Novas aulas de Química no ar!

Se você acha que a Química é um bicho de sete cabeças, nós temos uma novidade que vai ajudar você a encontrar o caminho da paz com os estudos dessa disciplina. Começamos a publicar aqui no Vestibular.com.br nossas aulas com os professores Robinho e Lenine, mestres na arte de ensinar a matéria. Tudo foi preparado com muito carinho pela nossa equipe: estúdio, quadro, esquemas e apresentações para você aprender com explicações que vão além do bê-a-bá e que deixarão você preparadíssimo para qualquer prova que vier pela frente! Confira:

Assista às aulas de Química do Vestibular.com.br

 

Se estiver sem tempo de assistir a todas as aulas, confira esta seleção abaixo com algumas das mais importantes para o Enem e vestibulares:


Forças intermoleculares

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Forças intermoleculares são aquelas de atração entre as moléculas, e vão variar de acordo com a polaridade dessas. A polaridade se dá quando há sobra de elétrons no elemento central da ligação. Considera-se apenas elementos em estado líquido ou sólido, já que no gasoso as moléculas ficam muito afastadas entre si.

As ligações podem ser de três tipos. A dipolo induzido ou instantâneo, também chamada London, se dá entre moléculas apolares, e é uma atração rápida e fraca. A dipolo permanente ou dipolo-dipolo se dá entre moléculas polares. O terceiro tipo é a ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio, as ligações mais fortes, e que ocorrem sempre que o átomo de hidrogênio (H) estiver ligado a um átomo de flúor (F), oxigênio (O) ou nitrogênio (N) – átomos no topo da eletronegatividade. A geometria molecular ajuda a indicar o tipo de força intermolecular. Quanto maior essa força, maior será o ponto de fusão e também o ponto de ebulição da substância.


Geometria molecular

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A geometria molecular tem a ver com a forma como os átomos se organizam em uma molécula com ligações covalentes. Por causa da teoria da repulsão dos pares eletrônicos, entende-se que, quando há elétrons sem ligação, eles vão “empurrar” os que estão ligados a outros átomos. A partir da identificação do número de átomos e de quantos elétrons não são usados nas ligações, é possível classificar as geometrias em cinco tipos e mais três casos especiais.

As geometrias comuns são: linear, angular (caso da água), trigonal plana, piramidal e tetraédrica – esta última muito importante por ser a dos carbonos saturados). Nos casos especiais, o elemento central atinge a estabilidade com mais de oito elétrons na camada de valência, ou se estabilizam com menos de oito nessa última camada. Aqui entram as geometrias bipirâmide trigonal, a octaédrica e a quadrada planar.


Conceitos de Ácido-Base

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A classificação de substâncias ácidas ou básicas baseia-se nos conceitos de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis. Genericamente, ácido baixam o pH do meio, deixando-o abaixo de sete, enquanto bases fazem o oposto, sendo o pH 7 o de um meio neutro. Segundo Arrhenius, ácidos liberam íons H+ em meio aquoso, e bases liberam OH- na mesma condição.

Brönsted-Lowry ampliam a definição, com a teoria protônica, definindo ácido como a substância doadora de íon H+, e base como a receptora desse íon. Ainda mais amplo é o conceito de Lewis, que percebe o ácido como substância receptora de par de elétrons, e a base a substância doadora de par de elétrons – em ambos os casos, formando ligações covalentes dativas. A vantagem da abordagem de Lewis é que ela enquadra íons e cátions como ácidos ou bases.


Hibridação e Orbitais

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A hibridização ocorre quando há ligações entre átomos que compartilham elétrons. Os orbitais de níveis s e p da camada de valência tornam-se híbridos, criando orbitais intermediários chamados sp, sp2 ou sp3. Há casos especiais em que criam-se também orbitais híbridos sp3d e sp3d2.

O carbono é o principal caso cobrado quanto à hibridização, e deve ser avaliado de acordo com o número de ligantes. Quando há quatro ligantes, todas as ligações são do tipo sigma e todos os elétrons da camada de valência movem-se para o orbital híbrido. Quando há menos, o que significa uma ligação dupla ou simples, tem-se uma ligação pi e uma sigma (ou duas sigma, no caso da ligação tripla), e os orbitais das ligações pi não se hibridizam. Ou seja, mantêm-se na orbital chamada p puro

 

 

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