Visita de Estudo ao Museu da Electricidade

No dia 8 de maio tive o prazer de visitar o museu da electricidade em Lisboa.

Como foi uma visita em grupo, tivemos de esperar pelo nosso guia o que nos levou a uma espera muito interessante, a nossa “sala de espera”, era uma exposição temporária cheia de fotografias dos mais recentes acontecimentos do nosso mundo.

Assim que o nosso guia apareceu fomos levados para uma sala, onde nos foi explicado como é que nós humanos, começamos a dar conta que a electricidade existia e o que fizemos com ela. Também vimos, através de experiencias práticas, como funcionavam as energias renováveis.Depois deste esclarecimento, avançamos para a visita á antiga central, observamos as variadas profissões existentes na central e as más condições a que os trabalhadores eram submetidos. Pude observar como era criada a energia na central.

No final tivemos direito a usufruir de varias actividades interactivas sobre o funcionamento da electricidade.

Unidades Internacionais em Electricidade

Potência Eléctrica

Energia transferida por unidade de tempo. Unidade é o watts (W)

Permite calcular o consumo eléctrico de um equipamento.


Diferença de Potencial Eléctrico

Quantidade de energia eléctrica transferida por unidade de carga eléctrica. Unidade é o volts (V).

Mede-se com um voltímero que se liga em paralelo ao circuito.

Intensidade de Corrente

Quantidade de carga eléctrica que atravessa uma dada secção do condutor em cada segundo. Unidade é o ampere (A).

Mede-se com um amperímetro que se liga em série ao circuito.

Resistência Eléctrica

Oposição que cada condutor oferece à passagem da corrente eléctrica a uma dada temperatura. Unidade é o ohms (Ω)

Lei de Ohm

A diferença de potencial nos terminais de um condutor metálico, homogeneo e filiforme, a uma dada temperatura, é directamente proporcional à intensidade da corrente que o percorre. 

CIRCUITOS ELÉCTRICOS

Ao utilizar um aparelho eléctrico, ligamo-lo à tomada de forma a estabelecer um circuito eléctrico onde a corrente circula e permite que os aparelhos funcionem.
Os circuitos eléctricos dizem-se abertos se a passagem da corrente está interrompida e dizem-se fechados se há passagem de corrente. Só com o circuito fechado  é que os aparelhos podem funcionar.

Um circuito eléctrico é composto por fios condutores, que ligam uma fonte de energia a um ou vários receptores de energia, e interruptores para tornarem o circuito aberto ou fechado.

Existem circuitos em série, em que existe apenas um caminho possível para a corrente eléctrica. Esta só passa a um receptor depois de ter passado pelo receptor instalado anteriormente. Se qualquer um dos receptores for desligado, nenhum dos receptores funcionam, porque o circuito fica interrompido.
Um outro tipo de circuito é o paralelo, em que existe mais do que um caminho possível para a corrente eléctrica. Se desligarmos um receptor, os outros continuam a funcionar.




                               






Circuito Paralelo                                                                                          Circuito em Série

CORRENTE ELÉCTRICA

A corrente eléctrica ou electricidade é o movimento ordenado de cargas eléctricas através de um material. Nos sólidos, esta corrente é devida ao movimento de electrões, nos líquidos ou em soluções a corrente eléctrica é devida aos iões.

Os metais possuem electrões que estão pouco ligados aos núcleos dos respectivos átomos, tendo por isso grande mobilidade. Devido a isto, os metais e as ligas metálicas conduzem facilmente a corrente eléctrica e diz-se que são bons condutores eléctricos. A única que foge a excepção é a grafite, porque  sendo um não metal é considerada um bom condutor.

Os materiais que não conduzem a corrente dizem-se não condutores ou isoladores.

O sentido real da corrente eléctrica é do pólo negativo, para o pólo positivo, isto acontece devido há existência de excesso de electrões no polo negativo e a deficiência no polo positivo.
O sentido convencional da corrente é, por motivos históricos, o inverso, do polo positivo para o polo negativo.

Tabela periodica

A cada elemento químico, corresponde um número de ordem na tabela periodica.

Este número coincide, com o número atómico do elemento.

Os elementos químicos estão, distríbuidos pelas diversas casas da tabela, por ordem crescente do seu número atómico.

As colunas são chamadas grupos. Os elementos pertencentes ao mesmo grupo têm propriedades químicas semelhantes.

A cada uma das linhas corresponde um período de elementos.

Estes videos mostram algumas das reacções dos elementos da tabela periodica.

Espero que gostem.

  

Estrutura Atómica

O átomo é constituido por um núcleo, que é contituido por protões e neutrões. Em torno do núcleo movem-se eletrões, em número igual ao dos protões desse atómo.

Aos eletrões apenas são permitidos determinados níveis de energia, sendo a energia dos eletrões mais próximos do núcleo, menor que a energia dos mais afastados.

Os eletrões na nuvem eletrónica dos átomos não têm todos a mesma energia, encontram-se distribuidos por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado número de eletrões:

-O primeiro nível pode ter no máximo dois electrões ;

-No segundo nível pode haver oito electrões  no  máximo ;

-No terceiro nível, o número máximo de electrões é dezoito.

Ou seja o  número máximo de electrões em cada nível pode calcular-se pela expressão:

2 n² (n – nível de energia)

No entanto no  último nível,  o número máximo de eletrões é sempre  oito.

Exemplos:

Os iões são partículas com carga eléctrica ou seja quando o nº total de eletrões diferente do nº total de protões.

Os iões que possuem carga eléctrica positiva chamam-se catiões.
Os iões que possuem carga eléctrica negativa chamam-se aniões.
Os iões são formados a partir de átomos que perdem ou ganham eletrões, podendo no máximo perderem ou ganharem 3 eletrões. Se um átomo perder um eletrão torna-se um catião – ião positivo - e se ganhar eletrões torna-se um anião - ião negativo.

A característica de um átomo de ganhar ou perder elétrões, está relacionada com o número de eletrões existentes no último nível de energia. Assim sendo, os átomos que possuem menos de 4 eletrões na camada de valência tem a tendência de perder esses elétrões, transformando-se em ìões positivos, sendo  considerados normalmente,  metais bons condutores. Já os que possuem 5, 6 ou 7 elétrões terão a tendência de ganhar elétrões, transformando-se em íões negativos, sendo substâncias más condutoras.
O nível de energia de um eletrão determina, a quantidade de energia que é preciso fornecer para que este salte da sua órbita para outra mais externa ou mesmo saia fora do átomo, caso em que se transforma em eletrão livre. Nos átomos que possuem 1, 2 ou 3 eletrões é necessário menos energia para os fazer saltar fora, por esta razão perdem eletrões facilmente. Já nos que possuem 5, 6 ou 7 é preciso muita energia, por esta razão estes átomos têm mais facilidade de capturar eletrões do que perder.

 

O Lítio tem um electrão na sua camada de valência, mantido com dificuldade porque a sua energia de ionização é baixa.
O Flúor possui 7 electrões na sua camada de valência, que exigem grande energia de ionização.

Quando um electrão se move do lítio para o flúor, cada ião adquire uma configuração estável. Ficamos então com ião Li⁺ e o F^- .

 A camada de valência é a última camada do átomo ou o último nível de uma distribuição

eletrónica. Normalmente os eletrões pertencentes à camada de valência  são os que participam de alguma ligação química, pois são os mais externos. A contagem e distribuição dos eletrões são feitas sempre de dentro (perto do núcleo) para fora.

Eletrões de valência

Mas chega de electrões. O número de protões do núcleo de cada átomo de um elemento é, um número fundamental, que vai permitir distinguir esse elemento de todos os outros. Chama-se a esse número, o número atómico do elemento e representa-se pela letra Z.

Este número é constante para cada elemento químico. Por exemplo, todos os átomos de carbono têm o mesmo número atómico, que é 12 e não existe mais nenhum elemento químico, sem ser o carbono, que tenha um número atómico igual.

Um átomo que tenha 12 protões (Z=12) é um elemento químico diferente de um átomo que tenha 13 protões (Z=13).

O número atómico é representado em índice inferior, imediatamente antes do símbolo do átomo. No caso do cálcio (Ca) que tem 20 protões:

                                                                   ₂₀Ca

No entanto, num mesmo elemento os átomos não são necessariamente iguais. Embora não tendo o mesmo número de protões, os átomos de um mesmo elemento, podem diferir no numero de nucleões (protões+neutrões). A este número chama-se número de massa e pode-se representar pela letra A.

Considera o seguinte exemplo:

Um átomo de carbono tem 6 protões (Z=6), se ele tiver 7 neutrões (N), o seu número de massa é igual a 13, porque:

A=Z+N

A=6+7

A=13

O número de massa é representado em índice superior imediatamente antes do símbolo do átomo. Neste caso:

¹³C

Átomos  do mesmo elemento  podem  ter diferentes  números  de neutrões.

O número atómico é igual mas o número de massa pode ser diferente. Quando isto acontece esses átomos são isótopos desse elemento.

O número atómico (Z) e o número de massa (N) podem-se representar conjuntamente.

Como exemplo, vamos considerar um átomo de cloro (Cl). Este elemento apresenta um número atómico 17 (Z = 17), porque tem 17 protões no seu núcleo, e um número de massa de 35 (A = 35) - significa que no seu núcleo existem 35 partículas.

Então, este seria representado da seguinte forma:

35     Cl
17

Exemplos de isótopos átomo de carbono:

Modelos Atómicos

Os vários Modelos Atómicos que foram aparecendo, sofreram evolução ao longo da história da Físico-química.

1.    Modelo atómico de Dalton

Inicio séc. XIX.

Responsável: John Dalton, Professor da Universidade inglesa New College de Manchester

Teoria:

Segundo Dalton:

A matéria é formada por partículas muito pequenas designadas átomos.

Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais.

Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes.

Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis.

Os átomos de diferentes elementos combinam-se entre si formando compostos.

Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atómico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos.

2.    Modelo atómico de Thomson

Finais séc. XIX.

Responsável: Joseph John Thomson, Professor britânico de física, Nobel da Física em 1906 pela descoberta dos eletrões.

Teoria:

O modelo atómico de Thomson foi baseado em experiências com tubos de raios catódicos, na qual foram estudadas descargas elétricas através de um tubo que continha gás rarefeito (em baixa pressão) e na qual se observava no interior uma fluorescência esverdeada, que era independente da natureza do gás e do metal que formava os elétrodos. Essa fluorescência resultava de partículas com carga elétrica negativa, que vinham do cátodo (elétrodo positivo), que chocavam no vidro do tubo e que se designaram por eletrões.

 

Neste modelo, o átomo é composto de eletrões (negativos) embebidos numa sopa de carga positiva. Acreditava-se que os eletrões distribuíam-se uniformemente no átomo. O número de eletrões é tal que torna o átomo eletricamente neutro. O modelo é conhecido como "o do bolo de passas".

3.    Modelo atómico de Rutherford

Inicio séc. XX.

Responsável: Ernest Rutherford, Neozelandês, Professor da Universidade inglesa Manchester

Teoria:

As bases para o desenvolvimento da física nuclear foram lançadas por Ernest Rutherford ao desenvolver a sua teoria sobre a estrutura atómica. O cientista ao estudar as radiações do urânio, descobriu que elas eram de pelo menos duas naturezas diferentes, pois o feixe dividia-se ao passar por um campo magnético e cada parte seguia então, o sentido oposto ao da outra. Propôs que elas fossem designadas como radiação alfa e radiação beta, denominações que se mantêm ainda hoje. O fato de serem sensíveis à acção magnética sugeria que essas radiações fossem constituídas por feixes de partículas carregadas eletricamente, uma pista fundamental para estudos posteriores.

Em 1908, Rutherford realizou uma famosa experiência, na qual bombardeou com partículas alfa (positivas) uma folha de ouro delgadíssima. Verificou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar, mas algumas eram desviadas, chegando mesmo a voltar para trás. Concluiu, com base nessas observações e em cálculos, que os átomos de ouro e por extensão, quaisquer átomos, eram estruturas praticamente vazias e não esferas maciças. Numa minúscula região de seu interior estaria concentrada toda a carga positiva, responsável pelo desvio de um pequeno número de partículas alfa. Distantes dessa região (núcleo) circulariam os eletrões.

Esta foi a base experimental do modelo atómico chamado modelo nuclear onde electrões orbitavam em torno de um núcleo.

O modelo atómico de Rutherford ficou conhecido como modelo planetário, pela sua semelhança com a formação do Sistema Solar, com uma zona central- o núcleo- com carga positiva e uma zona á sua volta, com carga negativa- a nuvem electrónica.

4.    Modelo atómico de Bohr

Inicio séc. XX.

Responsável: Niels Henrik David Bohr,  trabalhou no Laboratório do Professor Rutherford, em Manchester.

Teoria:

A teoria orbital de Rutherford encontrou uma dificuldade teórica resolvida por Niels Bohr: Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela e uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém sabe-se que o átomo no seu estado normal não emite radiação.

Em 1913, Bohr  estudando o átomo de hidrogénio, conseguiu formular um novo modelo atómico. Concluiu que o eletrão do átomo não emitia radiações enquanto permanecesse na mesma órbita, emitindo-as apenas quando se desloca de um nível de maior energia (órbita mais distante do núcleo) para outro de menor energia (órbita menos distante). A transição de uma órbita para a outra seria feita por saltos pois, ao absorver energia, o eletrão saltaria para uma órbita mais externa e ao emiti-la, passaria para outra mais interna. Os eletrões tendem a ter a menor energia possível - estado fundamental do átomo.

5.    Modelo da Nuvem Electrónica

Inicio séc. XX.

Responsáveis: Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg.

Teoria:

Reunindo os conhecimentos dos outros modelos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atómico, além de postular uma nova visão, chamada de mecânica ondulatória.

Louis Broglie sugeriu que “todo corpúsculo atómico pode comportar-se como onda e como partícula”. Podemos determinar o comprimento de onda e energia de um eletrão, mas não se consegue dizer exatamente onde este se encontra.

Por isso, Werner Heisenberg enunciou o Principio da Incerteza, em que “não é possível determinar a posição e a velocidade de um eletrão, simultaneamente, num mesmo instante”.

Erwin Schrödinger, devido à impossibilidade de calcular a posição exata de um elétrão na eletrosfera, desenvolveu uma equação de ondas (muito complexa), que permitia determinar a probabilidade de encontrarmos o elétrão numa dada região do espaço.  Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos o elétrão é chamada de orbital.

Atualmente, o átomo é concebido como um núcleo rodeado de eletrões movendo-se a grande velocidade em regiões circundantes, correspondentes a determinado valor energético, a que chamamos orbitais. A definição de orbital limita-a à região do espaço em que o eletrão ou par de eletrões pode ser encontrado 90 a 95% do tempo, modelando a forma da orbital. A distribuição dos eletrões nas orbitais faz-se segundo regras próprias. Por norma conforme aumenta o número atómico, e o número de eletrões a distribuir, a estrutura tende a complicar-se.

A nuvem atómica é uma estrutura tridimensional que resulta da fusão das formas próprias das orbitais ocupadas e das suas interações. Corresponde a uma porção do espaço, à volta do núcleo, onde os eletrões se movem.

No núcleo há partículas com carga positiva, que são os protões e partículas sem carga elétrica, designadas por neutrões, sendo a massa dos dois, equivalentes entre si, estando assim a massa do átomo concentrada no seu núcleo.  A carga do núcleo é positiva e com valor igual ao numero de protões que o constituem. A nuvem eletrónica tem carga negativa que tem o valor igual ao numero de eletrões que a constituem, sendo responsável pelo tamanho do átomo. 

                                                                           

 A estrutura eletrónica do átomo é determinante no estudo químico por assumir importância na explicação do comportamento químico, desde a ligação molecular até ao mecanismo de processos químicos.