Porque é que o gelo flutua sobre a água?

O motivo do gelo flutuar na água está relaccionado com o facto das moléculas de água se encontrarem no estado sólido. Isto faz com que a densidade do gelo seja menor do que a da água no estado líquido, pois a organização molecular nestes dois estados é distinta. Quando a água se tranforma em gelo, as ligações de hidrogénio que unem os átomos, deixam de se quebrar e permanecem unidos em forma de uma rede cristalina. O gelo apesar de ocupar mais espaço dessa mesma rede, não contém moléculas de água nos espaçoes dessa rede, o que torna menos densa que a água no estado líquido.

A importância dos Isótopos e as suas utilidades!

Isótopos, o que são?


Os isótopos são átomos do mesmo elemento, com mesmo número atómico, porém com número de massa diferente, consequente da variação do número de neutrões presentes no núcleo.


Qual a importância dos Isótopos e qual a sua utilidade?


Os isótopos têm uma grande importância na nossa vida, embora não nos apercebamos disso. Têm uma grande utilidade, por exemplo, na medicina e na indústria. O elemento carbono possui imensos isótopos, e cada um deles com utilidades diferentes.


Exemplos:

• O isótopo carbono 14 é usada na datação radiométrica e tem como objectivo contribuir para a reconstruição de sequências de ventos pré-históricos e determinar as idades dos fósseis;
• O isótopo carbono 11 é bastante radioactivo e é usado na medicina nuclear;
• O isótopo carbono 12 é usado como referência para a unidade padrão da massa atómico;
• O isótopo Krípton 81 é usado na realização de exames cardíacos;
• E muitos mais...

Tabela periódica!

      Tabela periódica... confusa, não? 

    

 Os elementos da tabela encontram-se ordenados pelo seu número atómico (indicado nesta tabela por cima do respectivo símbolo químico) em sequências horizontais, isto é, os periodos, e ao mesmo tempo em sequências verticais que se chamam grupos. Alguns grupos mantêm nomes próprios, como se pode verificar na figura seguinte: 

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

• O grupo 1 é designado por: metais alcalinos
• O grupo 2 é designado por: metais alcalino-terrosos
• O grupo 17 é designado por: halogéneos
• O grupo 18 é designado por: gases nobres, raros ou inertes.

Os elementos químicos da tabela periódica podem ser dividos em: metais, não metais e ainda semi-metais, como se pode observar na figura:

Dentro da tabela periódica existem alguns elementos que podem transformar-se em iões:

• Os elementos do grupo 1 têm tendência em criar iões monopositivos, pois possuem apenas 1 electrão de valência (perde 1 carga negativa).
• Os elementos do grupo 2 têm tendência em criar iões dipositivos, pois têm 2 electrões de valência (perde 2 cargas negativas).
• Os elementos do grupo 16 têm tendência a criar iões dinegativos, pois possuem 6 electrões de valência (ganham 2 cargas negativas).
• Os elementos do grupo 17 têm tendência em transformar-se em iões negativos, pois têm 7 electrões de valência (ganham 1 carga negativa)
• Os elementos do grupo 18, possuem 8 electrões de valência, logo encontram-se estáveis, isto é, nem ganham electrões, nem perdem.

Propriedades das substâncias!

Metais:

• Propriedades físicas: têm uma densidade elevada; são maleáveis, isto é, dobram com facilidade sem partir; são óptimos condutores elétricos e térmicos e são todos sólidos à temperatura ambiente, com excepção de alguns, como o frâncio, o gálio, entre outros, que são líquidos. 
• Propriedades químicas: são quase todos muito reactivos, devido ao facto dos seus átomos possuirem o reduzido nº de elctrões de valência e isto faz com que, em contacto com outros átomos, percam esses mesmo electrões, tornando-se assim iões positivos; ficam enegrecidos quando estão em contacto com o ar, oxidando-se.

                                 

Não metais:

• Propriedades físicas: possuem densidades muito diferentes; são maus condutores térmicos e elétricos; os não metais podem apresentar-se em distintos estados físicos, é temperatura ambiente, sendo uns liquídos, outros solídos ou mesmo gasosos.
• Propriedades químicas: a maioria dos não metais são pouco reactivos, à exepção do cloro e do oxigénio, que são tão reactivos como os metais.                            

Modelos Atómicos!

Desde muito cedo, os cientistas foram criando imagens dos átomos baseados nas observações das experiências que iam realizando, e assim desde do secúlo XIX, até hoje, foram imaginados diferentes modelos atómicos, que foram aperfeiçoados gradualemente:

Modelo atómico de Dalton
O cientista John Dalton, imaginava os

átomos como sendo pequenos corpúsculos indivisíveis e indistrutíveis (início do sec.XIX).

Modelo atómico de Thomson

O cientista Joseph Thomson, recorrendo às experiências realizadas com tubos de descarga, explicou que os átomos eram corpúsculos de carga positiva, onde se encontravam dispersos electrões, com carga elétrica negativa, e esta mesma carga tinha de ser em número sufeciente para que a carga global ser nula (nos finais do séc.XIX).     

                                                      

                             

Modelo átomico de Rutherford

O cientista neozelandês Ernest Rutherford, recorrendo à realização de uma esperiência, que consistia no bombardeamento com particulas numa lâmina de ouro (tendo cerca de 10000 átomos de espessura),  permitiu-lhe concluir que a maior parte dos átomos era espaço vazio e no interior desse mesmo átomo, existia uma zona central com carga positiva, onde estaria concentrada toda a massa do mesmo. Deste modo Ernest Rutherford imaginou os átomos constituidos por um núcleo de pequenas dimensões, com carga positiva, onde se concentra a massa geral do átomo e por electrões com carga elétrica negativa que se movimentam à volta do núcleo. Assim surgiu o primeiro planetário do átomo (séc. XX).

                                     

Modelo átomico de Bohr

O cientista Niels Bohr, completou o modelo átomico de Rutherford, com as seguintes ideias (1913):

- os elctrões, que são as partículas do átomo com carga negativa, movem-se à volta do núcleo em órbitas circulares, tal como fazem os planetas à volta do sol, no sistema solar;

- a cada órbita corresponde um determinado nível de enrgia;

- os electrões que possuem mais energia movem-se em órbitas mais afastadas do centro, isto é, do núcleo, e os electrões com menos energia encontram-se a circular em órbitas perto do núcleo do átomo.

                

Todos estes modelos que foram idealizados e que foram desenvolvidos e explorados durantes estes anos, contriburiam para a formação do modelo átomico actual:

Modelo da nuvem electrónica

Actualmente foi posta de parta a ideia das órbitas circulares à volta do núcleo para os electrões.

Hoje, defende-se a ideia que os electrões dos átomos movem-se de forma desconhecida e com uma velocidade elevadíssima, formando uma nuvem que foi designada por: nuvem electrónica.

A nuvem elctrónica é mais densa no centro, isto é perto do núcleo, onde é mais provável ser encontrado um electrão e menos densa longe do núcleo, onde é mais improvável ser encontrado um electrão.

Núcleo: protões (carga positiva) e neutrões (carga neutra)

Nuvem electrónica: electrões (carga negativa)