Circuitos eléctricos

 Os aparelhos eléctricos só funcionam quando liga-dos a uma fonte de energia eléctrica. Durante o funcionamento destes aparelhos estes recebem energia eléctrica, que transformam noutros tipos de energia. Por isso chamam-se receptores de energia eléctrica.
A tomada e a lâmpada são dois exemplos de fontes e receptores de energia eléctrica.

Quando se liga o receptor e a fonte de energia devidamente estabelece-se um circuito fechado.

Todos os dispositivos têm dois terminais. Nas pilhas temos o pólo positivo (+) e o pólo negativo (-). 
Há dispositivos chamados interruptores que permitem ligar e desligar os receptores. Os interruptores também têm dois terminais. 
Quando o interruptor está aberto não há passagem de corrente eléctrica, mas quando está fechado existe passagem de corrente eléctrica ou seja a lâmpada acende.

A     B

 interruptor aberto

 interruptor fechado

 lâmpada

pilha




Quando ligas cada um dos terminais da lâmpada a um dos pólos estabeleces um circuito eléctrico fechado, ou seja a lâmpada acende.


A electricidade é um movimento orientado de cargas eléctricas através de um circuito fechado. É possível observar os seus efeitos no dia-a-dia.

Outros compostos de carbono

Álcoois


o etanol ou álcool etílico, é um líquido incolor e inflamável que tem um cheiro característico. É um solvente valioso e matéria-prima de muitas sínteses orgânicas. 
O etanol pertence a um grupo designado de álcoois.
As moléculas dos álcoois possuem em comum um grupo característico hidroxilo - OH

O nome dos álcoois deriva do nome dos respectivos hidrocarbonetos adicionando-lhes terminações:

• ol - se é um monoálcool
• diol - se é um diálcool
• triol - se é um triálcool

Cetona e aldeídos

A acetona é um líquido incolor, inflamável, de cheiro característico e com grande interesse industrial.

A acetona ou propanona pertence a um grupo de compostos que se designam por cetonas.

As suas moléculas têm em comum um grupo característico carbonilo:

Há outro tipo de compostos orgânicos que também possui o grupo carbonilo, mas localizado no extremo da cadeia. Estes compostos designam-se por aldeídos.

O aldeído que possui uma cadeia com três átomos de carbono chama-se propanal.

Ácidos carboxílicos

O ácido acético ou ácido etanóico é um composto de carbono muito importante para a industria. 

O ácido acético pertence a um grupo de compostos designados por ácido carboxílicos. As suas moléculas têm em comum o grupo característico carboxilo.

O nome dos ácidos carboxílicos deriva do nome dos correspondentes hidrocarbonetos ao qual se acrescenta a terminação óiço, iniciando-se pela palavra ácido.

Compostos de Carbono

Carbono


Pertence ao grupo 14 e encontra-se no 2º período. O seu número atómico é 6, por isso possui 4 electrões de valência. É um não-metal.


Hidrocarbonetos são compostos constituídos por carbono e hidrogénio. Se entre os átomos de carbono existem apenas ligações covalentes simples, chamam-se hidrocarbonetos saturados ou alcanos.
Se o hidrocarboneto tiver uma ou mais ligações covalentes dupla, chamam-se alcenos. 
Se o hidrocarboneto tiver uma ou mais ligações covalentes triplas, chamam-se alcinos.
Os hidrocarbonetos com ligação covalente dupla e tripla chamam-se hidrocarbonetos insaturados.




Alcanos














Os alcanos têm sempre uma terminação em - ano
E os prefixos são sempre:
Met - 1 átomo de carbono
Et - 2 átomos de carbono
Prop - 3 átomos de carbono
But - 4 átomos de carbono
...




Alcenos

Os alcenos têm sempre uma terminação em - eno
O alceno mais simples é o eteno.




Alcinos














Os alcinos têm sempre uma terminação em - ino
O alcino mais básico é o etino.




Hidrocarbonetos de cadeia cíclica


Até agora, considerámos apenas hidrocarbonetos de cadeia aberta. Há ainda um conjunto de hidrocarbonetos em que os átomos de carbono se ligam entre si formando anéis. A estes chama-se hidrocarbonetos de cadeia fechada ou cíclica.

• Por exemplo o ciclo-hexano é um hidrocarboneto de cadeia cíclica saturado. A sua fórmula molecular é C₆H₁₂. Tem um anel com seis átomos de carbono na sua constituição.

• Outro exemplo é o benzeno. O benzeno é um hidrocarboneto de cadeia cíclica insaturado. A sua fórmula molecular é C₆H₆. Tem um anel com seis átomos de carbono na sua constituição.

Representação do anel benzénico:












Síntese

Propriedade das substâncias moleculares, iónicas e metálicas

Substâncias moleculares


As substâncias moleculares são constituídas por moléculas. Estas têm uma força de coesão fraca e um ponto de ebulição baixos. São substâncias más condutoras eléctricas quando sólido, pois quando substâncias aquosas se forem apolares são más condutoras, mas se forem polares são boas condutoras. Quando à temperatura ambiente podem se encontrar no estado gasoso, líquido ou no sólido.


Substâncias iónicas


As substâncias iónicas são constituídas por iões positivos e negativo. Estas têm uma forte força de coesão e um ponto de ebulição elevado. São substâncias que quando sólidas são más condutoras eléctricas mas quando fundidas, ou em solução aquosas são boas condutoras. São sólidas à temperatura ambiente, são duras, quebradiças e não deformáveis. São quebradiças pois, quando sujeitas a forças, se os iões se deslocam muito das suas posições de equilíbrio, aumenta a repulsão entre iões com o mesmo tipo de carga, separando-se uns dos outros.

Substâncias metálicas


As substâncias metálicas são constituídas por iões positivos e electrões livres. Estas têm uma forte força de coesão e variáveis pontos de ebulição. São boas condutoras da electricidade. Isto deve-se ao facto de nos metais existirem electrões com grande mobilidade A maior parte encontra-se sólida à temperatura ambiente. São maleáveis, dúcteis, duras e não quebradiças.


Diamante e Grafite

O diamante e o grafite são formado por átomos unidos por ligações covalentes simples em toda a sua extensão. E estes têm uma forte força de coesão e um ponto de ebulição elevado. O diamante é um mau condutor mas o grafite é um bom condutor eléctrico. Ambos sólidos à temperatura ambiente. O diamante é muito duro (substância mais dura que existe na Natureza) e a grafite é mole, quebradiça e risca o papel. 

Ligações covalentes e iónicas

Este filme explica as ligações covalentes e iónicas. A primeira é a iónica e a segunda a covalente.

Ligações covalentes, iónicas e metálicas

Há dois tipos de ligações na molécula, as ligações intramoleculares e intermoleculares.

Ligações intramoleculares - intra quer dizer dentro por isso como o nome indica as ligações dão-se dentro da molécula.

Ligações intermoleculares - inter quer dizer fora por isso as ligações estabelecem-se entre as moléculas.

As ligações químicas podem ser:

Ligações covalentes - compartilha de electrões entre átomos de elementos com tendência para captar electrões. Esta ligação dá-se nos não metais e no hidrogénio.

Ligações iónicas - Atracção entre iões positivos e negativos. Os iões resultam da transferência de electrões de átomos com tendência a libertar electrões para átomos com tendência a captá-los. Esta ligação dá-se nos metais e não-metais.

Ligações metálica - 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. Esta ligação dá-se nos metais.

Moléculas Apolar e Polar

As moléculas diatómicas podem ser constituídas por átomos iguais ou átomos diferentes.
Se uma molécula tiver átomos iguais há nuvem electrónica simétrica logo a molécula é Apolar.
Se uma molécula tiver átomos diferentes a nuvem electrónica é assimétrica logo a molécula é Polar.
Se a molécula for Polar pode ter polos eléctricos:

• positivos (δ+)
• negativos (δ-)

Ligações químicas

Ligação covalente é uma ligação 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. Quando se liga dois átomos quimicamente forma-se uma molécula.

Uma ligação covalente simples é quando há partilha de um par de electrões por dois átomos, simboliza-se por um traço

Uma ligação covalente dupla é quando há compartilha de dois pares de electrões por dois átomos, simboliza-se por dois traços entre os átomos ligados.

Uma ligação covalente tripla quando há compartilha de três pares de electrões por doi átomos, simboliza-se através de três traços entre os átomos ligados

Formas das moléculas

A forma das moléculas depende da distribuição dos átomos no espaço.

Moléculas diatómicas

Todas as moléculas diatómicas têm geometria linear. São moléculas constituídas por dois átomos.

Moléculas triatómicas

As molécula triatómicas são constituídas por três átomos ligados entre si e estas podem possuir geometria linear ou angular.

linear - quando as ligações da molécula encontram-se alinhadas num ângulo de 180º

angular - quando o ângulo de ligação é inferior a 180º

Moléculas tetratómicas
As moléculas tetratómicas podem ter geometria:


triangular plana - se as ligações estão no mesmo plano, fazendo entre si um ângulo de 120º.
piramidal - quando as ligações não estão no mesmo plano, ficando o núcleo dos restantes três átomos.

Moléculas pentatómicas


Nestas moléculas, o núcleo de um dos átomos ocupa o centro de um tetraedro cujo vértices correspondem aos núcleos dos outros 4 átomos. As ligações  formam entre si ângulos com amplitude aproximada de 109º.

Tabela Periódica

Um vídeo para quem quer apreender a tabela periódica de uma forma fácil e prática.

Oxigénio

Tabela Periódica

Na tabela periódica os elementos estão dispostos por ordem crescente de número atómico.

O Hidrogénio é o primeiro elemento da tabela periódica.

Cada linha da tabela periódica corresponde a um período. Na tabela existem 7 linhas, ou seja 7 períodos.

Cada coluna da tabela periódica corresponde a um grupo. Na tabela existem 18 grupos.

Na tabela periódica temos 3 grandes conjuntos, os metais, os semi-metais e os não metais.

Na tabela periódica, os metais estão colocados à esquerda e os não metais à direita. Entre os metais e os não metais situam-se os elementos designados por semi-metais, por apresentarem propriedades semelhantes aos metais e aos não metais.

Os metais são substâncias elementares constituídas por átomos. Os metais mais abundantes na crosta terrestre é o alumínio e o ferro. As propriedades físicas e químicas dos metais são:

 

-São todos sólidos à temperatura ambiente ( à excepção do mercúrio, gálio, césio, e frânquio que são líquidos);

-São bastante densos;

-São maleáveis, isto é dobram facilmente sem se partirem;

-São bons condutores eléctricos e térmicos;

-Os metais são quase todos muito reactivos;

Os não metais são constituídos por corpúsculos que podem ser átomos ou moléculas.

As propriedades físicas e químicas dos não metais são:

-Existem em diferentes estados físicos à temperatura ambiente;

-Têm densidades muito diferentes;

-Quando sólidos são quebradiços;

-São maus condutores eléctricos e térmicos ( à excepção do grafite que é boa condutora eléctrica);

-Há metais pouco reactivos, embora o Oxigénio e o Cloro sejam tão reactivos como os metais.

O Hidrogénio não é considerado metal, não metal embora tenha os dois comportamentos dependendo da sitação em que se encontra, por isso podemos dizer que o Hidrogénio é ESPECIAL.

 

A distribuição electrónica de um elemento permite determinar o período e o grupo a que um elemento pertence.

Dependendo do número de níveis de energia depende o Período.

Dependendo do número de electrões de valência depende o Grupo.

Ex: 

Li: 2-1

- O lítio pertence ao 2º período, pois possui dois níveis de energia.
- O lítio pertence ao grupo 1, pois possui um electrão de valência.

Cl:-2-8-7

- O Cloro pertence ao 3º período, pois possui três níveis de energia. Existe um elemento especial na tabela periódica e é o Hidrogénio, que tanto pode se comportar como um metal ou como um não-metal.

- O Cloro pertence ao grupo 17, pois possui sete electrões de valência.

Na tabela periódica existem vários tipos de grupos. Existem:

O grupo 1 - metais alcalinos;

O grupo 2 - metais alcalino-terrosos;

O grupo 18 - gases nobres, raros ou inertes;

O grupo 17 - Halogéneos.

Os elementos que se localizam no mesmo grupo possuem propriedades físicas e químicas semelhantes pelo facto de possuírem estrutura electrónica semelhante.

Grupo 1 X⁺ 

Todos os elementos do grupo 1 têm um electrão de valência tendo tendência a perder um electrão formando iões monopositivos.Á medida que a nuvem electrónica aumenta, os electrões de valência encontram-se mais afastados do núcleo diminuindo a atracção ao núcleo sendo mais fácil "sair" do átomo, e por isso são mais reactivos.

₁H

₃Li

₁₉K

₃₇Rb

₅₅Cs

₈₇Fr

A reactividade e o tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo.

Reagem violentamente com a água formando hidróxidos.
 

Grupo 2 X²⁺ 

₄Be

₁₂Mg

₂₀Ca

₃₈Sr

₅₆Ba

₈₈Ra

A reactividade dos átomos aumenta ao longo do grupo, tal como o tamanho dos átomos.
Todos os elementos do grupo 2 têm tendência a perder 2 electrões de valência formando assim iões dispositivos.

Ao longo do grupo, o tamanho do átomos aumenta, porque aumenta o nº de níveis de energia

Ao longo do Período (linha) o tamanho dos átomos diminui, porque o nº de níveis de electrões aumenta no mesmo nível de energia, o que provoca uma concentração da nuvem electrónica

Reagem com a água formando hidróxidos, originando soluções alcalinas.
Grupo 17 Y^-

₉F

₁₇Cl

₃₅Br

₅₃I

No grupo 17 a reactividade diminui ao longo do grupo. Assim F é o mais reactivo (do grupo 17) e têm mais tendência a receber um electrão e I é o menos reactivo pois possui mais níveis de energia.
Têm tendência a  ganhar electrões formando iões mononegativos.

Grupo 18

₂He

₁₀Ne

₁₈Ar

₃₆Kr

₅₄Xe

₈₆Rn

O grupo 18 têm 8 electrões de valência  (excepto o Hélio que têm 2).
As substâncias são todas quimicamente estáveis e raras são todas gases à temperatura ambiente.
Não têm tendência a formar iões, pois têm o último nível de energia totalmente preenchido.

Agora que já sabemos algumas coisas temos de saber a diferença entre os grupos estudados e os outros.

Elementos representativos:
Grupo 1, 2, 13-18

Elementos de transição:
Grupo 3-12

Electrões de valência e níveis de energia

Os electrões da nuvem electrónica dos átomos não têm todos a mesma energia. Os electrões distribuem-se por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado número de electrões.

- O 1º nível de energia pode ter no máximo 2 electrões ( 2 x 1² )
- O 2º nível de energia pode ter 8 electrões no máximo ( 2 x 2² )
- O 3º nível de energia pode ter 18 electrões no máximo ( 2 x 3² )


O número máximo de electrões em cada nível é denominado pela expressão:

2n^2-

O valor n indica o nível de energia.

No último nível, qualquer que ele seja, o número máximo de electrões é oito. E a estes electrões chama-se electrões de valência.

Normalmente os electrões dos átomos possuem energia mais baixa possível. Quando se distribuem os electrões dos átomos por níveis de menor energia possível diz-´se que se faz a distribuição electrónica.

Ex: 

Fluor F

Os átomos de flúor têm 9 electrões distribuídos por dois níveis de energia:

- 1º nível - 2 electrões

- 2º nível - 7 electrões

A distribuição electrónica dos átomos de flúor é:

2 - 7

Os átomos de flúor, cuja distribuição electrónica é 2 - 7, possuem 7 electrões de valência.

Se um átomo perde electrões, fica com mais protões do que electrões. A sua carga nuclear é superior à carga total dos electrões. O átomo transforma-se num ião positivo.

Agora se um átomo ganha electrões, fica com mais electrões do que protões. A sua carga electrónica é superior à carga nuclear. O átomo transforma-se num ião negativo.

Ás vezes os átomos têm tendência a ganhar e perder electrões. Muitos átomos transformam-se em iões para que a sua nuvem electrónica passe a ficar com o número máximo de electrões de valência, tornando-se mais estáveis.

Ex 

Os átomos com bastantes electrões de valência têm tendência a captar electrões originando iões negativos.

O átomo de flúor F tem tendência para se transformar no ião fluoreto F^--

Os átomos com poucos electrões de valência têm tendência a perdê-los originando iões positivos

O átomo potássio K tem tendência par se transformar no ião potássio K ⁺