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Como são constituídas as moléculas e qual a sua massa? Usamos a palavra molécula para descrever grupos de átomos. As moléculas de hélio e hidrogénio são.

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1 Como são constituídas as moléculas e qual a sua massa? Usamos a palavra molécula para descrever grupos de átomos. As moléculas de hélio e hidrogénio são mais leves do que as moléculas constituintes do ar. Massa molecular relativa( Mr) – Número de vezes que uma molécula é mais pesada do que o átomo mais leve, H.

2 Massa atómica relativa (Ar) – Número de vezes que um átomo é mais pesado do que o átomo mais leve, o hidrogénio. O átomo de H, é o átomo de estrutura mais simples. É o mais leve, pois possui um só protão no núcleo e um só electrão na zona exterior, tendo uma massa praticamente igual à massa de um protão. Massa de um átomo H = 1,7 x g Massa atómica relativa (Ar) – Número de vezes que um átomo é mais pesado do que o átomo mais leve, o hidrogénio. O átomo de H, é o átomo de estrutura mais simples. É o mais leve, pois possui um só protão no núcleo e um só electrão na zona exterior, tendo uma massa praticamente igual à massa de um protão. Massa de um átomo H = 1,7 x g

3 Determina a massa molecular relativa da molécula de O2. Considera Ar (O) = 16.

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5 Modelos de calotes – Dão uma ideia da forma e do tamanho relativo das moléculas. Modelos de varetas – fornecem uma indicação mais precisa da geometria molecular, isto é, da posição relativa dos respectivos núcleos atómicos. Modelos de calotes – Dão uma ideia da forma e do tamanho relativo das moléculas. Modelos de varetas – fornecem uma indicação mais precisa da geometria molecular, isto é, da posição relativa dos respectivos núcleos atómicos.

6 A expressão geometria molecular está relacionada com distâncias e ângulos. Comprimento de ligação – Distância entre os núcleos de dois átomos ligados. A expressão geometria molecular está relacionada com distâncias e ângulos. Comprimento de ligação – Distância entre os núcleos de dois átomos ligados.

7 Ângulo de ligação – ângulo formado pelos segmentos de recta que unem o núcleo de um dos átomos ao núcleo dos dois átomos a ele ligados.

8 *Moléculas do tipo A2 (moléculas diatómicas -Têm 2 átomos) -Geometria linear: Ex: N2, O2…

9 Geometria linear: O átomo central não possui pares não ligantes. Ex: CO 2, BeCl 2. * Moléculas do tipo AX2 ou A3( moléculas triatómicas -Têm 3 átomos). O ângulo de ligação é 180º.

10 Geometria angular: O átomo central tem um ou mais pares não ligantes. Ex: H2O, H2S….

11 Moléculas do tipo AX3 ou AX2Y (moléculas tetratómicas- Têm 4 átomos) - Geometria triangular plana: O átomo central não possui pares não ligantes. O ângulo de ligação é de 120º. Ex: BF3, BH3…. -Geometria piramidal:O átomo central tem pares não ligantes. Ex: NH3, PH3…

12 Moléculas do tipo AX4 (Moléculas pentatómicas – têm 5 átomos) O ângulo de ligação da geometria tetraédrica é de 109,5º. -Geometria tetraédrica: Ex:CH4,CCl4 ….

13 Moléculas polares – a densidade electrónica da molécula está mais concentrada num dos átomos, criando um pólo negativo num átomo e um pólo positivo no outro átomo. Esta ligação é constituída entre átomos de elementos diferentes. Ex: HF, HCl, H2O Moléculas apolares – a carga da nuvem electrónica da molécula distribui-se uniformemente pelos átomos que a constituem. Ligação constituída entre átomos do mesmo elemento. Ex: H2, Cl2, F2.

14 Ligação covalente: uma ligação diz-se covalente, quando é feita por partilha de electrões entre 2 átomos. Consoante se partilhe 1, 2 ou 3 pares de electrões de valência a ligação será covalente simples, dupla ou tripla. Regra do octeto – os átomos ligam-se uns aos outros para adquirirem maior estabilidade. Quando se formam ligações químicas, cada átomo tem tendência a ficar com oito electrões no último nível de energia. A única excepção a esta regra é o caso dos átomos com apenas um nível de energia, que têm tendência a ficar com dois electrões.

15 Ligação covalente simples - há partilha de um par de electrões

16 Ligação covalente dupla: há partilha de dois pares de electrões.

17 Ligação covalente tripla: há partilha de três pares de electrões.

18 Ligação covalente apolar: os electrões partilhados são atraídos com a mesma intensidade por ambos os núcleos, pois a ligação é feita entre átomos do mesmo elemento. Exemplos: Cl2, F2,O2…

19 o par de electrões partilhado é atraído com mais intensidade por um dos núcleos, porque os átomos que fazem a ligação pertencem a elementos diferentes.

20 Ligação iónica: Quando dois átomos se aproximam, sendo de elementos diferentes, em que um tem tendência para captar electrões e o outro para perder electrões, pode acontecer uma ligação iónica. A ligação iónica é estabelecida entre iões e o composto resultante designa-se por composto iónico. Forma-se quando um dos elementos é um metal e o outro é um não-metal. Ligação iónica: Quando dois átomos se aproximam, sendo de elementos diferentes, em que um tem tendência para captar electrões e o outro para perder electrões, pode acontecer uma ligação iónica. A ligação iónica é estabelecida entre iões e o composto resultante designa-se por composto iónico. Forma-se quando um dos elementos é um metal e o outro é um não-metal.

21 Os metais têm como característica possuírem poucos electrões de valência. Esses electrões tem a particularidade de se libertarem formando um mar de electrões, os quais, são atraídos não só pelo núcleo do átomo a que pertenciam, mas também pelo núcleo dos átomos vizinhos. Esses electrões, podem mover-se em todas as direcções e é essa propriedade que assegura nos metais a sua maleabilidade, ductibilidade, condutividade térmica e eléctrica.

22 Hidrocarbonetos São compostos formados por átomos de carbono e hidrogénio.

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