Iões e compostos iónicos

Iões

• Os Iões são partículas com carga eléctrica que derivam de átomos ou moléculas.
• A um ião negativo chamamos anião e a um positivo catião.
• Quando um átomo perde um electrão (-) torna-se positivo e quando ganha fica negativo.
• Um átomo não pode receber nem perder mais que três electrões.
• Se um ião é formado por um só átomo, designa-se ião monoatómico e se é formado por mais que um átomo é ião poliatómico.

            



Compostos iónicos

• Um composto iónico é constituído por aniões (-) e catiões (+) na mesma quantidade, anulando-se e tornando os compostos iónicos neutros.

• Composto iónico do cloreto de sódio. 

Fórmula química: NaCl

Iões: Sódio: Na + ; Cloreto: Cl -

O sódio é um ião positivo e o cloreto negativo, então anulam-se.






Nota: Nas fórmulas químicas representa-se primeiro o ião positivo e de seguida o negativo.

Exemplos de fórmulas químicas de compostos iónicos:

• Carbonato de cálcio: Ca 2+/ CO 2- = CaCO3
• Cloreto de alumínio: Al 3+/ Cl- = AlCl3
• Hidróxido de sódio: Na+/HO- = NaHO
• Nitrato de ferro:Fe 2+/NO3 = Fe(NO3)2 

Lei de Lavoisier e acerto de equações químicas

Lei de Lavoisier

• A lei de Lavoisier diz que, num
  sistema fechado, a massa total
  dos reagentes é igual à massa
  total dos produtos da reacção. 
• Daí a frase: " Na natureza
  nada se perde, nada se cria, tudo
  se transforma."
  
  
  Massa dos reagentes = massa dos produtos da reacção

Acerto de equações químicas:

Conclusão: O número de átomos de cada elemento químico nos reagentes é igual ao número de átomos para cada elemento químico nos produtos da reacção.

Átomos e moléculas

Constituição do átomo:

   Como o número de protões é igual ao número de electrões o  átomo é sempre uma partícula neutra,

ou seja carga eléctrica nula:
nºde protões (+)= nºde neutrões (-) -> anulam-se



                            Escrita de alguns símbolos químicos:

Regras:

• A 1ª letra é sempre maiúscula e a 2ª minúscula.
• A leitura é feita letra a letra.

Informação qualitativa e quantitativa dos símbolos químicos:

Qualitativa: Informa o nome do elemento químico.

Quantitativa: Informa o número de átomos desse elemento.

H -> Um átomo de hidrogénio

2H-> 2 átomos de hidrogénio

Curiosidade: Um ponto final tem cerca de 3 biliões de átomos.
                                                                                            

Moléculas:

• As moléculas são substâncias formadas por átomos.  
• Existem as moléculas compostas e as elementares. As compostas são formadas por átomos de diferentes elementos químicos, por exemplo a água: H2O e as elementares são constituídas por átomos do mesmo elemento químico, por exemplo o azoto: N2.                      

                        Escrita de fórmulas químicas de moléculas

Constituição da matéria e teoria cinético-corpuscular

Teoria cinético-corpuscular

• Toda a matéria é constituído por corpúsculos.
• Encontram-se sempre em movimento, existindo espaços vazios entre eles.
• Quando aumenta a temperatura, aumenta a agitação dos corpúsculos.
  
  Estado sólido: 
• As partículas estão muito próximas
• Movimentam-se pouco                         
• Volume constante

       Estado líquido:

• As partículas estão mais livres
• A ligação entre as partículas é fraca
• Volume constante

       Estado gasoso:

• As partículas estão muito separadas
• Liberdade total
• Volume variável
  
  

  Aqui podes ver uma animação, onde se vê bem as diferenças nos 3 estados físicos: http://coisasdasciencias.com.sapo.pt/estados.swf

Reacções de Precipitação

Existe outro tipo de reacções químicas, as reacções de precipitação.

Estas reacções químicas consistem na formação de um sólido (precipitado) através de duas soluções aquosas de substâncias diferentes.

O precipitado é a substância menos solúvel.
Por exemplo quando juntamos a solução aquosa de iodeto de potássio com a solução aquosa de nitrato de chumbo, forma-se um precipitado (amarelo) o iodeto de chumbo e a solução aquosa de nitrato de potássio:

iodeto de potássio (aq)+ nitrato de chumbo (aq) -> iodeto de chumbo(s) + nitrato de potássio (aq)

                                Precipitação do iodeto de chumbo



Solubilidade: A solubilidade é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa certa quantidade de solvente.

pH

O pH

• 
  
        
• O pH serve para medir o nível de acidez ou basicidade de uma solução.
• A escala do pH vai de 0 a 14 consoante o nível de concentração da solução e da quantidade de ácido ou de base. 
• O nível de acidez varia entre 1 a 7 e o nível de basicidade varia de 8 a 14.
• As substâncias neutras têm pH=7.

Ácidos              Neutros             Básicos

• O pH mede-se com um medidor de pH que nos dá o resultado de forma mais rigorosa ou com um indicador universal, que se pode apresentar em forma de solução ou uma fita de papel que muda de cor consoante o pH da solução.                                                                             

   

Indicador Universal

Medidor de pH

           

• Curiosidade: A sigla pH significa potencial de hidrogénio. 

Soluções ácidas e soluções básicas

Principais diferenças:

• Depois existem as soluções que não são ácidas nem básicas, são as neutras.

Indicadores:

• Os indicadores servem para indicar se uma solução é ácida, básica ou neutra.
• São materiais naturais ou sintéticos que alteram a cor na presença de soluções ácidas, básicas ou neutras. 

• Os indicadores mais utilizados são a fenolftaleína e o azul de tornesol.
  
  
  
  
  

                                                                                           

                   

Reacções químicas

Combustões

As combustões são reacções químicas onde existe um combustível e um comburente. É sempre necessária a presença do oxigénio.

Combustão viva

• Nas combustões vivas há formação de chamas e são libertados óxidos.

• Os reagentes são o combustível e o comburente. O combustível é a substância que arde e o comburente é a que reage.

   Equação Química:

    Combustível+  Comburente -> Óxido

    Carbono (s) + Oxigénio (g) -> Dióxido de Carbono (g)

  

            C       +         2O       ->              CO2

   

Combustão lenta

• Na combustão lenta não há formação de chama.

• Um exemplo de uma combustão lenta é a oxidação do ferro ou a respiração celular que gera a energia indispensável ao ser humano.

   Equação Química – Oxidação do ferro:

     Combustível + Comburente -> Óxido

       Ferro (s)  + Oxigénio (g) -> Óxido de ferro

   Respiração celular:

   Combustível + Comburente -> Óxidos 

   Glicose (s)   + Oxigénio (g) -> Dióxido de Carbono (g) + Água (g) :