PLANO DE AULA - LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERMOLECULARES.

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PLANO DE AULA
1. IDENTIFICAÇÃO
Instituição: Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Londrina 
Disciplina: Química 
Professora: Carolina Sala de Moreis 
Tema: Ligações Químicas e Interações Intermoleculares 
Público Alvo: Alunos do 1º ano do Ensino Médio. 
Tempo de duração: 40 minutos.
2. OBJETIVOS
2.1 Geral: 
Oferecer subsídios teóricos necessários a compreensão da ciência química.
Mostrar aos alunos a importância, a presença e a relação dos compostos químicos em sua vida.
2.2 Específico: 
Compreender a importância das ligações químicas para a formulação das substâncias.
Entender as diferenças entre as interações intermoleculares.
Verificar os diferentes tipos de ligações químicas e determinar a classificação. 
3.CONTEÚDO PROGRAMÁTICO: 
Unidade I: Ligações Químicas
3.1 Ligação iônica 
3.2 Ligações covalentes
3.3 Ligação Metálica
Unidade II: Interações Intermoleculares
3.4 Dipolo – Dipolo 
3.5 Dipolo Induzido (Forças de London)
3.6 Ligação de Hidrogênio
4.INTRODUÇÃO
Existem combinações de cerca de 90 elementos químicos, na qual permite formar milhares de substâncias, sendo assim existem diversos modelos que se propõem a esclarecer tais combinações.
O modelo mais comumente utilizado para esclarecer essas combinações se baseia na chamada regra do octeto, onde em suma os elementos, com a exceção do hidrogênio, buscam possuir 8 elétrons em sua camada de valência.
5.DESENVOLVIMENTO
5.1 Ligação Iônica:
Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e quebradiços e solubilizam- se facilmente em solventes polares, por exemplo, a agua. Consideremos a reação química entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, e vejamos o que irá acontecer com as suas configurações eletrônicas.
Figura 1 - Fonte: Imagens Google.com.br
O sódio apresenta 1 elétron na última camada (3s1), se ele perder este elétron passara a ter como última, a segunda camada contendo 8 elétrons (2s2 2p6).
Figura 2 - Fonte: Imagens Google.com.br
O cloro apresenta 7 elétrons na última camada (3s2 3p5). Se ele ganhar um elétron passar a ter uma composição eletrônica semelhante a de um gás nobre. Neste exemplo, o átomo de sódio entrega definitiva mente um elétron ao átomo de cloro. Desse modo, forma - se um íon positivo (cátion Na+) e um íon negativo (aníon Cl-), ambos com o “octeto com leto” ou com “configuração de gás nobre”.
Figura 3 - Fonte: Imagens Google.com.br
Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os aníons se atraem e se mantem ligados pela chamada ligação iônica, originando assim a substancia cloreto de sódio. 
(Na+ Cl-), sal comum usado na cozinha. 
 
5.2. Ligação Covalente 
 
Na ligação entre dois átomos de cloro (elemento que tem a tendência a ganhar um elétron), se estabelece um par eletrônico entre os dois núcleos, resultante da atração mútuos por elétrons de ultimo nível.
Os compostos covalentes são geralmente formados pela combinação de ametal com ametal, ametal com hidrogênio ou hidrogênio com hidrogênio, isto e, entre átomos que desejam receber elétrons para completar 8 na última camada eletrônica. Neste caso cada átomo atrai um elétron do outro átomo e vice- versa. Temos então um par de elétrons “presos” entre dois átomos. Possuem, em geral baixos pontos de fusão e ebulição e, na maioria dos casos, não conduzem corrente elétrica. 
Figura 4 - Fonte: Imagens Google.com.br
5.3 Ligação Metálica 
São uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir sem metais, mas sempre com predominância dos elementos metálicos. Podemos dizer que as ligas metálicas tem maiores aplicações que os próprios metais puros. 
Figura 5 - Fonte: Imagens Google.com.br
Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a consequente formação de cátions, que formam as células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de elétrons livres.
Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons.
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou "mar" de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos unidos.
  
Figura geométrica do NaCl (cloreto de sódio)
Figura 6 - Fonte: Imagens Google.com.br
São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, como por exemplo o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência à tração.
5.4 Interações Intermoleculares 
Substâncias com ligações covalentes possuem propriedades muito distintas, sugerindo que existam forças atuando além das ligações químicas. As forças que ocorrem entre moléculas chamamos de forças ou interações intermoleculares.
INTERAÇÕES DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO
Também conhecida como forças de London ou de van der Waals, essas interações ocorrem entre moléculas apolares.
As moléculas apolares são eletricamente neutras, mas possuem uma nuvem de elétrons que estão em constante movimento. Os elétrons podem se deslocar para um dos extremos da molécula, criando um dipolo instantâneo. Os elétrons da molécula vizinha também se deslocarão, e será criado assim um dipolo nessa molécula (dipolo induzido).
Essas duas moléculas terão uma força de atração entre elas. Essa interação pode ocorrer sucessivamente entre as moléculas vizinhas em uma fração de segundos.
Essa é a interação intermolecular mais fraca.
INTERAÇÕES DIPOLO – DIPOLO
Ocorre entre moléculas polares, ou seja, moléculas que já possuem um dipolo.
Uma molécula polar possui uma extremidade com carga parcial negativa (onde se encontra o elemento mais eletronegativo) que irá atrair a extremidade positiva de uma molécula vizinha e assim sucessivamente.
Essa interação é cerca de 10 vezes mais forte que a de dipolo instantâneo – dipolo induzido.
INTERAÇÕES DO TIPO LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
Um caso particular das interações dipolo-dipolo são as interações do tipo ligações de hidrogênio. Ocorre quando um átomo de hidrogênio está ligado a um dos três elementos mais eletronegativos (F, O ou N).
Nesses casos, o elemento eletronegativo deslocará a nuvem eletrônica para si e o hidrogênio ficará deficiente de elétrons, acarretando em uma carga parcialmente positiva. Essa deficiência fará o hidrogênio interagir com a parte negativa da molécula vizinha e assim sucessivamente.
Essa interação é mais forte que dipolo instantâneo – dipolo induzido e dipolo – dipolo.
INTERAÇÕES ÍON-DIPOLO
A interação que ocorre entre uma substância covalente polar e uma substância iônica.
A substância iônica é formada por cátion (íon positivo) e ânion (íon negativo). Caso esses íons se aproximem de uma molécula polar, haverá uma atração entre a extremidade positiva da molécula e o ânion. Também haverá atração entre a extremidade negativa da molécula e o cátion.
Quando dissolvemos NaCl (substancia iônica) na água (substância covalente polar), o NaCl se dissocia em Na+ e Cl–que serão circundados por moléculas de água, que se agruparão de acordo com as cargas elétricas no sentido de estabilizá-las.
Essa interação é mais forte do que as interações entre moléculas covalentes.
Conhecendo as interações intermoleculares presentes nas moléculas de uma dada substância,podemos prever o estado físico dessa substância, por exemplo.
Compostos que possuem interações mais fortes entre suas moléculas tendem a ter pontos de fusão e ebulição mais altos. Já compostos cujas moléculas possuem interações fracas tendem a ter pontos de fusão e ebulição mais baixos.
6. METODOLOGIA
Apresentação na forma de aula expositiva, visando transmitir aos alunos os conceitos necessários para identificação das ligações iônicas e covalentes. 
7. RECURSOS DIDÁTICOS
Lousa e giz ou quadro branco e caneta Pilot.
8. AVALIAÇÃO
Não haverá avaliação nesta etapa da disciplina. 
9. BIBLIOGRÁFIA
FELT RE, Ricardo. Química Gera l. Vol. I, Ed. Moderna, 6°Ed., São Paulo/SP, 2004. 
FONSECA, Martha Reis Marques da. Química – Ensino Médio. V1. 1. Ed.–São Paulo: Ática, 2013.
REVISTA QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, 1995-2015. 
ROCHA, Júlio César; ROSA, André Henrique; CARDOSO, Arnaldo Alves. Introdução a Química Ambiental. 2ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2004. 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química geral, vol. único. 9ª edição. São Paulo: Editora Saraiva, 2013.