Evolução da Pilha

A história das pilhas teve um começo acidental, envolvendo Luigi Galvani, mas quem explicou corretamente a origem do facto foi o físico Alessandro Volta.

Em 1786, o anatomista italiano Luigi Galvani (1737-1798) dissecou uma rã sobre sua mesa, na qual se encontrava uma máquina eletrostática. Galvani observou contrações nos músculos do animal no momento em que seu assistente por acaso tocou com a ponta de seu bisturi no nervo interno da coxa da rã. Ou seja, isso acontecia no momento em que os tecidos da rã eram tocados por dois metais diferentes.

https://www.youtube.com/watch?v=Mulbf9W72ng - Experiência de Galvani

Galvani passou a defender, a partir de tal momento, uma teoria que tentava explicar esse fato: a teoria da “eletricidade animal”. Segundo Galvani, os metais eram apenas condutores da eletricidade, que na realidade estaria contida nos músculos da rã.

Entretanto, sua teoria estava errada e isso foi visto pelo físico italiano Alessandro Volta (1745-1827), que realizou vários experimentos e notou que quando a placa e o fio eram constituídos do mesmo metal, as convulsões não apareciam, mostrando que não havia fluxo de eletricidade. Assim, ele passou a defender o conceito (correto) de que a eletricidade não se originava dos músculos da rã, mas sim dos metais e que os tecidos do animal é que conduziam essa eletricidade.

Para provar que estava correto, Volta fez um circuito formado por uma solução eletrolítica, ou seja, uma solução com íons dissolvidos, que ele chamava de condutor úmido ou condutor de segunda classe, colocados em contato com dois eletrodos metálicos. Esses últimos, Alessandro Volta designava de condutores secos ou condutores de primeira classe.

https://www.youtube.com/watch?v=0YY3ZShwoWA - Pilha caseira

Ele fez isso por colocar um condutor úmido (que era uma solução aquosa salina) entre dois condutores secos (que eram metais ligados por um fio condutor). Nesse momento ele observou que se despertava o fluxo elétrico. Ele passou a entender também que dependendo dos metais que ele utilizava, o fluxo da corrente poderia ser maior ou menor. Desse modo, podemos admitir que a ideia do que é uma pilha já estava sendo entendida e explicada por Volta.

Em 1800, Volta criou a primeira pilha elétrica que passou a ser chamada de pilha de Volta, pilha Galvânica ou pilha voltaica e, ainda, “rosário”. Um esquema dessa pilha é mostrado abaixo: ele colocou um disco de cobre por cima de um disco de feltro embebido em uma solução de ácido sulfúrico e, por último, um disco de zinco; e assim sucessivamente, empilhando essas séries até formar uma grande coluna. O cobre, o feltro e o zinco tinham um furo no meio e eram enfiados numa haste horizontal, sendo assim conectados por um fio condutor.

Outro experimento de Volta em relação às pilhas foi a coroa de copos, em que ele colocava duas placas de metais diferentes interligadas por um fio condutor, mas separadas por soluções eletrolíticas.

Atualmente sabemos que o que ocorre em uma pilha, como essas criadas por Volta, é que a eletricidade tem seu fluxo do polo negativo, denominado ânodo, que se oxida, perdendo elétrons para o polo positivo, chamado de cátodo, que se reduz, ganhando elétrons.

Essas pilhas feitas em solução aquosa não são muito usadas hoje em dia; apenas em termos de pesquisa, mas elas foram o princípio que desenvolveu as modernas pilhas que conhecemos hoje como pilhas secas e que são bem mais práticas para usar e transportar, além de fornecer uma corrente elétrica satisfatória por muito mais tempo.

Em trânsito

Relatividade do movimento:

Movimento e repouso de um corpo são conceitos relativos, pois dependem de um referencial, que é o local a partir do qual se faz a observação).

Um corpo está em repouso em relação a determinado objecto ou ponto de referência se a sua posição não se alterar em relação a esse objecto ou ponto de referência, ou seja, podemos dizer que quando um corpo está em repouso não há alteração do corpo em relação ao referencial.

Um corpo está em movimento em relação a determinado objecto ou ponto de referência se a sua posição se alterar em relação a esse objecto ou ponto de referencia, ou seja, quando um corpo está em movimento há alteração da posição do corpo, em relação ao referencial.

Como por exemplo:

Vamos imaginar dois barcos, lado a lado, velejando à mesma velocidade:

Os dois barcos estão em repouso em relação um ao outro, mas estão em movimento em relação ao porto de onde sairam:

   

Porém em relação aos barcos, os passageiros que se encontram sentados lá dentro, estão em repouso:

Este, é um dos muitos exemplos que comprova que tudo depende do referencial.

Posição de um corpo: é o local onde se encontra o corpo, em relação ao referencial.

- em A e C o corpo encontrou-se em movimento.

- em B o corpo encontra-se em repouso.

                                                 ...ou seja...

     t  = [ 0;1] encontra-se em movimento

                           t = [ 1;3 ] encontra-se em repouso

 t = [ 3;4] encontra-se em movimento 

Trajetória de movimento:

                                                    

Trajetória - Linha imaginária que une as várias posições que o corpo ocupa ao longo do seu movimento. Ou seja, é a linha imaginária que descreve o movimento o movimento do corpo.

            Tipos de trajetória:

Retilínea: movimentos retilíneos (linha reta)   _______________________

Curvilínea: movimentos curvilíneos (linha curva)      

Trajetória circular

Trajetória elíptica

Distância percorrida (d): é a medida do comprimento da traje´toria que o corpo realiza, no   (grandeza escalar)          seu movimento. (unidade no S.I: metro)

 

Deslocamento: Linha reta/vetor que une a posição inicial e a posição final.

(grandeza vetorial)

                                x: valor do deslocamento (m)

                    Xf: posicção final (m)

            

                    Xi: posição inicial (m)

                                                     x = Xf -Xi

Rapidez média:  (rm)

   rm = distância percorrida / intervalo de tempo

 (m/s)

Velocidade média:  (vm)

   vm = Xf - Xi / tf - ti

 (m/s)

Aceleração média: (am)

  am = vf - vi / tf - ti

Características da força:

- Ponto de aplicação no centro do corpo;

- Direção  (horizontal, vertical, oblíqua);

- Sentido (esquerda para a direita, direita para a esquerda, de cima para baixo, de baixo para cima);

- Intensidade ou valor.

   Força: interação que existe entre os corpos, que pode ser à distância ou de contacto.

Unidade da força: Newton (N)

Um pouco mais sobre:

https://www.youtube.com/watch?v=065cL1tar4E

https://www.youtube.com/watch?v=2eNKw-oqskI

https://www.youtube.com/watch?v=sLJcEKcu8-A

Propriedades das substâncias moleculares, iónicas e metálicas

Substâncias moleculares:

Corpúsculos constituintes: Moléculas.

Forças de coesão dos corpúsculos: Fracas.

Pontos de fusão e de ebulição: Baixos.

Condutibilidade elétrica: São substâncias más condutoras, mas em soluções aquosas são más condutoras só se as moléculas forem apolares, mas são boas condutoras se as moléculas são polares.

Outras propriedades: Podem ser solidas, líquidas e gasosas à temperatura ambiente, e as sólidas são pouco duras e muito quebradiças.

                                     não metal + não metal = Molécula

                                     hidrogénio + não metal = Molécula




Substâncias covalentes: (Diamante e grafite)

Corpúsculos constituintes: Átomos que formam uma estrutura gigante.

Forças de coesão dos corpúsculos: Muito fortes.


Pontos de fusão e de ebulição: Muito elevados.

Condutibilidade elétrica: O diamante é mau condutor, já a grafite é boa condutora.

Outras propriedades: Ambos são sólidos e não deformáveis, o diamente é muito duro e a grafite é mole e quebradiça.

                                     

  

Substâncias iónicas:

Corpúsculos constituintes: Iões positivos e negativos.

Forças de coesão dos corpúsculos: Fortes.


Pontos de fusão e de ebulição: Elevados.

Condutibilidade elétrica: Quando sólidas, são más condutoras, mas fundidas ou em solução aquosa, são boas condutoras.

Outras propriedades: São sólidas à temperatura ambiente, não deformáveis, duras e quebradiças.

                                     não metal + metal = substância iónicas



Substâncias metálicas:

Corpúsculos constituintes: Iões positivos e eletrões livres.

Forças de coesão dos corpúsculos: Fortes.

Pontos de fusão e de ebulição: Variáveis.

Condutibilidade elétrica: São boas condutoras.

Outras propriedades: Sólidas, exceto o mercúrio, gálio, césio e frâncio que são líquidos, maleáveis, dúcteis, duras e não quebradiças.

                                          metal + metal = substância metálica

Compostos de carbono

                                                    

             

Hidrocarbonetos:
                 
 Moléculas constituídas por átomos de hidrogénio e de carbono, unidos por ligações covalentes.
       
             
                C6: 2 - 4 -> eletrão de valência        H1: 1 -> eletrão de valência
                                                                                      


Notação de Lewis:

                          x
                      x C x                H x
                          x


Classificações:

Alcano: Quando tem ligação covalente entre átomos de carbono simples.

Alceno: Quando tem ligação covalente entre átomos de carbono dupla.

Alcino: Quando tem ligação covalente entre átomos de carbono tripla.

Nomes do hidrocarbonetos:

Prefixo:                                Quantidade de carbono:

met                    ->                 1C

et                       ->                 2C

prop                   ->                 3C

but                     ->                 4C

pent                   ->                 5C

hex                    ->                 6C

Alguns exemplos:

                                             

Propano: C3H8

Metano: CH4

Etano: C2H6

  

Os hidrocarbonetos naturais formam-se a grandes pressões no interior da terra (abaixo de 150 km de profundidade) e são trazidos para zonas de menor pressão através de processos geológicos, onde podem formar acumulações comerciais (petróleo, gás natural, carvão etc). As moléculas de hidrocarbonetos, sobretudo as mais complexas, possuem alta estabilidade termodinâmica. Apenas o metano, que é a molécula mais simples (CH4), pode se formar em condições de pressão e temperatura mais baixas. Os demais hidrocarbonetos não são formados espontaneamente nas camadas superficiais da terra.    

  São conhecidos alguns milhares de hidrocarbonetos. As diferentes características físicas são uma consequência das diferentes composições moleculares. Contudo, todos os hidrocarbonetos apresentam uma propriedade comum: oxidam-se facilmente liberando calor.

Ligações intramoleculares e intermoleculares:

Ligações moleculares intermoleculares são bastante mais fracas que os ligações intramoleculares (que são bastante fortes).

Ligações intramoleculares:  Ligações existentes entre os átomos constituintes.

  (ou ligações covalentes) -> estabelece-se entre os átomos para formar a molécula 

                                  dentro  <- intramolecular

Ligações intermoleculares:  Ligação estabelecida entre as moléculas.

                                                 
                                    fora    <- intermolecular
                                  

Exemplo: Ligações por pontes de hidrogénio. -> ocorrem na água.

As moléculas de água, na estrutura do gelo ocupam posições mais ou menos fixas com grandes espaços entre si.

As moléculas ocupam maior espaço no estado sólido, ou seja, têm menor densidade.

E é por isso que a garrafa de água rebenta no congelador, a sua densidade diminui, consequentemente aumentando o seu volume.

Gases Nobres\Raros

Um gás nobre (também conhecido por gás raro) é um membro da família dos gases nobres da Tabela Periódica, que pertencem ao grupo 18, sendo assim têm 8 como número atómico. O termo “gás nobre” vem do fato que, do ponto de vista humano, nobre é aquele que geralmente evita as pessoas comuns. Logo,receberam essa denominação devido ao fato de não se combinarem com facilidade aos demais elementos conhecidos, já que possuem uma baixa reatividade. A justificativa para essa baixa reatividade deve-se ao fato de possuírem baixa afinidade eletrônica e alta energia de ionização.

A primeira evidência de que os Gases Nobres existiam foi através de análise espectrográfica da luz solar. A partir dai foi descoberta a presença de gás hélio no sol.

No grupo dos Gases Nobres estão presentes  os elementos: hélio (He), néon (Ne), argônio (Ar), criptônio (kr), xenônio (Xe), radônio (Rn) e ununóctio (Uuo). Esses gases existem em grande quantidade na atmosfera da Terra.

E não formam facilmente compostos químicos porque todos os gases possuem orbitais dos níveis de energia exteriores completos com eletrões.

Apesar da dificuldade, os Gases Nobres podem formar compostos com outros metais. À medida que os átomos dos Gases Nobres crescem na extensão da série tornam-se ligeiramente mais reativos.

Todos esses elementos são gasosos em temperatura ambiente (daí o fato de serem chamados de “gases”) e são encontrados na natureza na forma isolada. Isso acontece porque eles são estáveis e possuem pouca reatividade em condições ambientes. É inclusive por isso que eles são chamados de “nobres” ou “raros”.

A razão dos tais serem estáveis é por que têm 8 eletrões de valência, logo têm os níveis completos, com exceção do Hélio, que tem 2 eletrões de valência, visto assim também tem os níveis completos, sendo este o motivo do mesmo fazer parte do grupo 18.

CURIOSIDADES:

Hélio: Seu nome vem do grego helios, que significa “sol”, porque ele foi descoberto primeiro no Sol antes que na Terra. Em 1868 o astrônomo francês Pierre-Jules-César Janssen notou uma linha espectral amarela no espectro do sol, e depois de alguns estudos sobre isso, o astrônomo inglês Norman Lockyer percebeu que se tratava de um novo elemento, que ele chamou de hélio. Aqui na Terra o hélio foi descoberto na cleveíta, um minério de urânio, pelos cientistas Ramsay, Lockyer, Cleve e Langlet.

O hélio é um gás muito leve, sendo usado para encher balões e misturado com o oxigênio para tratamento de asma, pois assim se reduz o esforço muscular da respiração.

Néon: Seu nome vem do grego neos, que significa “novo”. Isso porque antes dele ser descoberto em 1898 pelo químico e físico escocês Sir Willian Ransay, os cientistas achavam que já não havia mais nada de novo para se descobrir na atmosfera. Ele foi isolado por esse cientista em parceria com o químico inglês Morris William Travers (1872-1961). Um ponto importante é que Sir Willian Ransey recebeu o prêmio Nobel de Química em 1904 por seu trabalho experimental, inclusive a descoberta e isolamento da família de gases nobres.

O néon é o quarto gás mais abundante na atmosfera e é extremamente estável, não se conhecendo até hoje nenhum composto seu.

Argônio: Seu nome vem do grego argos, que significa “preguiçoso”, em razão de sua inércia química, isto é, baixa reatividade. Ele foi isolado em 1894 por Sir Willian Ransay e Lorde Rayleigh.Esse gás foi o primeiro gás nobre a ser descoberto aqui na Terra, e ele é usado em lâmpadas especiais, válvulas de rádio, em contadores Geiger, em atmosfera inerte para soldar metais com arco elétrico (descarga elétrica), em extintores de incêndio e nos letreiros luminosos, sendo que os que contém argônio a baixa pressão possuem cor vermelha, mas se for a alta pressão, a cor é azul.

Criptônio: Seu nome vem do grego Krípton, que significa “oculto”, isto porque o Criptônio é um gás raro na atmosfera terrestre, da ordem de 1 ppm (partes por milhão). Ele é usado em lâmpadas incandescentes e fluorescentes usadas principalmente em aeroportos e também em projetores cinematográficos e em flash fotográfico para fotografar em altíssima velocidade. O laser de Criptônio é usado na medicina para cirurgia da retina dos olhos.

Xenônio: Seu nome vem do grego xénos, que significa "estranho", “estrangeiro” ou “convidado”, sendo descoberto por William Ramsay e Morris Travers em 1898 nos resíduos resultantes da evaporação dos componentes do ar líquido. Ele pode ser usado como anestésico geral, em projeções de foguetes espaciais, em tubos eletrônicos e em lâmpadas ultravioletas (usadas em bronzeamento artificial), nos displays de plasma para os modernos televisores e em lâmpadas especiais de faróis de veículos.

Radônio: O radônio recebe esse nome porque ele foi descoberto no ar que circundava os sais de rádio, tornando-o radioativo e foi então chamado de “emanação do rádio”. Em 1904 William Ramsay viu que devia se tratar de um novo gás nobre, porque as suas linhas espectrais eram semelhantes às do argônio, criptônio e xenônio. Ele foi isolado pela primeira vez em 1910 por Ramsay e Robert Whytlaw-Gray (1887-1958). O radônio é empregado no tratamento de alguns tipos de cânceres (braquiterapia). Ele também é usado como indicador de possíveis falhas geológicas e de terremotos, tendo em vista que ele é liberado pelas rochas que o contém.

-http://www.youtube.com/watch?v=eis7pIQNhk8

-http://www.youtube.com/watch?v=egwpgO0JAyw

Reatividade Química de Metais e Não-Metais

Os metais em geral são muito reativos, eles reagem com a água, com ácidos, com bases, entre outros. 

Reação com ácidos 

O ouro é um exemplo de metal que sofre esse tipo de reação, mas possui uma condição: não reage com ácidos isolados. Para que o ataque aconteça é preciso uma mistura de ácidos, é a chamada água régia. Esta solução se forma da junção de ácido clorídrico (HCl) e ácido nítrico (HNO3).

               Au (s) + 3 HNO₃ (aq) + 4 HCl (aq) → HAuCl₄ (aq) + 3 H₂O (l) + 3 NO₂ (g)

Reação com água

A água reage com alguns metais originando como produto gás hidrogênio (H₂) e hidróxido de sódio (NaOH). Estes metais são pertencentes à classe de Metais alcalinos e Metais alcalino-terrosos, como: Lítio (Li), Bário (Ba), Césio (Cs), Potássio (K), Rádio (Ra), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), entre outros.

Equação do processo:
                                     2 Ba (s) + 2 H₂O (l) → 2 BaOH (aq) + H₂ (g)

Reação com bases 

Somente alguns metais possuem a propriedade de reagir com bases, são eles: Zinco (Zn), Chumbo (Pb), Estanho (Sn), Alumínio (Al).

                                   Zn (s) + 2 NaOH (aq) → Na₂ZnO₂ (aq) + H₂ (g)

O produto sendo um Sal e Gás Hidrogênio.

Algumas reações: 

http://www2.fc.unesp.br/lvq/LVQ_experimentos/engenharia/reatividade_metais_files/exp07.htm

A reatividade química dos metais varia com sua eletropositividade*, logo, quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.

*A eletropositividade também é denominada de caráter metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo em perder eletrões.

Como por exemplo: colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de sulfato de cobre (II), verifica-se que a lâmina de ferro fica recoberta por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a solução fica amarela (solução de sulfato de ferro II).

Isto acontece por que de acordo com a equação abaixo, a reação de deslocamento entre o elemento químico ferro (Fe) e o sulfato de cobre (CuSO₄), formando-se o sulfato de ferroso (FeSO₄) e o metal cobre (Cu).

            Fe_(s)   +   CuSO_4(aq)   →   FeSO_4(aq)   +   Cu_(s)

A ocorrência desta reação faz-nos concluir que o metal ferro é mais reativo do que o metal cobre, pois o ferro é capaz de deslocar o cobre de seu composto inicial.

Por meio de reação deste tipo, os metais podem ser ordenados por meio das reatividades químicas dos mesmos.

A reatividade química dos não-metais varia com a eletronegatividade; logo, quanto mais eletronegativo* for o elemento, mais reativo será o não-metal. Os não-metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência de receber eletrõs, logo, formam íons negativos com mais facilidade.

*Eletronegativo: átomo com maior capacidade de atrair eletrões para si.

Como por exemplo, o gás flúor (F₂), por meio de uma reação de deslocamento, reage quimicamente com o ácido clorídrico (HCl), formando ácido fluorídrico (HF) e gás cloro (Cl₂), em virtude do não-metal flúor ser mais reativo do que o não-metal cloro. 

   F_2(g)   +   2HCl_(g)   →   2HF_(g)   +   Cl_2(g)

Os não-metais, por meio de reações de deslocamento deste tipo, também podem ser organizados de acordo com sua reatividade.

O ouro (Au) é o menos reativo de todos os metais. Esse é um dos motivos de ele ser tão valioso, pois ele resiste ao ataque de ácidos isolados, sendo atacado somente por água régia, que é uma mistura de três partes de ácido clorídrico com uma parte de ácido nítrico.

-http://www.youtube.com/watch?v=LQHKNX-G_cw

-http://www.youtube.com/watch?v=Ou2lCRScEwg

-http://www.youtube.com/watch?v=B6-V-yyTB8s

Variações do Tamanho Atómico

Variação do Raio Atômico em Ligações Químicas

O raio atômico (r) costuma ser definido como a metade da distância existente entre dois núcleos de átomos vizinhos, conforme a figura abaixo representa:

O raio atômico diferencia-se de um átomo para o outro de acordo com a sua família e período na Tabela Periódica. Com respeito a elementos pertencentes à uma mesma família, o seu raio atômico aumenta de acordo com o aumento do número atômico, ou seja, de cima para baixo. Pois, neste sentido, significa que de um átomo para o outro aumentou um nível energético ou camada eletrônica, por isso o seu raio aumenta proporcionalmente.

Já no que diz respeito à elemento em um mesmo período, ou seja, na horizontal, o raio aumenta da direita para a esquerda, ou de acordo com a diminuição do número atômico. Isto ocorre em razão de todos possuírem o mesmo número de camadas, o que diferencia é a quantidade de elétrons nessas camadas, e quanto mais elétrons maior será a atração pelo núcleo, diminuindo assim o raio do átomo.

Ligação Iônica: Se o átomo formar um cátion, o raio atômico irá diminuir, pois perdendo um ou mais elétrons o núcleo atrairá mais intensamente os elétrons. Agora, se formar um ânion, ou seja, ganhar elétrons, o raio do átomo irá aumentar, pois a carga total da eletrosfera irá ficar maior que a carga total do núcleo, diminuindo sua atração. Quanto mais elétrons ganhar, ou perder, maior será também a variação do tamanho do raio.

Variação do tamanho atômico dentro dos grupos:

Conforme ocorre aumento de número atômico, os átomos aumentam o tamanho, dentro do grupo, devido ao efeito dos níveis intermediários que aumenta o raio, predominando sobre o efeito de maior carga nuclear, resultando na diminuição do raio. 

Variação do tamanho atômico dentro dos períodos:

É pelo fato de ocorrer o aumento da carga no núcleo, e o número atómico principal não sofre alterações, portanto ele continua constante.

A cada período de Li até F, os átomos diminuem de tamanho.

 

Mais sobre...

- http://www.youtube.com/watch?v=GOudAj30AIA