PILHA DE VOLTA

A primeira pilha elétrica foi inventada pelo físico Alessandro Volta, no início do século XIX, por volta de 1800.

Em 1750, o anatomista italiano Luigi Galvani (1717-1808) concluiu que a corrente elétrica tinha origem nos músculos dos animais, enquanto realizava experiências de anatomia com sapos.

Volta teve uma ideia diferente da de Galvani.
Este chegou à conclusão de que a eletricidade tinha origem nos metais.
Para o conseguir provar, Alessandro trocou os tecidos de organismos vivos por ferro, cobre e uma flanela humedecida. 
Rapidamente concluiu que o seu raciocínio fazia sentido.

Assim, Volta construiu um equipamento capaz de produzir corrente elétrica continuamente: a pilha de Volta.
Para a construir, o físico empilhou várias discos de zinco e de cobre, separando-os por pedaços de tecidos embebidos numa solução de ácido sulfúrico.
A sua pilha produzia energia elétrica sempre que lhe era ligado um fio condutor aos discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.


Volta ainda designou as duas lâminas por elétrodos positivos e negativos; e a água salgada por eletrólito.

constituição da pilha de Volta

Alessandro Volta

pilha de Volta

Relativamente às pilhas atuais, estas são designadas por pilhas secas e são baseadas na pilha de Volta.

As mais vulgares têm na sua constituição uma barra de grafite - o elétrodo positivo;

cercado por uma pasta embebida em solução condutora - o eletrólito; 

estando este conjunto dentro dum copo de zinco - o elétrodo negativo.

Muitas pilhas são associações em série destes conjuntos. Nas associações de elementos de pilha em série, o elétrodo positivo de um conjunto está ligado ao elétrodo negativo de outro conjunto e assim sucessivamente.

pilhas atuais

FORÇAS

A força traduz a interação entre os corpos.
É uma grandeza vetorial.
A sua unidade no SI é Newton.

Tipos de forças:

• À distância: força de atração gravitacional, força magnética, força eletrostática
• De contacto

                 
Força resultante - soma vetorial de todas as forças.

Sistemas de forças:
-Forças concorrentes com ângulos de 90º graus - usa-se o teorema de pitágoras para calcular a intensidade da força resultante:

• Fr (ao quadrado) = F1 (ao quadrado) + F2 (ao quadrado)

-Forças concorrentes com ângulos que não sejam iguais a 90º graus - não se pode calcular F2 pelo teorema de pitágoras

forças concorrentes com ângulos de 90º graus

forças concorrentes que não sejam iguais a 90º graus.

Características do vetor força:

• ponto de aplicação no centro do corpo
• direção - horizontal, vertical, diagonal
• sentido - da esq para dir; da dir para esq; de cima para baixo; de baixo para cima
• intensidade ou valor da força

MOVIMENTOS

Movimento e repouso de um corpo são conceitos relativos pois dependem de um referencial (local ou objeto a partir do qual se faz a observação).

Movimento de um corpo 
Há variação da posição que o corpo ocupa, em relação a um referencial.

Repouso de um corpo
Não há alterações da posição, em relação ao referencial.

Tipos de trajetória:

• retilínea - em linha reta
• curvilínea - circular, elíptica ou parabólica

LIÇAÇÕES QUÍMICAS

Ligação Covalente 

A ligação covalente consiste na partilha de electrões entre dois átomos.
Ou seja, o átomo precisa dos seus próprios electrões mas também precisa dos electrões do outro átomo, pois os núcleos têm força suficiente para os atrair.

Dentro das ligações covalentes, existem três tipos de ligações:

• Simples:
  Cada átomo partilha o seu eletrão com o outro átomo.
• Dupla:
  Cada átomo partilha dois eletrões com o outro átomo.
• Tripla:
  Cada átomo partilha três eletrões com o outro átomo.

Polaridade das moléculas

• ApolarNas moléculas apolares as pequenas diferenças de carga, pelo facto de os electrões se movimentarem mais numa zona do que noutra, vão anular-se. 
• Polar
  No caso das moléculas polares, existem zonas que não são compensadas, estas não se anulam como no caso da molécula de H2, e então o balanço será um excesso de uma pequena carga. 

Geometria das moléculas

Ligação Iónica

A ligação iónica forma-se a partir de iões. Os metais têm tendência a formar iões positivos e os não-metais a formar iões negativos. Estes iões formados passam a sofrer forças e atraem-se de modo a formar a ligação iónica.
Propriedades das substâncias iónicas: 

• têm pontos de fusão muito elevados; 
•  são duras e quebradiças; 
•  não conduzem a corrente eléctrica no estado sólido; 
•  em solução aquosa ou quando fundidas são boas condutoras da corrente eléctrica.

Ligação Metálica 

Um sólido metálico consiste num “arranjo” ordenado de átomos do elemento que forma o metal. As nuvens electrónicas do átomo e átomos vizinhos confundem-se e esses electrões podem movimentar-se ao longo dos eletrões livres. Deste modo são atraídos não só pelo seu núcleo mas também pelos núcleos dos átomos vizinhos.
Propriedades das substâncias metálicas: 

•  são boas condutoras da corrente eléctrica e do calor; 
•  são maleáveis e dúcteis; 
•  apresentam brilho metálico.

A TABELA PERIÓDICA

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


 É muito útil para prever as características e propriedades dos elementos químicos. Serve para ver, por exemplo, o comportamento de átomos e das moléculas deles formadas, ou entender por que certos átomos são extremamente reativos e outros são praticamente inertes, ou seja, não reativos. 

.Na T.P as linhas equivalem aos PERÍODOS, logo, se esta apresenta 7 linhas apresenta, assim, 7 períodos.
Na TP as colunas equivalem aos GRUPOS, logo, se esta apresenta 18 colunas apresenta, assim, 18 grupos.


Os elementos representativos encontram-se nos grupos 1,2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18.
Os elementos de transição encontram-se nos grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12

O grupo 1 equivale à Família dos metais alcalinos --> tem 1 eletrão de valência --> tendência a formar iões monopositivos.
O grupo 2 equivale à Família dos metais alcalino-terrosos --> tem 2 eletrões de valência --> tendência a formar iões dipositivos.
O grupo 17 equivale à Família dos halogéneos --> tem 7 eletrões de valência --> tendência a formar iões mononegativos.
O grupo 18 equivale à Família dos gases nobres, raros ou inertes --> são ESTÁVEIS, têm o último nível de energia totalmente preenchido.





Os elementos químicos podem ainda ser classificar-se em três categorias:

METAIS

 

Bons condutores de calor e de electricidade

Geralmente sólidos à temperatura ambiente

NÃO - METAIS

 

Maus condutores de calor e de electricidade

Menor uniformidade nas suas propriedades do que os metais

 SEMI - METAIS

 

Propriedades intermédias entre os metais e os não-metais

TAMANHO DOS ÁTOMOS
Na T.P o raio atómico diminui ao longo do período e aumenta ao longo do tempo.
O tamanho do átomo aumenta ao longo do grupo porque aumenta o número de níveis de energia.
O tamanho do átomo diminui ao longo do período porque ao aumentar o número de eletrões no mesmo nível de energia, a nuvem eletrónica contrai-se.

Evolução dos Modelos Atómicos

ATÉ HOJE JÁ EXISTIRAM CINCO MODELOS ATÓMICOS DIFERENTES.



MODELO ATÓMICO DE DALTON

O primeiro foi criado por John Dalton, no século XIX.

Dalton dizia que os átomos eram partículas pequenas, indivisíveis e indestrutíveis. 
Dizia, também, que cada elemento químico era constituído por um tipo de átomos iguais entre si e que, quando combinados, estes átomos formavam compostos novos.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

O segundo modelo atómico foi criado por Joseph Thomsom.
Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos, os eletrões,
e provou assim que os átomos não eram indivisíveis.
Devido a isto Thomson formulou a teoria de que os átomos eram uma esfera com carga elétrica positiva onde estavam os eletrões suficientes para que a carga total do átomo fosse nula.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

O terceiro modelo foi criado por Rutherford.

Rutherford dizia que a maior parte do átomo era espaço vazio e que a carga positiva estava localizada no núcleo, logo este tinha a maior parte da massa do átomo.

Rutherford descobriu, também, a existência dos protões, que são as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

O quarto modelo foi criado por Bohr.Bohr dizia que no átomo, os eletrões andavam à volta do núcleo, em órbitas circulares e com diferentes niveis de energia.
Ou seja, cada órbita tinha um certo valor de energia.

MODELO DA NUVEM ELETRÓNICA

Este modelo é o utilizado atualmente.

O modelo da nuvem eletrónica explica que o núcleo contem protões (carga positiva) e neutrões (carga neutra).
Explica também que os eletrões "andam" à volta do núcleo pois não têm órbita, e portanto rodam em torno do núcleo de uma forma irregular. Estes eletrões andam a grandes velocidades, formando uma nuvem uniforme, que é então chamada hoje de Nuvem Eletrónica.

A DUREZA DA ÁGUA

Dureza da água é a propriedade relacionada com a concentração de iões (átomos ou moléculas) de determinados minerais dissolvidos na água. A sua dureza é essencialmente causada pela presença de sais de Cálcio e Magnésio.

Uma água é considerada “dura” quando contém na sua composição uma quantidade alta destes sais e “macia” quando os contém em pequenas quantidades.

As águas provenientes de zonas calcárias são mais duras do que as águas provenientes de zonas graníticas.

Dureza temporária e dureza permanente

--> A dureza temporária é gerada pela presença de carbonatos e bicarbonatos e pode ser eliminada através de uma fervura.

--> A dureza permanente é gerada pela presença de cloretos, nitratos e sulfatos. Estes não podem ser fervidos.

 A dureza temporária e a dureza permanente originam a dureza total.

Como se pode ver no mapa, a dureza da água muda de região para região. Esta pode ser macia (norte de Portugal), média (região de lisboa) e dura (região de leiria e sul de Portugal).

Dureza da água em Portugal