Seção 1 – Volume 2 - Aula do Professor Carlucio Bicudo
Combinação dos elementos (Reatividade dos
elementos)
■ Motivação: aprendendo a combinar.
■
Objetivo: Levar os alunos a entenderem que muitos dos elementos existentes se
combinam dando origem a novos elementos.
■
Material: papel cartão, tintas nas cores vermelho, azul, amarelo e verde.
1.1 – Noção de
íons
Os elementos químicos ao se combinarem, forma milhões
de compostos diferentes. Entretanto, alguns elementos não se combinam
naturalmente, porque seus átomos se encontram isolados na natureza, constituindo
os gases nobres da atmosfera (Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e
radônio).
Observe a tabela dos gases
nobres.
Nome
|
Símbolo
|
Z
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
Hélio
|
He
|
2
|
2
|
||||||
Neônio
|
Ne
|
10
|
2
|
8
|
|||||
Argônio
|
Ar
|
18
|
2
|
8
|
8
|
||||
Criptônio
|
Kr
|
32
|
2
|
8
|
18
|
8
|
|||
Xenônio
|
Xe
|
54
|
2
|
8
|
18
|
18
|
8
|
||
Radônio
|
Rn
|
86
|
2
|
8
|
18
|
32
|
18
|
8
|
Ao analisarmos a tabela, podemos observar que todos os
elementos apresentam a última camada completa, ou seja, com 8 elétrons. Com
exceção para o Hélio que com 2 elétrons está completo, porque o nível K só
admite, no máximo, 2 elétrons. É por esta razão, que eles podem existir livres
e isolados na natureza.
Já os outros átomos, tendem a adquirir
eletrosfera igual a dos gases nobres. E como fazem isto? Ganhando ou perdendo o
menor número de elétrons. Ao ganhar, os átomos deixam de ser neutros. Transformando
desta forma em íons.
Íons = são
átomos eletricamente carregados.
|
Existem dois tipos de
íons:
■ Cátions = íon positivo -------->
quando o átomo perde elétrons.
■ Ânions = íon
negativo -------> quando o átomo recebe elétrons.
A teoria do Octeto = No inicio do século XX, Kossel (Alemanha) e Lewis
n(EUA) propuseram que os átomos se ligariam para que suas eletrosferas se
tornassem semelhantes às dos gases nobres.
Seção 2 – Volume 2 Ligação
Iônica – Uma transferência amigável.
Uma das formas
pelas quais os átomos podem se ligar é através de uma transferência de
elétrons. Isto é, um átomo doa elétrons para outro átomo, de modo que ambos
fiquem estáveis.
A ligação iônica ou eletrovalente,
ocorre entre metais (perdem
elétrons) e ametal (recebem
elétrons).
■ Metais = possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada,
e tendem a perder elétrons.
■ Ametal = possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada,
e tendem a ganhar elétrons.
Formação do cloreto de
sódio (NaCl) – sal de cozinha.
Então:
METAL + NÃO
METAL → LIGAÇÃO IÔNICA
Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7
O Na quer doar 1
é
→ Na+ (cátion)
O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion)
O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion)
O cloro quer receber 7é na última camada. Para
ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.
Na+
Cl –
→
NaCl
cátion ânion cloreto de sódio
As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions eânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.
cátion ânion cloreto de sódio
As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions eânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.
Observe a tabela com a valência dos elementos
químicos (alguns alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios e halogênios):
SÍMBOLO
|
ELEMENTO QUÍMICO
|
CARGA ELÉTRICA
|
Na
|
SÓDIO
|
+1
|
K
|
POTÁSSIO
|
+1
|
Mg
|
MAGNÉSIO
|
+2
|
Ca
|
CÁLCIO
|
+2
|
Al
|
ALUMÍNIO
|
+3
|
F
|
FLÚOR
|
-1
|
Cl
|
CLORO
|
-1
|
Br
|
BROMO
|
-1
|
O
|
OXIGÊNIO
|
-2
|
S
|
ENXOFRE
|
-2
|
Valência de outros elementos químicos:
SÍMBOLO
|
ELEMENTO QUÍMICO
|
CARGA ELÉTRICA
|
Fe
|
FERRO
|
+2
|
Fe
|
FERRO
|
+3
|
Ag
|
PRATA
|
+1
|
Zn
|
ZINCO
|
+2
|
Exemplo:
Mg e Cl
Mg+2
Cl 1-
→
MgCl2
cátion ânion cloreto de magnésio
cátion ânion cloreto de magnésio
Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura”, onde
o cátion passará a ser o número de cloros (ametal) na fórmula final e o ânion
será o número de magnésio (metal).
Outro exemplo: Al e O
Al +3
O -2
→ Al2O3
cátion ânion óxido de alumínio
cátion ânion óxido de alumínio
Neste caso, também foi utilizada a “Regra da
Tesoura”.
A fórmula final será chamada de íon fórmula.
Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis
A fórmula eletrônica representa os elétrons nas
camadas de valência dos átomos.
Ex. NaCl
Ex. NaCl
A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula de
Lewis por ter sido proposta por esse cientista.
Os compostos iônicos apresentem as seguintes propriedades:
■ São sólidos (retículos cristalinos) em condições normais de temperatura
(25°C) e pressão (1 atm);
■São duros e quebradiços;
■ Possuem pontos de fusão e de ebulição elevados. Visto que a atração
elétrica entre os íons é muito forte, é necessário fornecer uma grande
quantidade de energia para quebrá-la. Um exemplo é o cloreto de sódio, que
apresenta ponto de fusão igual a 801°C, e ponto de ebulição de 1413°C;
■Em solução aquosa (dissolvida em água) ou em líquidos, eles conduzem
corrente elétrica, pois seus íons com cargas positivas e negativas ficam com
liberdade de movimento e fecham o circuito elétrico, permitindo que a corrente continue
fluindo;
■Seu melhor solvente é a água, pois, assim como ela, estes compostos são
polares. No entanto, apesar de serem polares nem todos os compostos iônicos se
dissolvem na água. Alguns exemplos de compostos que não solubilizam em água
são: carbonato de cálcio (CaCO3), de estrôncio (SrCO3) e
de bário (BaCO3), além do cloreto de prata (AgCl), que é
praticamente insolúvel em água.
Atividades de fixação
1) Forme o composto iônico dos elementos abaixo,
utilizando a fórmula eletrônica.
a) Al(Z= 13)
+ F(Z= 9) b) Mg
(Z=12) + Cl (Z=17)
c) Ca (Z= 20)
+ Cl (Z=17) d) N
(Z=7) +
Al(Z= 13)
e) K (Z= 19)
+ O(Z= 8)