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21 de fev. de 2014

Revolução Industrial

Introdução 

A Revolução Industrial teve início no século XVIII, na Inglaterra, com a mecanização dos sistemas de produção. Enquanto na Idade Média o artesanato era a forma de produzir mais utilizada, na Idade Moderna tudo mudou. A burguesia industrial, ávida por maiores lucros, menores custos e produção acelerada, buscou alternativas para melhorar a produção de mercadorias. Também podemos apontar o crescimento populacional, que trouxe maior demanda de produtos e mercadorias.

Pioneirismo Inglês 

Foi a Inglaterra o país que saiu na frente no processo de Revolução Industrial do século XVIII. Este fato pode ser explicado por diversos fatores. A Inglaterra possuía grandes reservas de carvão mineral em seu subsolo, ou seja, a principal fonte de energia para movimentar as máquinas e as locomotivas à vapor.


Avanços da Tecnologia 

O século XVIII foi marcado pelo grande salto tecnológico nos transportes e máquinas. As máquinas a vapor, principalmente os gigantes teares, revolucionou o modo de produzir. Se por um lado a máquina substituiu o homem, gerando milhares de desempregados, por outro baixou o preço de mercadorias e acelerou o ritmo de produção.


Principais invenções técnicas da Revolução Industrial: lançadeira volante de John Kay, tear mecânico de Cartwright, máquina a vapor de JamesWatt e locomotiva de Stephenson.

A Fábrica

As fábricas do início da Revolução Industrial não apresentavam o melhor dos ambientes de trabalho. As condições das fábricas eram precárias. Eram ambientes com péssima iluminação, abafados e sujos. Os salários recebidos pelos trabalhadores eram muito baixos e chegava-se a empregar o trabalho infantil e feminino. Os empregados chegavam a trabalhar até 18 horas por dia e estavam sujeitos a castigos físicos dos patrões. Não havia direitos trabalhistas como, por exemplo, férias, décimo terceiro salário, auxílio doença, descanso semanal remunerado ou qualquer outro benefício. Quando desempregados, ficavam sem nenhum tipo de auxílio e passavam por situações de precariedade.


Reação dos trabalhadores 

Em muitas regiões da Europa, os trabalhadores se organizaram para lutar por melhores condições de trabalho. Os empregados das fábricas formaram as trade unions (espécie de sindicatos) com o objetivo de melhorar as condições de trabalho dos empregados. Houve também movimentos mais violentos como, por exemplo, o ludismo. Também conhecidos como "quebradores de máquinas", os ludistas invadiam fábricas e destruíam seus equipamentos numa forma de protesto e revolta com relação a vida dos empregados. O cartismo foi mais brando na forma de atuação, pois optou pela via política, conquistando diversos direitos políticos para os trabalhadores.

Conclusão

A Revolução tornou os métodos de produção mais eficientes. Os produtos passaram a ser produzidos mais rapidamente, barateando o preço e estimulando o consumo. Por outro lado, aumentou também o número de desempregados. As máquinas foram substituindo, aos poucos, a mão-de-obra humana. A poluição ambiental, o aumento da poluição sonora, o êxodo rural e o crescimento desordenado das cidades também foram conseqüências nocivas para a sociedade. 

Até os dias de hoje, o desemprego é um dos grandes problemas nos países em desenvolvimento. Gerar empregos tem se tornado um dos maiores desafios de governos no mundo todo. Os empregos repetitivos e pouco qualificados foram substituídos por máquinas e robôs. As empresas procuram profissionais bem qualificados para ocuparem empregos que exigem cada vez mais criatividade e múltiplas capacidades. Mesmo nos países desenvolvidos tem faltado empregos para a população.

18 de fev. de 2014

RESUMÃO GERAL (FINAL)



LIGAÇÕES QUÍMICAS


Na natureza, dificilmente os átomos ficam sozinhos. Eles tendem a se unir uns aos outros para formarem novas substâncias.

Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados. Precisam se ligar a outros elementos. As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são chamados de Ligações Químicas.

Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, mas nunca atinge o núcleo.


TEORIA DO OCTETO


A Teoria do Octeto é baseada na estabilidade dos gases nobres. De todos os elementos que existem na natureza, apenas os gases nobres podem ser encontrados livres, na forma de átomo isolado. Os demais se encontram ligados uns aos outros, de diversas maneiras e nas mais diversas combinações.

Os gases nobres estão isolados porque obedecem à regra do octeto, ou seja, contém oito elétrons na sua camada de valência, ou camada mais externa, mais afastada do núcleo, com exceção do Hélio, que possui dois elétrons e é estável.

Regra do Octeto - Nos elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres.

Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:
ELEMENTO
Z
SÍMBOLO
K
L
M
N
O
P
Q
HÉLIO
2
He
2
-
-
-
-
-
-
NÊONIO
10
Ne
2
8
-
-
-
-
-
ARGÔNIO
18
Ar
2
8
8
-
-
-
-
CRIPTÔNIO
36
Kr
2
8
18
8
-
-
-
XENÔNIO
54
Xe
2
8
18
18
8
-
-
RADÔNIO
86
Rn
2
8
18
32
18
8
-

A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última.
Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estabilizados, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.

Há três tipos de ligações químicas:

- Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons
- Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons (normal ou dativa)
- Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa “nuvem eletrônica” ou “mar de elétrons”.


Estes tipos de ligações são chamados de Ligações Intramoleculares, porque acontecem fora da molécula.

As ligações que acontecem dentro da molécula são chamadas de Ligações ou Interações Intermoleculares, que são as Pontes de Hidrogênio, Forças de London e Dipolo-dipolo.


Resumindo:

LIGAÇÃO INTRAMOLECULAR
- iônica
- covalente (normal ou dativa)
- metálica

LIGAÇÃO INTERMOLECULAR
- pontes de hidrogênio
- forças de London, dipolo induzido ou forças de Van der Waals
- dipolo-dipolo ou dipolo permanente

GEOMETRIA MOLECULAR



A geometria molecular explica como estão dispostos os átomos dentro da molécula. Os átomos tendem a ficar numa posição mais espaçada e esparramada possível. Assim, conseguem adquirir a estabilidade. As geometrias moleculares são: linear, angular, trigonal planar, piramidal, tetraédrica, octaédrica, forma de T, bipirâmide trigonal, gangorra ou tetraédrica distorcida, quadrado planar, pirâmide de base quadrática.


Veja as principais geometrias moleculares:


Linear                Ex:                                 


                                                  -----------------------------------------
Para moléculas diatômicas (com dois átomos).


Polar – átomos diferentes: HCl H – Cl
Apolar – átomos iguais: H2 H – H

Para moléculas triatômicas (com três átomos), sem sobra de elétrons do elemento central. Apolares.
Formam um ângulo de 180°.

CS2 S – C – S 
                                             ----------------------------------------------        

Angular                                     Ex:                


Para moléculas triatômicas com sobra de elétrons. Polares.

Formam um ângulo de 109°28´.

                                         --------------------------------------



Trigonal Planar  Ex:                           


Para moléculas tetratômicas sem sobra de elétrons. Apolares.
                               -----------------------------------------

Piramidal                        Ex:                         


Para moléculas tetratômica, com sobra de um par de elétrons. Polares.

                                 --------------------------- --------------

Tetraédrica                      Ex:                                                 


Para moléculas pentatômicas com átomo central. Apolares.

Forças de London



Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals.
É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, estão no estado gasoso.
São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo.
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro. Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London.


Exemplos:

Cl2, CO2, H2
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações:
Tipo de substância
Metálica
Iônica
Covalente polar
Covalente apolar
Partícula
Átomos e cátions
Íons
moléculas
Moléculas
Atração entre as partículas
Por “elétrons livres”
Atração eletrostática
Pontes de hidrogênio ou dipolo-dipolo

Van der Waals
Estado físico
Sólido (exceto Hg)
Sólido
Líquido
Gasoso
PF e PE
Alto
Alto
Baixo
Muito baixo
Condutividade elétrica
Alta (sólidos e líquidos), sem atração da substância
Alta (fundidos ou em solução)
Praticamente nula quando pura. Condutora quando em solução

Nula
Solubilidade em solventes comuns

Insolúvel
Solúvel em solvente polar
Solúvel em solvente polar
Solúvel em solvente apolar
Dureza
Dura, mas maleável e dúctil
Dura, porém quebradiça

-

-
Geralmente, usa-se a regra que semelhante dissolve semelhante. Isto quer dizer que solvente polar dissolve substância polar e que solvente apolar dissolve substância apolar. Mas nem sempre esta regra está correta. A água, por exemplo, é uma substância polar e pode dissolver o álcool etílico, que é apolar.

Ligações Dipolo-Dipolo


Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar.
Ocorre em polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.

Assim:


Exemplos:

HCl, HBr, HI

Pontes de Hidrogênio

Esta interação intermolecular pode ser chamada também de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.

    Flúor
H  +  Oxigênio
Nitrogênio

É característico em moléculas polares. Podem ser encontrados no estado sólido e liquido.
É a ligação mais forte de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos.
Exemplos:



H2O, HF, NH3


Uma conseqüência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na superfície da água. Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água, acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES / INTERAÇÕES INTERMOLECULARES



Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions. A maioria dos metais são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação metálica.

As substâncias que tem ligações covalentes podem ser, em temperatura ambiente, sólida, liquida ou gasosa. Isto mostra que as interações entre estas moléculas podem ser maiores ou menores.

Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes. São elas:

- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio;

- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar;

- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.

Polaridade das Moléculas



Durante as ligações químicas, podem sobrar elétrons do átomo central.


Então:

- molécula polar – quando não sobram elétrons do átomo central.

- molécula apolar – quando sobram elétrons do átomo central.



-----Muito Simples------
   

Polaridade das Ligações Químicas

A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente. As medidas experimentais foram feitas pelo cientista Linus Pauling, que criou uma escala de eletronegatividade.
De acordo com a diferença de eletronegatividade dos elementos, pode-se classificar a ligação covalente em polar ou apolar.

= diferença de eletronegatividade
Ligação Apolar ( =0)

A diferença de eletronegatividade tem que ser igual à zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos iguais.

Exemplos:
Ligação Polar ()
A diferença de eletronegatividade tem que diferente de zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos diferentes.
Exemplos:


Observe que a ligação entre I e F é mais polar do que a ligação entre H e Cl.
Se o valor for maior que 1,7, a ligação é iônica.

Exemplos:



RESUMÃO- QUÍMICA

Gente estou começando a postar resumões de assuntos de químicas estudados no ensino médio e depois uma síntese para que possam entender de forma fácil.
(foto de minha auditoria: Se for copiada você estará violando os direitos autorais de imagem)

17 de fev. de 2014

O Cortiço -O filme


gente conforme eu já avia falado vou disponibilizar o filme aqui. Porem só ficara pronto amanha o link de download. Aguarde

16 de fev. de 2014

''O Cortiço'' Audiobook

Gente aqui para que não gosta de ler vou postar 2 coisas interessantes para o livro ''O Cortiço''
o Audiobook e uma HQ

espero que gostem
links:
Audiobook
O cortiço HQ
E em breve postarei o Filme