Festa dos elementos químicos

Óxidos moleculares e iônicos

  Óxidos moleculares, ou covalentes, são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um elemento de grande eletronegatividade.
  Exemplos: CO2 , SO2 e NO.

Nomenclatura dos Óxidos

  Nomeamos os óxidos de acordo com os grupos de divisão:
  Óxidos moleculares: "óxido de elemento"; antes da palavra óxido e do nome do elemento, colocamos os prefixos mono, di, tri, tetra, penta, etc. para indicar a quantidade de átomos de oxigênio e do elemento existentes na fórmula:

Exemplos: 
CO2: dióxido de carbono
N2O5: pentóxido de dinitrogênio
Cl2O7: heptóxido de dicloro 
O uso do prefixo mono é facultativo.

  Óxidos iônicos: escrevemos a palavra óxido seguida da preposição de e do nome do elemento associado ao oxigênio.

Exemplos:
Na2O: óxido de sódio
CaO: óxido de cálcio 
Caso o elemento, metal, forme dois cátions diferentes, a distinção é feita da mesma forma que para as bases e para os sais:
Exemplos:
FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso
Fe2O3: óxido de ferro III ou óxido férrico 
CO: monóxido de carbono ou óxido de carbono

Uma paródia sobre funções orgânicas

Reação de combustão

O que é?

 É uma reação que ocorre entre o combustível e o comburente, sendo gerada por uma ignição.

O que seria combustível, comburente e ignição?

COMBUSTÍVEL - qualquer material oxidável que reaja com o oxigênio.
COMBURENTE - O oxigênio ou qualquer material gasoso que contenha oxigênio, como o ar.
IGNIÇÃO - Agente responsável pelo início do processo de queima,  um acontecimento que forneça o calor inicial.

Exemplos:

# Mg + 1/2 O2 ---> MgO
# C + O2  ---> CO2
# S + O2 ---> SO2

 Todas as reações de combustão são exotérmicas, ou seja, liberam calor.

Segue o vídeo de uma experiência sobre reação de combustão.

As diversas cores do fogo

  O fogo adquire cor pela luz que ele emite. Essa luz é formada por fótons, que se comportam como uma onda eletromagnética, dependendo de comprimento dessa onda, o fogo adquire cores diferente. 
  Algumas substância interferem nesse processo. Por exemplo: quando o fogão da sua casa começa a ter um fogo de uma cor diferente, significa que o gás de cozinha está nos fins. A cor passa do azul tradicional para um verde ou até mesmo um amarelo escuro, isso acontece por que começa a ser queimada algumas sujeiras que existiam no fundo do botijão.

  Algumas cores que o fogo adquire com a queima de algumas substâncias:

Vermelho - Cloreto de estrôncio
Alaranjado - Cloreto de cálcio
Amarelado - Cloreto de sódio
Azul - Óxido de cobre
Verde - Cloreto de cobre ou cloreto de bórax ou ácido bórico
Roxo - Cloreto de potássio

Game da Tabela Periódica

  Um jogo sobre a tabela periódica para deixa-la mais atrativa e divertida.

>>>>>>>>>>>>>>>>>>>GAME<<<<<<<<<<<<<<<<<<<<<<

Como saber se um elemento é metal ou ametal?

  A tabela periódica tem algumas classificações, como as de metal e ametal ( não-metal ) e é muito importante saber distinguir essas duas classificações, principalmente quando estudamos ligações químicas.
  Então, agora temos uma dica, fácil de ser lembrada e que você levará para sua vida inteira.
  Os elementos classificados como Metal tem na sua camada de valência 1, 2 ou 3 elétrons, os elementos classificados como ametais tem na sua camada de valência 5, 6 ou 7 elétrons.
  Observe a pequena comparação logo abaixo.


                                         METAIS                     AMETAIS
                                         1, 2, 3 e-                        5, 6, 7 e-
                                          doar e-                          receber e-
                                            íon +                               íon -
                                           cátion                              ânion

 Os elementos que são classificados de Metais, geralmente doam os seu elétrons, formando íons positivos que são chamados de cátion.
  Os elementos classificados como Ametais recebem elétrons, formando íons negativos e são chamados de ânion.

  Vamos ver uns exemplos?

11Na - 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

  Fizemos a distribuição eletrônica e percebemos que na camada de valência temos apenas 1 elétron, então seguindo a comparação acima, concluímos que o Sódio é um Metal e tem tendência a doar elétrons. 

8O - 1s² 2s² 2p4

Novamente fizemos a distribuição eletrônica e percebemos que a camada de valência possui 6 elétrons, então o Oxigênio é um ametal e tem tendência de receber elétrons.

  Quer saber por que os átomos possuem essa características de doar ou receber elétrons? Leia o post sobre ligações químicas.

* camada de valência = última camada

* e- = elétron. 

Exercício Resolvido - Radioatividade

Segue como link a imagem do exercício.

               >>>>>>>>>>>>  Exercício - Radioatividade <<<<<<<<<<<<<

Radioatividade

Quem e como foi descoberta a radioatividade?

Um francês chamado Henri Becquerel, em 1896 observou que raios de urânio provocam em gases o aparecimento de íons (ionização) e os tornavam condutores de corrente elétrica. Becquerel também observou que um composto de urânio causava uma mancha em uma chapa fotográfica mesmo no escuro e embrulhada em um papel escuro, ele comparou essa característica com os raios X.

No ano seguinte, Marie Curie interessada nas observações de Becquerel, começou a estudar o fenômeno. Além do urânio, ela descobriu que outro elemento também possuía essas características, o tório. Quando seu marido, Pierre Curie, começou a ajudá-la em suas pesquisas eles descobriram dois novos elementos o polônio e o rádio, sendo esse último mais radioativo que os anteriores.

Em 1898, Rutherford, utilizando placas metálicas carregadas descobriu que existia dois tipos de radiação, ele nomeou elas de radiação alfa [α] (positiva) e radiação beta [β] (negativa). As partículas alfa possuem massa maior que as partículas betas, pois elas sofrem um desvio menos. Quanto maior for a massa de uma partícula mais difícil será de alterar sua trajetória.

Doze anos mais tarde, na França, Villard descobriu uma radiação sem carga e a chamou de radiação gama.

Marie Curie

Radiações alfa e beta

As partículas alfa são formadas por dois prótons e dois nêutrons ( massa 4). Quando um núcleo de um elemento emite uma partícula alfa ele está perdendo dois prótons e dois nêutrons ( perde 4 unidades na massa). E é basicamente isso a primeira lei da radioatividade enunciada por Soddy.

'' Quando um radionuclídeo emite uma partícula alfa, seu número de massa diminui 4 unidades e seu número atômico diminui 2 unidades.''

* radionuclídeo = é um nuclídeo que emite radiação. Nuclídeo é um núcleo caracterizado por um número atômico (Z) e número de massa (A)

As partículas beta são elétrons que são emitidos pelo núcleo. Ao emitir essa partícula o núcleo perde um nêutron e ganha um prótons. Dessa forma o número de massa (A) permanece constante e o seu número atômico (Z) aumenta. E essa é a segunda leia da radioatividade enunciada por Soddy.

'' Quando um radionuclídeo emite uma partícula beta, seu número de massa permanece constante e seu número atômico aumenta 1 unidade. ''

Mas se no núcleo se encontra apenas nêutrons e prótons, como ele pode emitir um elétron?

Um nêutron pode se decompor em um antineutrino, um próton e um elétron. O próton permanece no núcleo e o elétron e o antineutrino são emitidos, pois como já estudado antes, só permanece no núcleo prótons e nêutrons, todas as outras partículas subatômicas são emitidas.

Balanceamento por tentativas

Neutralização

Como construir um diagrama?

  O diagrama de Pauling nos serve para distribuir os elétrons na eletrosfera dos átomos e dos íons.
  Mas como construir um? Essa postagem tem como intuito explicar passo a passo de como fazemos o diagrama.

 1° passo: Enfileire de forma vertical, os números de 1 à 7.

2° passo: acrescente na frente dos números a letra ''s'', que é o subnível energético.

3° passo: depois colocaremos em forma de expoente, quantos elétrons cabem no subnível , que no caso do subnível ''s'' cabem 2 elétrons.

4° passo: ao lado da primeira fileira, faremos outra, dessa vez faremos uma fila na vertical dos números de 2 a 6.

 5° passo: agora vamos acrescentar outro subnível, que será representado pela letra ''p''.

  6° passo: assim como fizemos no subnível ''s'', colocaremos como expoente quantos elétrons cabem no subnível ''p'', que no caso são 6 elétrons. Note que, do subnível ''s'' para o subnível ''p'', aumentou 4 elétrons, essa regra se aplica aos outros subníveis.

 7° passo: vamos novamente fazer outra fila vertical com os números de 2 a 6.

 8° passo: vamos colocar o próximo subnível que é representado pela letra ''d''.

 9° passo: coloca-se agora a quantidade de elétrons que cabem nesse subnível. Seguindo a dica do 6° passo o subnível ''d'' terá 4 elétrons a mais do que o subnível ''p''. Se o subnível ''p'' tem 6 elétrons o subnível ''d'' terá 10 elétrons.

  10° passo: vamos enumerar mais uma vez, só que agora será de 03 a 06, depois vamos acrescentar o próximo subnível ''f'' e por fim colocar como expoente a quantidade de elétrons que esse subnível suporta. Se no subnível ''d'' suporta 10 elétrons, o subnível ''f'' suporta 14 elétrons.

              

  11° passo: agora vamos fazer uma linha na diagonal para facilitar a distribuição. A distribuição sempre vai começar por 1s² que está na primeira linha diagonal, depois passaremos para a segunda linha que está o 2s² depois para a terceira linha e assim por diante. Quando se terminar uma linha, começa a outra desde o ínicio.

1s² 2s² 2p⁶ 3s²  2d¹⁰3p⁶ 4s² 3d¹⁰4p⁶ 5s²  3f¹⁴ 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴6d¹⁰…

  Caso tenha dificuldade em lembrar das letras que simboliza os níveis, lembre-se da seguinte frase: Só Pare De Falar.

Pronto! Está feito seu diagrama!

Modelos atômicos - De Dalton a Bohr.

  Há muitos milênios que o homem vem tentando entender do que é feita a matéria e alguns pesquisadores foram de tamanha importância para o avanço dessa pesquisa. Entre vários que tentaram entender a matéria vamos falar sobre quatro deles: Dalton, Thomson, Rutheford e Bohr.

  Hoje sabemos da existência do átomo, sabemos que ele não é a menor parte da matéria, mas nem sempre foi assim, Dalton, por exemplo, acreditava que o átomo era uma minúscula partícula maciça, indestrutível, impenetrável,indivisível e sem carga. Para ele todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos, mas esses são diferentes dos átomos dos outros elementos químicos. Seu modelo atômico ficou conhecido como modelo da bola de bilhar.

                                             

  Podemos comparar o modelo de átomo de Dalton com a bola de bilhar. Esférica, '' indestrutível '' e sem carga. 

  Acreditou-se no modelo de Dalton até aproximadamente o final do século XIX, que foi quando apareceu Thomson com a experiência do tubo de crookes. Mas, como era essa experiência? 

  Thomson pegou um ampola de vidro e dentro dela colocou dois eletrodos, um positivo e o outro negativo, depois adicionou um gás com uma pressão menor que a da atmosfera depois submeteu a ampola de vidro a uma alta tensão. Quando os elétrons saiam do cátodo e colidiam com as moléculas do gás ocorria uma ionização do gás e raios eram liberados. Esses raios Thomson chamou de raios catódicos. Esse experimento fez Thomson concluir que os raios liberados eram um feixe de partículas negativas que estava presente em todas as substâncias, pois independente do gás que era colocado os resultados eram os mesmos.
  Thomson então, concluiu que o átomo era uma esfera de massa positiva com elétrons (carga negativa) encrustados. Seu modelo atômico ficou conhecido como pudim de passas.

  Para chegarmos ao modelo atômico de Rutherford, é preciso compreender sua equipe de colaboradores chegaram ao modelo no qual havia a idéia de elétrons em órbitas em torno de um núcleo. A experiência de Rutherford é chamada de experiência do espalhamento das partículas alfa. Essa experiência foi a base experimental do modelo do átomo nucleado. Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa, apenas uma era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo. 

 Mas logo surgiram dificuldades para a aceitação do modelo de Rutherford: como os elétrons têm carga negativa e o núcleo tem carga positiva, existe atração entre os elétrons e o núcleo, pois cargas elétricas opostas atraem-se. Como explicar o fato de os elétrons não caírem sobre o núcleo?

  Rutherford contornou essa dificuldade admitindo que os elétrons giravam em torno do núcleo em órbitas circulares, a altíssima velocidade, de tal modo que a aceleração centrípeta desenvolvida nesse movimento equilibraria a atração exercida pelo núcleo. O modelo do átomo nucleado de Rutherford era então muito parecido com o sitema planetário, no qual o Sol representava o núcleo, e os planetas simbolizavam os elétrons girando em torno do núcleo, assim o modelo foi chamado de modelo planetário do átomo.

  Surgiu outra dificuladade: uma carga elétrica negativa, os elétrons, em movimento ao redor de outracarga elétrica positiva estacionário (núcleo) emite radiação constantemente, perdendo energia. Se no fato citado os elétrons perdem energia por radiação, os elétrons vão gradativamente se aproximando do núcleo num movimento espiralado, acabando por colidir com ele. Essa dificuldade só foi superada com o surgimento do Modelo Atômico de Bohr. 

  Depois de estudos envolvendo outros conceitos da Física nos sistemas microscópicos, o físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu superar as dificuldades encontradas no modelo de Rutherford. A "solução" encontrada por Bohr, que modificou o modelo de Rutherford, veio com a idéia de um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável.

Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo. Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas. As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo (camadas K L M N ...).

Fonte: http://peskescola.blogspot.com.br/2010/11/evolucao-dos-modelos-atomicos.html

(com algumas modificações)