por um traço ( - ) Ex:

- H2 --> H - H

- Cl2 --> Cl - Cl

- C2H6 (etano) --> H3C - CH3

- H2O --> H - O - H

ETC....

Na ligação metálica, vários átomos de metais (e alguns semimetais) se juntam e perdem ao mesmo tempo seus elétrons. Como eles não podem perder seus elétrons para o nada (se o átomo tentar fazer isso o elétron volta para ele de novo), eles tentam "empurrar" seus elétrons para o átomo mais próximo. Como esse átomo não quer ganhar elétrons (os metais precisam perder), ele tenta jogar esse elétron de volta para o átomo que o "empurrou" para ele. Isso acontece ao mesmo tempo com todos os átomos envolvidos, de forma que basicamente esses elementos tentam perder mutuamente os elétros e formam um retículo composto de cátions com elétrons "soltos" entre eles. Com isso, a maioria desses átomos consegue completar o octeto, embora alguns ainda não se estabilizaram porque o elétron perdido teima em voltar para ele, como um bumerangue. Os átomos envolvidos em ligação metálica continuamente perdem e recuperam seus elétrons, ao mesmo tempo que tentam não recebê-los de volta. Essa ligação geralmente é formada entre metal e metal (ou metal e semimetal), embora compostos verdadeiros originados da reação entre dois metais sejam raros.

- Um exemplo de substância metálica é o sódio metálico (Na). Milhares de átomos de sódio perdem seus elétrons formando íons Na(+) que se organizam num retículo cristalino. Um cristal de sódio é formado de um agregado regular de íons Na(+) (e alguns átomos de Na não ionizados) com elétrons livres entre eles. Cada cátion de sódio atrai os elétrons livres ao redor ao mesmo tempo que repele os outros íons Na(+) até chegar a uma posição de equilíbrio. Como os elétrons estão livres para se movimentar por toda a amostra do metal, o Na e outros metais são bons condutores de eletricidade.

　

LIGAÇÕES QUÍMICAS ENTRE OS ELEMENTOS:

--> Metal e Metal = METÁLICA;

--> Metal e Não-Metal = IÔNICA;

--> Metal e H = IÔNICA (maioria);

--> Metal e Semimetal --> METÁLICA (maioria);

--> H e H = COVALENTE;

--> Não-Metal e Não-Metal = COVALENTE;

--> Semimetal e Não-Metal = COVALENTE;

--> Semimetal e Semimetal = METÁLICA/COVALENTE;

--> Semimetal e H = COVALENTE.

OBS.: Não há uma fronteira muito nítida entre que tipo de ligação os grupos de elementos destacados acima formam entre si. Podem haver alguns desvios à regra geral:

--> As ligações entre um metal e um não-metal podem ter caráter covalente em alguns casos. Pode, por exemplo, haver ligações covalentes entre um metal e um não-metal quando um metal com eletronegatividade relativamente alta (como o Sn, o Hg, o Pb, o Bi, etc, que estão mais à direita na tabela periódica) ou com nox elevado (+4, +5, +6, etc) se liga a um não-metal relativamente pouco eletronegativo. O tetracloreto de titânio (TiCl4), por exemplo, é um líquido covalente.

 

Esse é um vídeo que estará explicando pra vocês também as Ligações Químicas:

 

 

Experiência de Química

Experiência

Açúcar e Acido Sulfúrico 

Uma das características marcantes do ácido sulfúrico (em especial o concentrado) é o seu grande caráter higroscópico (afinidade por água). Devido a isso, há uma experiência clássica a qual mostra que a matéria orgânica é composta por carbono e que revela a constituição dos carboidratos. A experiência consiste em adicionar ácido sulfúrico concentrado ao açúcar, de preferência o tipo “cristal”. Após a mistura, ocorrerá uma reação bastante característica, na qual haverá a desidratação do açúcar. Essa reação desidrata o açúcar pela ação higroscópica do ácido sulfúrico concentrado e evidencia a constituição dos carboidratos. 

Como se vê, ao final da reação, obtém-se carbono sólido, o qual pode ser claramente identificado pela formação de uma estrutura volumosa de cor negra que sai do local onde havia antes a mistura de ácido sulfúrico e açúcar.

No açúcar de cozinha não há somente sacarose, há sempre uma pequena porcentagem de “impurezas” (predominantemente sais minerais e aminoácidos) que resistiram as várias etapas de refino. Para eliminar justamente essas “impurezas” é que essas etapas são realizadas. Contudo, podemos considerar o açúcar, para efeitos práticos, como sendo constituído apenas por sacarose, visto que as “impurezas” não possuem nenhuma aplicabilidade, pelo menos nas concentrações que são encontradas no açúcar refinado, por exemplo, o qual é 99,8% puro. 

Experiências

Como fazer um foguete com um palito de fósforo 

Pré-requisitos

Palito de fósforo;

Palito de churrasco;

Papel alumínio;

Tesoura;

Caixa de fósforo vazia ou qualquer outra coisa que funcione como suporte.

Faça você mesmo

O primeiro passo é cortar um pedaço de papel de alumínio de mais ou menos 9 X 4,5 centímetros. Então você deve enrolar juntos os palitos de churrasco e de fósforo, este último com a ponta virada para dentro do papel.

O fósforo deve ser menor que o palito de churrasco para que se crie uma espécie de “plataforma de lançamento”. Portanto, aperte bem a parte do fósforo, mas deixe folgada a parte do palito de churrasco.

Retire o palito de churrasco e coloque um de fósforo em seu lugar com a ponta para dentro, entrando em contato com o outro fósforo. Deixe-o livre e confira se ele não trava no papel alumínio.

Agora você vai preparar o foguetinho para o lançamento. Uma dica é furar uma caixa de fósforo vazia, mas você pode improvisar uma base de muitas maneiras. Encaixe o primeiro palito de fósforo, o que está bem preso, e mantenha o segundo palito para cima, na direção do lançamento.

Com o foguetinho pronto e bem apoiado, acenda entre os dois palitos. Pode demorar alguns segundos, dependendo da quantidade de papel alumínio. Quando as pontas acenderem, um deles vai voar, algumas vezes para bem longe.

Tome cuidado ao manusear o papel alumínio após acendê-lo, pois ele estará bem quente.

A explicação

O que acontece é uma demonstração de ação (fumaça e gás causados pelo fogo) e reação (o lançamento do fósforo). Ao acender um fósforo em um espaço fechado, o papel alumínio funciona como uma câmara de combustão. A pressão aumenta até o ponto em que precisa escapar como um rápido jato de fumaça e gás.

Experiências

Foguete de garrafa pet

O que acontece?

O fogo quando acende no pequeno orifício da garrafa faz com que o álcool que está lá dentro entre em combustão.

Com essa combustão os gases que estão dentro da garrafa se expandem. Como a garrafa é pequena e não ha espaço suficiente para todo aquele gás, a pressão interna aumenta e o gás tenta sair pelo orifício  Como o orifício é pequeno e há muito gás, a pressão e a movimentação dos gases fazem com que a garrafa se movimente.

Se você alterasse um pouco o experimento poderia fazer a garrafa explodir devido a pressão.