Espero que tenhas gostado de tudo o que partilhei até agora pois fiz o melhor que podia!

Volto em breve com novas coisas para partilhar aqui... obrigada.

Curiosidades

Descobri algumas coisas interessantes obre esta matéria e sobre outras:

• sites com fichas e exercícios:

http://cfqonline.webnode.com.pt/sala-de-estudo/a9%C2%BA%20ano/

http://ciencia-em-si.webnode.pt/recursos-educativos/cfq%209%C2%BA%20ano/fichas-e-testes/

http://www.explicatorium.com/Testes-e-exercicios.php

• sites com resumos da matéria:

http://www.resumos.net/fq9.html

http://www.obichinhodosaber.com/2013/07/26/ciencias-fisico-quimicas-9o-materia-de-ciencias-fisico-quimicas-9o-ano/

http://pt.slideshare.net/tomasquintais/qumica-9-ano

• vídeos e outras coisas sobre a matéria:

http://www.tabelaperiodica.org/

https://www.youtube.com/watch?v=tv0xTItihw0

Metais, Não Metais e Semimetais

METAIS

• são substâncias elementares constituídas por átomos;
• Alguns exemplos são o Magnésio, o Cálcio, o Alumínio e o Ferro;
• Têm propriedades químicas semelhantes: a maior parte é muito reativa, e essa grande reatividade deve-se ao facto de terem poucos eletrões de valência;
• Têm propriedades físicas semelhantes: são sólidos á temperatura ambiente (há pequenas excessões, como o mercúrio), são maleáveis, são muito densos e são bons condutores elétricos e térmicos.

NÃO METAIS

• são constituídos por corpúsculos que podem ser átomos ou moléculas;
• Alguns exemplos são o Iodo, o Bromo, o Oxigénio e o Carbono;
• Têm propriedades químicas semelhantes: alguns são pouco reativos mas outros, como o oxigénio e o cloro, são tão reativos como os metais;
• Têm propriedades físicas semelhantes: existem em diferentes estados físicos mas quando são sólidos mostram-se quebradiços, têm densidades muito diferentes, são maus condutores elétricos e térmicos (com a exceção da grafite) e não têm brilho (com exceção do iodo). 

SEMIMETAIS

• têm algumas propriedades semelhantes aos metais e outras semelhantes aos não metais.

Grupos da Tabela Periódica

Todos os elementos de cada grupo têm propriedades químicas muito semelhantes. Falando um pouco de cada um dos grupos que formam famílias:

• Grupo dos Metais Alcalinos (grupo 1): deste grupo fazem parte o Lítio (Li), o Sódio (Na), o Potássio (K), o Rubídio (Rb), o Césio (Cs) e o Frâncio (Fr). Neste grupo, os elementos químicos são todos metais, e têm então determinadas características: têm propriedades químicas semelhantes, têm brilho metálico natuaral (quando a superfície foi recentemente cortada), são bons condutores da corrente elétrica, são moles e maleáveis, têm 1 eletrão de valência, são muitos reativos, transformam-se facilmente em iões monopositivos e a reatividade aumenta ao longo do grupo (quanto maiores são os átomos dos metais alcalinos, mais facilmente perdem o eletrão de valência, pois este está mais afastado do núcleo).

• Grupo dos Metais Alcalino-Terrosos (grupo 2): deste grupo fazem parte o Berílio (Be), o Magnésio (Mg), o Cálcio (Ca), o Estrôncio (Sr), o Bário (Ba) e o Rádio (Ra). Neste grupo, os elementos também são todos metais, têm determinadas carazterísticas em comum: são moles e maleáveis, têm brilho metálico natural (quando foram recentemente polidos), conduzem bem o calor e a eletricidade, têm propriedades químicas semelhantes (no entanto reagem mais lentamente do que os metais alcalinos), têm 2 eletrões de valência, são bastante reativos, transformam-se facilmente em iões dipositivos e a reatividade aumenta ao longo do grupo (quanto maior for o átomo mais reativo é).

• Grupo dos Halogéneos (grupo 17): deste grupo fazem parte o Flúor (F), o Cloro (Cl), o Bromo (Br), o Iodo (I) e o Ástato (At). Deste grupo fazem parte 1 semi-metal e de resto apenas não metais. Os elementos deste grupo: dissolvem-se melhor em solventes orgânicos (como éter dietílico, do que em água; têm tendência a ligar-se com outros átomos; reagem com metais alcalinos e alcalino-terrosos, originando sais denominados halogenetos; têm 7 eletrões de valência; são muito reativos; originam facilmente iões dinegativos (quanto mais pequenos os átomos forem, mais facilmente ganham os 2 eletrões); a reatividade diminui ao longo do grupo.

• Grupo dos Gases Nobres (grupo 18): deste grupo fazem parte o Hélio (He), o Néon (Ne), o Árgon (Ar), o Crípton (Kr), o Xénon (Xe) e o Rádon (Rn). Os átomos deste grupo não praticamente qualquer reatividade, ou seja, são muito estáveis. O facto de serem estáveis deve-se a ter já os 8 eletrões de valência, tendo o último nível de energia completo e por isso já não precisam de perder ou ganhar eletrões. 

Bibliografia:
Manual Físico-Química_9º ano "Viver melhor na Terra"

Tabela Periódica

Todos os elementos químicos encontram-se dispostos na Tabela Periódica de forma organizada.
Os elementos estão organizados por ordem crescente do seu número atómico. De todos os elementos existentes (cerca de 118), 90 são elementos naturais e os restantes elementos artificiais.
Esta tabela, é constituída por grupos (colunas verticais) e por períodos (linhas horizontais).
Dentro de cada grupo os elementos têm propriedades químicas semelhantes.
Há 18 grupos, numerados de 1 a 18, e 7 períodos.
Dentro dos vários grupos, existem alguns denominados Grupos Representativos: grupos 13, 14, 15, 16, 17 e 18.

Além disto, alguns grupos têm nomes próprios:

• Grupo 1 (1 eletrão de valência)--> grupo dos Metais Alcalinos; 
• Grupo 2 (2 eletrões de valência) --> grupo dos Metais Alcalino-Terrosos; 
• Grupo 17 (7 eletrões de valência)--> grupo dos Halogéneos; 
• Grupo 18 (8 eletrões de valência) --> grupo dos Gases Nobres/ Gases Raros/ Gases Inertes.

NOTA: no grupo 18, no caso do hélio, são apenas 2 eletrões de valência

Em relação aos períodos:

• 1ºp (1 nível de energia)--> 2 elementos;
• 2ºp (2 níveis de energia)--> 8 elementos;
• 3ºp (3 níveis de energia) --> 8 elementos; 
• 4ºp (4 níveis de energia) --> 18 elementos;
• 5ºp (5 níveis de energia) --> 18 períodos; 
• 6ºp (6 níveis de energia) --> 32 elementos; 
• 7ºp (7 níveis de energia) --> 32 elementos.

Nesta Tabela Periódica, há determinadas coisas que se vão repetindo regularmente:

1. Ao longo de um grupo, todos os átomos têm o mesmo número de eletrões de valência (exemplo: grupo 1 --> 1 eletrão de valência --> 1H:1 / 3Li: 2-1 / 11Na: 2-8-1 / 19K: 2-8-8-1 / 37Rb: 2-8-18-8-1 / ...);
2. Ao longo de um período, todos os átomos têm os eletrões distribuídos pelo mesmo número de níveis de energia ( exemplo: 3º período --> 3 níveis de energia --> 11Na: 2-8-1 / 12Mg: 2-8-2 / 13Al: 2-8-3 / 14Si: 2-8-4 / 15P: 2-8-5 / 16S: 2-8-6 / 17Cl: 2-8-7 / 18Ar: 2-8-8)
3. Ao longo de cada período, o tamanho dos átomos diminui, mas, ao longo de cada grupo, o tamanho aumenta.

Esta tabela é também dividida em três grandes grupos: Os metais, os semi-metais e os não metais.

Podemos verificar tudo isto através da imagem:

Bibliografia:

Manual Físico-Química_9º ano "Viver melhor na Terra"

Revisões (cont.)

Aqui estão algumas imagens, para podermos visualizar tudo um pouco melhor:

• constituição do átomo:

• massa atómica relativa através do padrão:

• representação de um átomo (em geral) através do símbolo químico:

• distribuição eletrónica por diferentes níveis de energia:

• iões:

Revisões sobre a estrutura dos átomos

Além de fazer uma pequena revisão sobre o que falei, vou também falar de outras pequenas coisas.

Então.....

1. Os átomos são constituídos por três tipos de partículas: protões (carga positiva), eletrões (carga negativa) e neutrões (carga nula);
2. Cada átomo tem o mesmo número de cargas positivas e de cargas negativas;
3. Um átomo é constituído pelo núcleo (protões e neutrões) e pela nuvem eletrónica (eletrões);
4. A massa dos protões é aproximadamente igual à massa dos neutrões, mas no entanto, a massa dos eletrões é menor do que a das outras partículas;
5. A massa atómica relativa é obtida através da comparação com um padrão. Esse padrão é 1/12 do átomo de Carbono-12;
6. A carga nuclear corresponde à carga elétrica do núcleo e, é sempre positiva, ou seja, igual ao número de protões;
7. Em relaçao ao tamanho do átomo, este é extraordinariamente pequeno. Se considerarmos que os átomos têm uma forma esférica, podemos comparar o tamanho de diferentes átomos através do valor dos seus diâmetros. Estes valores valores exprimem-se numa unidade denominada Picómetro (pm), sendo que 1pm = 0,000 000 000 001 m;
8. O Número Atómico (Z) caracteriza os átomos de um mesmo elemento químico, e, é igual ao número de protões. Cada elemento químico é caracterizado por um número atómico diferente, sendo este número constante para cada elemento químico (exemplo: todos os átomos de Carbono têm o mesmo número atómico, que é 12). Este número atómico é representado em índice inferior, antes do símbolo do átomo; 
9. Elemento Químico é o conjunto de átomos que têm o mesmo número atómico;
10. O Número de Massa (A) é igual á soma do número de protões e do número de neutrões;
11. Isótopos são átomos do mesmo elemento químico (têm o mesmo número atómico) mas têm o número de massa diferente, pois têm diferente número de neutrões;
12. Os eletrões distribuem-se por diferentes níveis de energia (n). Nesta sua distribuição à determinadas regras: a distribuição dos eletrões inicia-se no nível de energia mais baixo (n=1) e quando esse nível está completo (com 2 eletrões), passa-se para o nível seguinte (n=2) e assim sucessivamente; o número máximo de eletrões por cada nível de energia é dado pela expressão 2(nxn); o último nível de energia (n é diferente de 1) pode ter no máximo 8 eletrões;
13. A distribuição eletrónica é feita da seguinte forma: átomo de Hélio --> 2He: 2 ; átomo de Lítio --> 3Li: 2-1 ; átomo de Magnésio --> 12Mg: 2-8-2 ; átomo de Potássio --> 19K: 2-8-8-1 ; (...)
14. Os eletrões de valência são os eletrões que estão no último nível de energia (exemplo--> em: 19K:2-8-8-1, há 1 eletrão de valência);
15. Se um átomo perde eletrões, fica com mais protões do que eletrões, logo deixa de ser nulo. Desta forma o átomo transforma-se num ião positivo. Este ião positivo é sempre menor do que o respetivo átomo;
16. Se um átomo ganha eletrões, fica com mais eletrões do que protões, deixando de ser nulo. Desta forma o átomo transforma-se num ião negativo. Este ião negativo é sempre maior do que o respetivo átomo;
17. Todos os átomos com o número máximo de eletrões de valência são muito estáveis. No entanto, há muitos átomos que, para ficarem estáveis, se transformam em iões;
18. Os átomos só podem ganhar ou perder 1,2 ou 3 eletrões. Os átomos que têm poucos eletrões de valência têm tendência a perdê-los, originando iões positivos (exemplo: magnésio--> Mg:2-8-2 --> 2 eletrões de valência --> igual número de protões e eletrões --> perde 2 eletrões --> Mg2+:2-8 --> diferente número de eletrões), os que têm muitos eletrões de valência têm tendência a captar eletrões, originando iões negativos (exemplo: Flúor --> F: 2-7 --> 7 eletrões de valência --> igual número de protões e eletrões -> capta/ganha 1 eletrão -->F-: 2-8 --> diferente número de eletrões);

Bibliografia:
http://www.explicatorium.com/Estrutura-atomica.php
http://www.explicatorium.com/CFQ9-Numero-atomico.php
Manual Fisico-Química _ 9º ano "Viver melhor na Terra"

Massa dos Átomos e Massa Atómica Relativa

MASSA DOS ÁTOMOS
Cada átomo tem a sua própria massa. Essa massa está concentrada no núcleo.
Dos três tipos de partículas que constituem o átomo, a massa dos neutrões e dos protões é semelhante, mas, a massa dos eletrões, em comparação com a das outras partículas, é bastante menor, tal como podemos comprovar:

• massa do protão = 0,000 000 000 000 000 000 000 000 00166057 Kg
• massa do neutrão = 0,000 000 000 000 000 000 000 000 00166057 Kg
• massa do eletrão = 0,000 000 000 000 000 000 000 000 000 0009109 Kg

E, é devido a isto, que os protões e os neutrões concentram a maior parte da massa do átomo.

MASSA ATÓMICA RELATIVA 
Para sabermos a massa de um átomo, temos de a comparar com um determinado padrão. A essa massa estabelecida através da comparação com um padrão, dá-se o nome de Massa Atómica Relativa (Ar). O padrão utilizado para obter essa massa é 1/12 do átomo de Carbono-12.
Podemos observar tudo isto através destas duas imagens:

--> o padrão















--> o exemplo do átomo de Flúor





Bibliografia:
http://www.aulas-fisica-quimica.com/9q_05.html

Evolução do Modelo Atómico

Devido a ser algo que não conseguimos ver nem sentir, o Homem nem sempre pensou que o átomo é como o conhecemos hoje em dia. Ao longo de muitos anos, a ideia de como poderia ser constituído foi evoluindo. Os cientistas foram criando imagens dos átomos baseadas nas observações das experiências que iam realizando. Assim, incluindo o modelo atualmente considerado correto, existem 5 modelos:

MODELO ATÓMICO DE DALTON:

Para o cientista inglês Jonh Dalton, os átomos seriam corpúsculos indivisíveis. Esta teoria surgiu no século XIX, a partir de 1803.

Com as suas experiências e trabalhos, Dalton concluiu que: 

1. Os átomos que pertencem a elementos químicos diferentes, apresentam massas diferentes, tal como propriedades químicas diferentes;
2. Associações de átomos originam compostos químicos;
3. As reações químicas podem ser explicadas com base no rearranjo dos átomos, de acordo com a lei de Lavoisier;
4. Os átomos são partículas muito pequenas, indivisíveis e indestrutíveis.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON:

No final do século XIX, o físico britânico Joseph Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos (os eletrões), através de experiências realizadas com tubos de descarga.

Esta descoberta veio provar que afinal os átomos não eram indivisíveis.

Com isto, lançou uma nova teoria dizendo que os átomos seriam uma esfera com carga elétrica positiva onde estariam dispersos os eletrões, com carga negativa, em número suficiente para a carga global ser nula. Este foi, então, o primeiro modelo de átomo divisível.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD:

No início do século XX, o cientista neozelandês Ernest Rutherford realizou uma experiência que permitiu estudar melhor os átomos por dentro.Essa experiência demonstrou que:

• A maior parte do átomo é espaço vazio;
• Os protões são as tais partículas com carga positiva;
• No interior do átomo, há uma zona central, pequena, com carga positiva, que é onde concentra toda a massa do átomo.
• Quando as partículas positivas passam próximo do centro do átomo, eram desviadas devido à repulsão ou podiam voltar mesmo para trás

Estas observações, levaram Rutherford a imaginar os átomos constituídos por: 

• um núcleo pequeno, com carga positiva (onde se encontra a massa do átomo);
• eletrões, com carga negativa, movendo-se à volta do núcleo (tal como os planetas se movem em torno do Sol;
• o número de eletrões igual ao número de protões.

Este foi, assim, o primeiro modelo planetário do átomo. 

MODELO ATÓMICO DE BOHR:

Pouco depois, ainda nos inícios do século XIX, Niels Bohr completou o modelo de Rutherford:

• os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitas circulares;
• a cada órbita corresponde um determinado valor de energia;
• os eletrões com mais energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo e os que têm menos energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo;
• os eletrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos;
• se um eletrão passar de uma órbita para outra mais interior liberta energia;
• os eletrões tendem a ter a menor energia possível (estado fundamental do átomo)

MODELO DA NUVEM ELETRÓNICA:
Atualmente, a ideia de órbitas circulares para os eletrões está posta de parte, pois sabe-se que estes se movem de uma forma desconhecida e a uma velocidade elevadíssima, formando uma espécie de nuvem denominada de Nuvem Eletrónica.

Esta nuvem é mais densa próximo do núcleo (onde é mais provável encontrar eletrões) e menos densa longe do núcleo (onde é menos provável encontrar eletrões).

No Núcleo do átomo estão os protões e os neutrões.

Os eletrões de um átomo ocupam determinados níveis de energia sendo que o número de eletrões em cada nível de energia é expresso pela distribuição eletrónica.

Este é, então, o modelo atómico aceite hoje em dia.

Aqui temos uma imagem de cada um dos modelos, pela ordem da sua aparição: 

Bibliografia:
http://www.explicatorium.com/CFQ9-Evolucao-atomo.php

Magnésio

O magnésio é um exemplo de um átomo. Aqui temos algumas informações sobre este átomo:
Símbolo Químico --> Mg

Número Átomico --> 12

Distribuição Eletrónica --> 2-8-2

Eletrões de Valência --> 2

Tipo de Elemento --> Metal; alcalino-terroso

Posição na Tabela Periódica --> 3º período, grupo 2

Características --> branco-prateado, resistente, leve, maleável

Propriedades --> entra facilmente em ignição ao ser aquecido, surgindo chama; quando sofre oxidação, perde o seu brilho rapidamente

Bibliografia:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Magn%C3%A9sio
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/magnesio/