Polaridade das moléculas

Polaridade das moléculas

As moléculas podem ter pólos (moléculas polares) ou não (moléculas apolares).

Moléculas diatómicas > Nuvem electrónica simétrica > Molécula apolar

(átomos iguais)

Moléculas diatómicas> Nuvem electrónica assimétrica> Molécula polar

(átomos diferentes)

Pólos eléctricos

Nas moléculas polares existem assim dois pólos:

- O pólo positivo

- O pólo negativo

Moléculas poliatómicas

Ex: H2O

Esta molécula é polar, pois é assimétrica, o seu pólo negativo é o átomo de oxigénio (O) e os pólos positivos são os átomos de hidrogénio (H).

Ex: CO2

Esta molécula é apolar, pois é simétrica.

geometria molecular

Geometria molecular

A geometria molecular é a forma como os átomos estão distribuídos numa molécula.

Geometria linear - forma um ângulo de 180º entre os átomos

Exemplo: CO2



Geometria Triangular - parece-se a um triângulo

Exemplo: H2O



Geometria piramidal - assemelha-se a um triângulo, os átomos não se encontram todos no plano.

Exemplo: NH3




Geometria tetraédrica - Tem 4 faces.

Exemplo: CH4

Fórmula de estrutura

Fórmula de estrutura

Tal como a notação de Lewis a fórmula de estrutura é a representação de uma ligação química.
É semelhante à notação de Lewis mas cada par de electrões é representado com uma linha em vez de duas cruzes ou dois pontos.

Exemplo:

H2O:

1H - 1 electrão de valência ----->

8O - 2-6 - 6 electrões de valência -->


Ligação química:


Notação de Lewis:



Fórmula de estrutura:

Ligação covalente

Ligação covalente

É a ligação química responsável pela formação de moléculas, os electrões de valência são partilhados.

Exemplos:

partilha de 2 electrões de valência ---> Ligação covalente simples

(1 par)




partilha de 4 electrões de valência ---> Ligação covalente dupla
(2 pares)




partilha de 6 electrões de valência ---> ligação covalente tripla
(3 pares)

Ligação iónica

Ligação iónica

É uma ligação química estabelecida entre metais do grupo 1 ou 2 e não metais do grupo 17. O metal cede um electrão ao não metal, formando-se assim uma substância iónica.

Exemplo:

LiF (Floreto de Lítio)

Li -----> Li+ (+ 1 e-) - cedência de 1 electrão
F + e- ----->F- - aceitação do electrão cedido
Li+ + F- ----> LiF - formação do composto iónico

Notação de Lewis

Notação de Lewis

Numa interacção química só intervêm os electrões de valência. A notação de Lewis representa então isso mesmo:
- É representado o símbolo do elemento químico e à sua volta uma cruz ou ponto por cada electrão de valência da seguinte forma:

Esta representação é apenas utilizada para os elementos representativos.

Ligação química

O que é uma ligação química?
A ligação química é o conjunto de forças que mantém os átomos estáveis, unindo as cargas positivas às negativas.

Tipos de ligação química

Existem três tipos de ligação química:

- Ligação iónica
- Ligação covalente
- Ligação metálica

tamanho e reactividades dos átomos

Tamanho dos átomos

O tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo, pois o número de níveis de energia também aumenta, no entanto, ao longo dos períodos o tamanho dos átomos diminui, pois o nº de electrões de valência aumenta fazendo com que haja uma "contracção" do átomo, tornando-se mais pequeno.

Reactividade dos átomos

Nos grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcalino-terrosos) a reactividades dos átomos aumenta ao longo do grupo, sendo os metais alcalinos mais reactivos que os metais alcalino-terrosos.

Metais alcalinos - o Lítio é o menos reactivo do grupo e o Frâncio o mais reactivo do grupo e de toda a tabela periódica.

2º Período Li
3º Período Na
4º Período K
5º Período Rb
6º Período Cs
7º Período Fr

Metais alcalino-terrosos - o Berílio é o menos reactivo do grupo e o Rádio o mais reactivo.

2º Período Be
3º Período Mg
4º Período Ca
5º Período Sr
6º Período Ba
7º Período Ra

No grupo 17 (halogéneos) a reactividade diminui ao longo do grupo, pois o tamanho dos átomos aumenta ao longo do grupo e quanto mais pequeno for o átomo melhor atraem os electrões e mais reactivos são.

Halogéneos - o Flúor é o mais reactivo do grupo e o Ununséptio é o menos reactivo

2º Período F
3º Período Cl
4º Período Br
5º Período I
6º Período At
7º Período Uus

Tabela periódica - grupos

Tabela periódica






Da tabela periódica destacamos alguns grupos:

• Grupo 1:
  

Grupo ou família dos metais alcalinos, têm 1 electrão de valência e tendência a perdê-lo formando iões monopositivos (com 1 carga positiva).

• Grupo 2:

Grupo ou família dos metais alcalino-terrosos, têm 2 electrões de valência e tendência a perdê-los formando iões dipositivos (com 2 cargas positivas).

• Grupo 17:

Grupo ou família dos halogéneos, têm 7 electrões de valência tendo tendência a ganhar um electrão formando iões mononegativos (com 1 carga negativa).

• Grupo 18:

Grupo ou família dos gases nobres, raros ou inertes, têm 8 electrões de valência, não tendo tendência a formar iões, pois têm o último nível de energia totalmente preenchido.


Nota conclusiva: para os elementos representativos, o algarismo das unidades do grupo corresponde ao número de electrões de valência.

Tabela periódica - metais, não metais e semi-metais

Tabela periódica




vermelho - metais
verde - semi-metais
azul - não metais

• Metais:

São os elementos da tabela periódica que têm certas características físicas...

1. Brilho metálico
2. Maleabilidade e ductilidade
3. São sólidos à temperatura ambiente (excepto o Gálio e o Mercúrio)
4. A maioria tem pontos de fusão elevados.
5. São bons condutores térmicos e eléctricos

...e químicas

1. Reagem com o oxigénio formando óxidos base
2. Reagem com ácidos e com água
3. Formam iões positivos (catiões)

• Não metais

Têm as seguintes características físicas...

1. Não têm brilho metálico
2. Não são dúcteis nem maleáveis - facilmente quebráveis
3. Existem nos 3 estados físicos à temperatura ambiente
4. Têm pontos de fusão e de ebulição baixos

...e químicas

1. Reagem com o oxigénio formando óxidos ácidos
2. Não reagem com ácidos
3. Formam iões negativos (aniões)

• Semi-metais

Têm propriedades semelhantes tanto a metais como a não metais.

• Hidrogénio
  

O hidrogénio não faz parte de nenhum destes grupos pois por vezes comporta-se como um metal e por outras como um não metal.

Tabela periódica

Tabela periódica:

A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função das suas propriedades.

• Grupos:

Cada uma das colunas da tabela periódica é denominada de grupo ou família, os grupos estão numerados de 1 a 18.

• Períodos:

Cada linha da tabela corresponde a um período, sendo estes numerados do 1º ao 7º.

• Elementos representativos:

Os elementos dos grupos 1, 2, 3, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 são denominados de elementos representativos.

• Elementos de transição:

Os elementos dos grupos 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12 são chamados elementos de transição.

Formação de iões

Formação de iões

Para um átomo ser considerado estável deve ter 8 iões de valência, ou 2 se só tiver um nível de energia. Quando não os tem ele pode ter tendência a ganhar ou a perder electrões, formando assim iões, partículas com carga eléctrica.

Exemplo:

11Na --> 2 - 8 - 1

- Como só tem um electrão de valência o átomo tem tendência a perdê-lo:

..........-1 electrão
11Na -----------------> 11Na+

Níveis de energia e Distribuição electrónica

Níveis de energia

Dentro da nuvem electrónica nem todos os electrões têm a mesma energia, distribuindo-se assim pelos vários níveis de energia.

Essa distribuição é feita de acordo com várias regras e chama-se distribuição electrónica.

Distribuição electrónica

Para distribuir os electrões pelos vários níveis de energia é necessário saber que:
- o número de electrões que podem haver em cada nível é calculado pela seguinte fórmula:
2x nº do nível de energia ao quadrado.
- no último nível, qualquer que ele seja, o número máximo de electrões é 8. O electrões do último nível de energia chamam-se electrões de valência.
- os electrões distribuem-se do nível mais baixo para o nível mais alto de energia.

Exemplo:

Mg - O magnésio tem 12 electrões, distribuímo-los da seguinte maneira:

---->1º nível: 2 electrões.
---->2º nível: 8 electrões.
---->3º nível: 2 electrões.

Representamos a distribuição desta forma:

2 - 8 - 2

Isótopos

Isótopos

São átomos com o mesmo nº atómico (mesmo elemento químico) mas com nº de massa diferente (nº de neutrões diferentes).


Importância dos isótopos
Os isótopos têm muita importância na nossa vida como utilidade na medicina e na indústria nuclear.
O isótopo Carbono12 é a unidade padrão da massa atómica, o Carbono14 é usado na datação radiométrica, o processo que ajuda a reconstruir a sequência de eventos pré-históricos e a datar históricos. O Carbono11 é radioactivo sendo utilizado no exame PET em medicina nuclear.
O elemento Krípton tem um isótopo Kr81 que é utilizado para realizar exames cardíacos e para estudar o pulmão. Também o isótopo I131 (iodo) é usado na medicina para identificar tumores malignos.


utilização do isótopo Tecnécio 99m na medicina nuclear

Número atómico e número de massa, Nuclido

Número atómico

É o nº de protões que existe no átomo, caracterizando o elemento químico. É representado pela letra maiúscula Z.

Número de massa

É o nº de nucleões (protões + neutrões) do átomo. É representado pela letra maiúscula A.


Nuclido

É o nome dado à seguinte representação esquemática do átomo:

A
X
Z


A - nº de massa
Z - nº atómico
X - elemento químico

Exemplo: nuclido do potássio

39
k
19

Modelo atómico

Modelo atómico

Os átomos são as partículas constituintes de toda a matéria. Hoje sabemos que são constituídos por:

--> Núcleo (zona central) - onde se situam os:
--> protões - partículas com carga eléctrica positiva;
--> neutrões - partículas sem carga eléctrica.

-->Nuvem electrónica - onde se situam os:
--> electrões - partículas com carga eléctrica negativa.Ao longo dos anos foram surgindo vários modelos atómicos até se chegar ao actual:

- O modelo de Dalton - Dalton imaginava os átomos como corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis.


- O modelo de Thomson - Thomson descobriu através de experiências com tubos de descarga, os electrões. Este modelo previa que o átomo era afinal divisível.

- O modelo de Rutherford - Rutherford descobriu através de uma experiência que a maior parte do átomo seria espaço vazio e que no interior do átomo haveria uma zona central, muito pequena com carga positiva onde se concentraria toda a sua massa . Rutherford concluiu então que o átomo era constituído por um núcleo e por electrões que se moviam à sua volta como os planetas à volta do sol - em órbitas - criou assim o primeiro modelo atómico planetário.
- Modelo atómico de Bohr - Niels Bohr completou o modelo de Rutherford dizendo que os electrões se moviam em em órbitas circulares, cada órbita tinha um valor de energia e os electrões com mais energia orbitam mais longe do núcleo e os com menos energia mais perto do núcleo.
- O modelo da nuvem electrónica - actualmente sabe-se que os electrões não se movem em órbitas, movem-se de modo desconhecidos a velocidades elevadas formando uma nuvem que não é uniforme, a nuvem electrónica. A nuvem electrónica é mais densa perto do núcleo e menos densa longe dele sendo mais fácil encontrar electrões perto do núcleo.

Luz - cores

Cores primárias e secundárias da luz

As cores primárias da luz são o verde, o vermelho e o azul, que juntas formam a luz branca, tal como as cores secundárias: amarelo, azul ciano e magenta.



Cor dos objectos

A cor dos objectos resulta da luz que eles reenviam (reflexão difusa) para os nossos olhos, a qual depende:

- da sua composição química;
- da cor da luz com que o objecto é iluminado.

A cor que vemos resulta assim da absorção e da radiação incidente.

- Quando iluminados com luz branca:

- O objecto é preto se absorver todas as cores que nele incidem.
- O objecto é branco se não absorver nenhuma cor, a luz é reflectida na totalidade.
- O objecto é vermelho se absorver o azul e o verde e reflectir o vermelho.
Segue-se a mesma lógica para as outras cores.

- Quando o objecto não é de uma cor primária:

- O objecto é amarelo quando absorve o azul e reflecte o vermelho e verde.
Segue-se a mesma lógica para as outras cores.


- Quando a luz não é branca:

- Se um objecto for iluminado com luz da sua cor, apresenta a sua cor
- Se for iluminado com uma das cores que constituem a sua cor, apresenta essa cor. Por exemplo, um objecto amarelo iluminado com luz vermelha fica verde.
- Se for iluminado com luz de uma cor que este absorva, fica preto.

Dispersão da luz

Dispersão da luz

Quando a luz solar (luz branca) incide numa das faces de um prisma, a luz refracta-se, sofrendo uma decomposição nas sete cores do arco-íris (vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil, violeta). Esta decomposição acontece porque cada uma das cores viaja a velocidades diferentes e por isso separam-se umas das outras.

Arco-íris

O arco-íris forma-se quando está a chover e a fazer sol ao mesmo tempo. É um exemplo da dispersão da luz em que as gotas funcionam como um prisma. Na formação do arco-íris cada gota de água reflecte uma cor diferente. Para observar o arco-íris temos de nos colocar de costas voltadas para o Sol.

Propagação da luz

Propagação da luz

A luz propaga-se em linha recta e radialmente em todas as direcções num meio em que a sua velocidade de propagação seja constante.

Ao propagar-se a luz pode atravessar materiais translúcidos e transparentes, mas não consegue atravessar materiais opacos.























Como a luz se propaga em linha recta, sempre que existe um material opaco surge uma zona de sombra, que é a zona que a luz não consegue iluminar.
O observador encontra-se na zona de sombra

Fenómenos da luz

Reflexão da luz

A reflexão da luz é o fenómeno que acontece quando um raio de luz incide numa superfície e é reenviado, ou seja, reflectido. Existem dois tipos de reflexão:


- Reflexão regular - acontece quando os raios luminosos incidem numa superfície polida, os raios são reflectidos na mesma linha em que incidiram e é possível observar-se o reflexo. O exemplo de algumas superfícies polidas são um espelho ou um lago em que a água esteja lisa.





- Reflexão difusa ou difusão - acontece quando a superfície em que o raio incide é rugosa e por isso reflecte os raios numa linha diferente e já não é possível observar-se um reflexo.






Leis da reflexão da luz

Quando a luz se reflecte:
- o raio incidente, o raio reflectido e a normal estão no mesmo plano;
- os ângulos de incidência e reflexão têm a mesma amplitude



____ normal
i --> ângulo de incidência
r --> ângulo de reflexão
---> raio incidente e raio reflectido

Refracção da luz

Quando a luz passa de um meio óptico para outro, onde a velocidade de propagação é diferente acontece a refracção. Normalmente, ao refractar-se a luz muda de direcção:

- Quando a velocidade no segundo meio é inferior à velocidade do primeiro, o raio refractado aproxima-se da normal, caso contrário, afasta-se.

- Quando o ângulo de incidência é de 0º, ou seja, quando o raio incide perpendicularmente, não há mudança de direcção.


Nesta imagem o segundo meio tem uma menor velocidade que o primeiro, por isso o raio aproxima-se da normal.

Refracção total
Ocorre quando a luz, vinda do maio mais denso, incide na superfície de separação dos dois meios com um ângulo superior ao ângulo crítico. Quando acontece a refracção total, a luz acaba por ser reflectida.

- Ângulo crítico - é o ângulo de incidência que corresponde ao ângulo de refracção de 90º.

Luz

Ondas Luminosas

As ondas luminosas são ondas transversais, o que significa que a direcção da perturbação é perpendicular à direcção da propagação. São ondas electromagnéticas e não mecânicas. ou seja, podem propagar-se no vazio pois não necessitam de um meio de propagação. Estas ondas "viajam" a cerca de 300000 km/s no vazio e no ar.

Corpos luminosos e corpos iluminados

Os corpos luminosos têm luz própria, e são por isso fontes luminosas. Dentro das fontes luminosas podem classificar:
- Fontes luminosas naturais - como o sol
- Fontes luminosas artificiais - como um candeeiro






Os corpos iluminados são corpos sem luz própria que reflectem a luz emitida pelas fontes luminosas (corpos luminosos), como por exemplo a lua.

Sonar

O que é um sonar?

O sonar é um instrumento auxiliar da navegação que se localiza no casco dos barcos ou preso a um cabo no casco do barco. É utilizado para estudar os fundos oceanicos e, na pesca, para detectar cardumes de peixes.

Como funciona?

O sonar emite ultra-sons que se propagam na água reflectindo-se no fundo ou num peixe e sendo captadas novamente pelo radar onde é registado o tempo demorado, podendo assim calcular-se a distância a que os objectos se encontram. A este processo dá-se o nome de ecolocalização.

Ecolocalização

A ecolocalização é o processo já referido acima. Pode ser encontrada em vários animais como os morcegos ou os golfinhos. A ecolocalização usada nos radares é artificial e não alcança a mesma qualidade e perfeição da existente em alguns animais.

Fenómenos do som

Reflexão

Existem dois tipos de reflexão: o eco e a reverberação.

- Eco

O eco acontece quando o som ao embater numa superfície volta para trás continuando a propagar-se. Para este acontecimento se verificar é necessário um emisor, um obstáculo e uma distância igual ou superior a 17 m entre os dois, pois é necessária uma diferença de pelo menos 0,1 s entre o som original e o som reflectido.

- Reverberação

A reverberação dá-se quando o obstáculo se encontra a menos de 17 m. Neste caso existe apenas a sensação de prolongamento do som não se conseguindo distinguir o som original do som reflectido.

Espectro sonoro e nível sonoro

Espectro sonoro

É o conjunto de todas as frequências possíveis audíveis e não audíveis para o ser humano. A unidade de medida das frequências é Hertz (Hz).

Nível sonoro

Escala para avaliar a intensidade do som que usa como unidade de medida o decibel (dB).

Sons audíveis

Para um som ser audível para um ser humano tem de se ter em conta a frequência do som e o seu nível sonoro.

Propriedades do som

Intensidade

Representa-se pela amplitude das ondas. Os sons fortes são representados por ondas de maior amplitude e os sons fracos por ondas de menor amplitude.

Altura

Representa-se pela frequência das ondas. Quando a frequência é menor os sons são graves (baixos e grossos) e quando a frequência é maior os sons são agudos (altos e finos).

A - som grave; B - som agudo

Timbre

Permite-nos distinguir sons com a mesma altura e a mesma intensidade, produzidos por diferentes fontes sonoras. Por exemplo, a mesma nota musical tocada por dois instrumentos diferentes.

Características das ondas periódicas

Características das ondas periódicas

- Amplitude (A) - corresponde à distância máxima de elongação de uma onda.

- Comprimento de onda () - é a distância entre dois pontos que se encontram na mesma fase.

- Frequência da onda (f) - corresponde ao número de vibrações por unidade de tempo.