Química - Massa Atômica, Massa Molecular, Massa Molar, Mol e Constrante de Avogadro.

Funções Inorgânicas: àcidos e Bases (NEJA) - Nomenclatura e atividades - veja nas aulas do 9º Ano)

                                             
                               

                                            Funções Inorgânicas: Ácidos e Bases

                                             

               

■ Motivação: Música “Ácidos e bases”

■ Objetivo: Facilitar a compreensão dos conceitos de ácidos e bases.

■Procedimento: Entregar a cada aluno, a letra da música e depois, com auxílio de um aparelho de som, colocar a música ou o vídeo para que todos possam cantar juntos. No final, fazer algumas perguntas como questionamento sobre os ácidos e bases, para verificar se eles assimilaram alguns conceitos da música.

http://www.youtube.com/watch?v=Bd1Nj4Ibg_Q

http://www.youtube.com/watch?v=AuQW7_If1pE  (Outra música sobre o mesmo assunto)

  Ácidos e Bases (Música)

(refrão)
Ácidos e bases possuem
Propriedades diferentes
Ácido tem sabor azedo
E base é adstringente

Mas tome muito cuidado
Não prove, é um perigo
Pois muitos desses compostos
Tem alto poder corrosivo

Ácidos na água ionizam
Liberando cátion H+
E reagem com as bases
Produzindo vários sais
(refrão)

Ácido mais base produzem
Sal mais água na reação
E que é reconhecida
Como neutralização

Bases dissociam na água
Liberando OH-
E que reagem com Ácido
Isso nós já sabemos
(refrão)

Bases são compostos iônicos
Ácidos são covalentes
Confirmando desse modo
O quanto são diferentes

Ambos compostos porém,
Sempre produzirão
A tal da corrente elétrica
Se estiverem em solução.

Questionamento:

1) Cite uma propriedade do ácido e da base, que foi citada na música?

     R:

2) O que os ácidos fazem ao entrar em contato com a água? E o que eles liberam?

     R:      

?

     R:

3) Ao adicionarmos ácido em uma base, ela produz “Sal” mais água. Como se chama esse processo?

 R:

4) As bases quando em presença de água, se dissociam e liberam o quê?

     R:

5) As bases são compostos iônicos. E os ácidos?

     R: 

                              

           

   

Aula de Eletronegatividade e a polaridade da ligação Química - NEJA

Seção 4  Eletronegatividade e a polaridade da ligação química (Eu tenho a força).

                                                                     

                                          

■ Motivação = Eu tenho a força.

■ Objetivo = Mostrar aos alunos que a eletronegatividade, nada mais é do que “força” que o átomo tem de capturar elétrons dos outros (vencer o “cabo de guerra”).

■ Material: fios finos de barbante ou de lã (pedaços d e mais ou menos 30 cm) ou palitos de churrasquinho.

■ Procedimento: Distribuir entre os participantes os fios de barbante, pedir que cada um analise a aparência, utilidade e propósito daquele pedaço de barbante, (cerca de 2 minutos, para não ficar cansativo). Pedir que eles arrebentem e observem como foi fácil.

Depois, pedir que cada um ofereça o maior pedaço que lhe sobrou para formar um feixe de barbantes e pedir a alguns voluntários que tentem arrebentar este feixe.

 Observem como fica mais difícil se a medida que o feixe fica grosso. Se quisermos arrebentar este feixe grosso, precisamos imprimir uma força cada vez maior.

  Assim, um átomo é fortemente eletronegativo quando tem facilidade em “roubar” os elétrons dos outros.

                                                   Eletronegatividade

Até para falar a palavra “Eletronegatividade” já é difícil, imagine saber quais elementos são mais reativos! Esta é uma dificuldade comum aos alunos que estão aprendendo sobre a capacidade que determinados átomos possuem de atrair elétrons.

Vamos começar definindo Eletronegatividade: força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Ela é considerada como uma propriedade periódica, ou seja, à medida que o número atômico aumenta, assume valor crescente ou decrescente em cada período da tabela de elementos.
Para entender melhor a Eletronegatividade, é importante saber que os átomos exercem uma força de atração sobre os elétrons de uma ligação, e esta força se relaciona com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração.

Sendo assim, se você quer saber se um átomo é pouco ou muito eletronegativo, é só observar sua posição na Tabela Periódica, a Eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.

Agora se você achar difícil a localização, temos aqui um “macete” que pode ajudá-lo a memorizar a Eletronegatividade de alguns elementos químicos:

“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o Hospital”

Observe a frase acima, as letras em destaque correspondem respectivamente aos seguintes elementos: Flúor, Oxigênio, Nitrogênio, Cloro, Bromo, Iodo, Enxofre, Carbono, Fósforo e Hidrogênio.

                                                                                

                                                       
                                           *A Eletronegatividade aumenta no sentido da seta.

Como exposto acima, o Flúor é o elemento mais eletronegativo.  Esse memorando pode ser usado durante a aplicação do conteúdo em sala de aula, com certeza a aula vai ficar mais produtiva, já que uma das principais dificuldades dos alunos é a memorização dos elementos químicos.
Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima, ou seja, conforme os períodos aumentam, maior é o número de camadas da eletrosfera dos elementos e, portanto, maior o seu raio, o que influencia diretamente na sua eletronegatividade, já que haverá uma aproximação menor entre os elétrons a serem compartilhados e o núcleo do átomo, que exerce o ponto de atração.
Assim, o elemento mais eletronegativo é o flúor. A ordem de polaridade é, portanto:

                                                     

Polaridade das Ligações Químicas

A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente. As medidas experimentais foram feitas pelo cientista Linus Pauling, que criou uma escala de eletronegatividade.
De acordo com a diferença de eletronegatividade dos elementos, pode-se classificar a ligação covalente em polar ou apolar.

 = diferença de eletronegatividade

Ligação Apolar (delta  =0)               
A diferença de eletronegatividade tem que ser igual à zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos iguais.

Exemplos:

Ligação Polar (delta  diferente de 0 )
A diferença de eletronegatividade tem que diferente de zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos diferentes.

Exemplos:

Observe que a ligação entre I e F é mais polar do que a ligação entre H e Cl.

Se o valor for maior que 1,7, a ligação é iônica.

Exemplos:

Polaridade das Moléculas

Durante as ligações químicas, podem sobrar elétrons do átomo central.
Então:
- molécula polar – quando não sobram elétrons do átomo central.
- molécula apolar – quando sobram elétrons do átomo central.

                                                        Atividades de fixação

1) Diga quais são as ligações existentes entre os elementos abaixo (iônica ou covalente) e classifique cada ligação como polar ou apolar:

a)      Cl₂:

b)      HBr:

c)      H₂:

d)     NaCl:

e)      P₄:

f)       CO:

g)      KF:       

h)      HCl:

2) A seguir, temos uma escala de eletronegatividade em ordem crescente:

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

O hidrogênio pode se ligar a cada um dos elementos abaixo por meio de ligações covalentes. Com base na escala de eletronegatividade citada, com qual desses elementos o hidrogênio deve se ligar para resultar numa maior polaridade da ligação?

a)      F

b)      O

c)      P

d)     I

e)      Br

3) (Mack-SP) O aumento da diferença de eletronegatividade entre os elementos ocasiona a seguinte ordem no caráter das ligações:

a) Covalente polar, covalente apolar, iônica;

b) Iônica, covalente polar, covalente apolar;

c) Covalente apolar, iônica, covalente polar;

d) Covalente apolar, covalente polar, iônica;

e) Iônica covalente apolar, covalente polar;

4) Calcule a diferença de eletronegatividade e indique o tipo de ligação entre os átomos dos compostos abaixo:

Composto	Diferença de eletronegatividade	Tipo de ligação
CaO
N2
HCl

Ligação Covalente ou molecular ( Uma sociedade Atômica) - Professor Carlucio Bicudo

 Seção 3 Volume 2             Ligação Covalente ou molecular (Uma sociedade atômica)

            

 ■ Motivação/Dinâmica:Compartilhando

 ■Objetivo: Refletir sobre a ajuda mútua.                     

                                                                                                     

■Material: 01 pirulito em forma de coração para cada aluno;

                     01 depósito ou saco para lixo.

                           

■Procedimento:

- Organizem os alunos em pé e em círculo.

- Distribuam 01 pirulito para cada aluno.

- Solicitem que todos segurem o pirulito com a mão direita e o braço deverá estar estendido.

- Peçam para que retirem o invólucro do pirulito, sem dobrar o braço direito, com a ajuda do braço esquerdo. O mediador deve recolher todos os papéis que envolviam os pirulitos, colocando-os no depósito ou saco de lixo.

- Agora, orientem para que comecem a chupar o pirulito, porém não podem dobrar o braço. Observem as reações dos alunos para realizar a tarefa.

Mas, qual será a solução? Oferecer o pirulito para o outro! Isto é, cada aluno dará seu pirulito e receberá outro do colega.

- Ao final, reflitam sobre a importância da ajuda mútua, como também o auxílio aos necessitados. Falem sobre o amor (aqui representado pelo pirulito em forma de coração) que deve haver nos nossos corações neste ato de solidariedade.

LIGAÇÃO COVALENTE

Ocorre através do compartilhamento de um ou mais pares eletrônicos.    

    

A ligação covalente, geralmente é feita entre os não metais e não metais, hidrogênio e não metais e hidrogênio com hidrogênio.
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:

Ex.  H (Z = 1)  K = 1

H – H    →   H2        

O traço representa o par de elétrons compartilhados.

Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons  em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes

Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:

                                               

                               Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica

                                                           Cl – Cl
                                                     Fórmula Estrutural

                                                            Cl₂
                                                      Fórmula Molecular

Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.

A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água. 

                                    

                                                    Fórmula  de Lewis

                                                             

                                                         Fórmula Estrutural 

                                                                    H₂O
                                                         Fórmula Molecular

A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas.
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais   .   ou   x  são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados.
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula.
Veja o modelo:

                    H .  .  H                                   H – H                                                 H₂

Fórmula de Lewis ou eletrônica    Fórmula Estrutural Plana         Fórmula Molecular

                             

Tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua representação:

ELEMENTO	COMPARTILHA	VALÊNCIA	REPRESENTAÇÃO
HIDROGÊNIO	1é	1	H –
CLORO	1é	1	Cl –
OXIGÊNIO	2é	2	– O –  e  O =
ENXOFRE	2é	2	– S –  e S =
NITROGÊNIO	3é	3	| – N – , = N –  e N ≡
CARBONO	4é	4	| – C –  , = C = , = C     ׀                        ׀ e  ≡ C –

                                                       Atividades

1) O que é ligação covalente?

    R:

2) Quais os elementos que podem participar de uma ligação covalente?

    R:

3) Como é constituído o par eletrônico de uma ligação covalente?

     R:

4) Dê o nome das ligações:

 a) A — B                b)  A = B — C                       c)  A ≡  B = C

5) Obtenha as fórmulas molecular, estrutural plana e eletrônica das ligações entre:

a) P (Z=15)    +    H (Z= 1)
b) Br (Z=35) + O (Z=8)     

c) C (Z=6) + Cl(Z=17)

d) S (Z=16) + Cl (Z=17)

e) N (Z=7)  + F (Z= 9)

6) Obtenha a fórmula molecular, com base na valência, para as ligações entre:

a) H (Z=1)   +  Cl (Z=17)                             b)   N (Z=7)    + S (Z= 16)