ciencias revisao

1. REVISÃO DA CONCLUSIVA – II TRIMESTRE
- 9º ANO
DOCENTE: JONAS CERQUEIRA

2. ESTRUTURA E CLASSIFICAÇÃO – MODELOS ATÔMICOS
• Tales Mileto VI a.C. – A origem é a origem de
todas as coisas;
• Anaximenes – princípio básico seria o ar;
• Heraclito – a natureza transformadora seria o
fogo;
• Empédocles – matéria existia a partir da
terra, ar, fogo e água;
• Aristoteles – o 4 elementos fundamentais
poderia se transformar uns nos outros;
• Demócrito – a matéria seria dividida até um
ponto que se tornaria indivisível (átomo);

3. MODELOS ATÔMICOS – DALTON, THOMSON E
RUTHERFORD
• Dalton (1766 - 1844) - Átomos seriam as
partículas formadoras da matéria, sendo
indivisíveis e indestrutíveis (bola de
bilhar);
• Thomson (1856 -1940) – descobriu o
elétron, então o átomo se tornou divisível,
contendo cargas positivas e negativas
(pudim com passas);
• Rutherfod (1871 - 1937) - novo modelo
atômico onde ocorre um núcleo pequeno
e positivo e ao redor estão os elétrons;

4. ESTRUTURA ATÔMICA
• Núcleo – próton identificado em 1886 pelo
alemão Eugen Goldstein; Já em 1932, o
físico inglês James Chadwick descobriu o
neutrôn (com massa semelhante ao
próton, mas desprovido de carga);
• Graças ao conhecimento do próton foi
definido o número atômico dos
elementos;
• A formação de íons é a diferença de
prótons e neutrôns: Se a quantidade de
prótons for maior do que a de elétrons
chama-se cátion (+) e se a quantidade de
elétrons for maior que prótons chama-se
ânion (-);

5. TABELA PERIÓDICA
• Formas de organização dos elementos
químicos:
• Em 1829, Johann Dobereiner (Alemão)
agrupou os elementos em tríades;
• Em 1862, Alexandre-Emile (França) 16
elementos em espiral – parafuso telúrico;
• Em 1869, Lothar Meyer (Alemão), Dmitri
Medeleveev (Rússia), seus trabalhos que
ajudaram na publicação da primeira tabela
periódica (Arranjados em ordem crescente da
massa atômica);
• Em 1914, Henry Moseley organizou a tabela
periódica em ordem crescente de número
atômico;

6. TABELA PERIÓDICA ATUAL
• Divisão da tabela em: Períodos e Grupos;
• Períodos – Linhas horizontais numeradas de 1 a 7,
em ordem crescente de número atômico, massa
atômica e também mesmo número de camadas
eletrônicas em sua eletrosfera;
• Grupos ou famílias – organizados em elementos
com propriedades semelhantes;
• Classificação dos elementos – Metais (Brilho
metálico, bons condutores de eletricidade), Não
metais ou ametais (não conduzem eletricidade),
gases nobres (estáveis e dificilmente ligam-se a
outros elementos químicos);

7. LIGAÇÕES QUÍMICAS
• Regra do octeto (Em 1916 por Gilbert
Lewis), elementos tendem a realizar
ligações químicas, adquirindo
ligações químicas, tendo uma
configuração igual de um gás nobre;

8. LIGAÇÃO ATÔMICA – LIGAÇÃO IÔNICA
• Ligação Iônica – quando um átomo cede
elétrons para outro, ocorrendo a
estabilização de elétrons e
consequentemente a formação de íons;
• Átomos com 1, 2 ou 3 elétrons na camada
de valência tendem a perder elétrons, já
os átomos com 5,6 ou 7 tendem a receber
mais elétrons;
• O átomo que recebe elétrons chama-se
cátion e o que perde elétrons é
denominado de ânion;

9. LIGAÇÃO QUÍMICA – LIGAÇÃO COVALENTE
• Ligação covalente – ocorre o
compartilhamento de pares de
elétrons entre átomos;
• Fórmula eletrônica ou de Lewis –
representação do
compartilhamento de elétrons;
• Fórmula estrutural plana –
compartilhamento de elétrons é
representada por meio de traços;
• Fórmula molecular – representação
dos átomos envolvidos na ligação e
quantidades;

10. LIGAÇÃO QUÍMICA – LIGAÇÃO METÁLICA
• Ligação metálica – os elétrons se movem entre
os núcleos positivos dos átomos;
• Características dos metais – dúcteis (podem se
transformar em fios) e maláveis (podem ser
convertidos em lâminas);
• Ligas metálicas – uso da propriedades de
diferentes elementos para melhorar o metal
puro. Ex: Adicionar carbono, silício, enxofre e
vários outros elementos para formar o aço;

11. FUNÇÕES INORGÂNICAS
• Ácidos – presentes em nossa alimentação (ácido acético - vinagre); como vitaminas (ácido ascórbico ou vitamina C) e nos
automotivos (ácido sulfúrico – baterias de automotivos); secreção no estômago para digestão (ácido clorídrico); irritação na
pele (ácido fórmico);
• Definição de ácidos – são substâncias formadas por ligações covalentes, em contato com água, sofrem ionização,
produzindo H+ como cátion (hidrogênio ionizável). Por fim a molécula do ácido entra em contato com a água, os H+ são
capturados pelo oxigênio das moléculas de água, originando H3O+;
• Classificados em 2 grupos: Hidrácidos – não tem oxigênio, seus nomes recebem terminação –ídrico. Ex: HF – ácido
fluorídrico, HCL – ácido clorídrico, HCN – ácido cianídrico, H2F – ácido sulfídrico; Oxiácidos – contém oxigênio, seu nome se
basea no ânion presente. Ex: H2SO4 – SO2- (sulfato) – Ácido Sulfúrico, HNO2 – NO-
2 (nitrito) – Ácido nitroso;

12. FUNÇÕES INORGÂNICAS – BASES OU HIDRÓXIDOS
• Bases – sofrem dissociação em meio aquoso, liberando como único ânion OH-;
• Classificação e Nomenclatura – monobases quando apresentam apenas uma hidroxila. Ex: KOH – hidróxido de potássio e o
NaOH – Hidróxido de sódio. Dibases quando apresenta 2 hidroxilas em sua composição Mg(OH)2 e Ca(OH)2. Tribases
apresentam 3 hidroxilas, Al(OH)3;
• Indicadores Químicos e Ph – O indicador químico têm propriedade de mudar de cor em certas condições de acidez ou
alcalinidade. Ex: Azul de bromotimol; O Ph está baseado na escala no potencial hidrogeniônico, o qual é a concentração de
íons H+ da solução.

13. FUNÇÕES INORGÂNICAS - SAIS
• Sais resultam da reação química
entre um ácido e uma base;
• Reações de neutralização – um ácido
e uma base reagem para formar sal e
água: ácido + base = sal + água. HCl +
NaOH  NaCl + H2O;
• Nomenclatura – NaCl (Cloreto de
Sódio); Al2(SO4)3 (Sulfato de
Alumínio); KNO3 (Nitrato de
Potássio); Ca3(PO4)2 (Fosfato de
Cálcio); Na2SO3 (Sulfito de Sódio) ;

14. FUNÇÕES INORGÂNICAS - ÓXIDOS
• Óxidos – são formados por apenas 2 elementos químicos distintos e um deles é o oxigênio. Óxidos são muito restivos existem
alguns que formam bases, quando dissolvidos em água, e originam sal e água, quando reagem com ácidos, são chamados de
óxidos básicos;
• Porém os óxidos que formam ácidos, em meio aquoso, além de reagirem com as bases, formando sal e água, são conhecidos
como óxidos ácidos; Existem também os óxidos, que não apresentam nem natureza básica ou ácida, não reagem com ácidos
ou bases e suas soluções aquosas são neutras – são os óxidos neutros;
• Nomenclatura – P2O5 – Pentóxido de difósforo; SiO2 – Dióxido de Silício; MgO – Monóxido de Magnésio;
• Os óxidos na natureza interferem de várias formas negativas no planeta, como CO2, em excesso, pode causar o efeito estufa,
também o óxidos de nitrogênio (NOx) e óxidos de enxofre (SOx) pode ocasionar chuvas ácidas