caderno de apoio ao professor - 12q.te.pt12q.te.pt/_upload/cap_12q_ns8vf4z4.pdf · 10.1 algumas...

12qquímica 12.o anoCADERNO DE APOIO AO PROFESSOR

Victor GilJoão PaivaAntónio José FerreiraJoão Vale

1

Índice

1. Objectivos do Caderno de Apoio ao Professor ........................................................ 2

2. Linhas orientadoras do manual 12 Q ....................................................................... 2

3. Uma calendarização possível ................................................................................. 3

4. Respostas às Actividades do manual ................................................................... 6

5. Textos complementares ao manual ....................................................................... 19

6. Apoio complementar à componente laboratorial .................................................. 42

6.1 Directrizes e sugestões para a componente laboratorial ................................................ 42

6.2 Respostas às questões das Actividades Laboratoriais .................................................. 54

6.3 Instruções de funcionamento de equipamento laboratorial ............................................ 67

7. Guião de utilização de transparências ................................................................... 70

8. Exploração de simulações computacionais .......................................................... 76

8.1 Gases perfeitos ....................................................................................................... 77

8.2 Ligações intermoleculares ........................................................................................ 78

8.3 Tabela Periódica ...................................................................................................... 79

8.4 Modelos moleculares estereoscópicos ...................................................................... 81

9. Notas históricas e biográficas ................................................................................ 82

9.1 Notas históricas relevantes para a Química ................................................................. 82

9.2 Datas de descoberta dos elementos químicos mais importantes .................................... 88

9.3 Notas biográficas de cientistas ................................................................................. 89

10. Apoio a Trabalho de Projecto em Química 12.o Ano ................................................ 93

10.1 Algumas generalidades sobre o Trabalho de Projecto ................................................... 93

10.2 Tarefas e exemplos de situações-problema ............................................................... 96

10.3 Alguns temas e recursos para projectos em ciências .................................................. 97

11. Tabelas de consulta................................................................................................. 99

12. Bibliografia................................................................................................................ 101

12.1 Bibliografia sobre química e tecnologia ..................................................................... 101

12.2 Bibliografia sobre ensino da química ......................................................................... 102

12.3 Bibliografia sobre trabalho laboratorial ...................................................................... 103

12.4 Bibliografia específica para Trabalho de Projecto ......................................................... 104

2 • Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

1. Objectivos do Caderno de Apoio ao Professor

Este Caderno de Apoio ao Professor fornece informação e recursos complementares, concebidos comoauxiliares para os professores que se encontrem a trabalhar com o manual 12 Q.

Inicia-se com a caracterização das linhas orientadoras do manual e com uma possível calendarização dasactividades lectivas, em estreita relação com o Programa. Uma larga parte deste Caderno centra-se no traba-lho laboratorial, considerando, por um lado, a importância central do trabalho experimental em Química e, por outro, as múltiplas dificuldades que tradicionalmente se apresentam aos professores neste domínio.

Com o duplo intuito de melhor balizar conteúdos programáticos e de permitir aos professores um enqua-dramento mais geral de certos tópicos, incluem-se alguns aprofundamentos complementares e extensões.

Este Caderno de Apoio termina com pistas e sugestões para exploração dos materiais que acompanham omanual e informação adicional (notas históricas e biográficas, materiais para apoio ao Trabalho de Projecto,tabelas e referências bibliográficas).

2. Linhas orientadoras do manual 12 Q

Embora com algumas novidades, o manual 12 Q é a continuação, no 12.o ano, dos projectos para os10.o e 11.o anos de escolaridade (10 Q e 11 Q), publicados nos anteriores anos lectivos pela Texto Editores.Não se encontra agora, contudo, a mesma proximidade com o livro de Física, 12 F, dada a natureza autónomadas disciplinas de Química e de Física no 12.o ano de escolaridade.

Mantivemos em 12 Q muitas das linhas orientadoras que já tínhamos adoptado, ou seja:

– pleno cumprimento do Programa;

– rigor e grau de aprofundamento adequado;

– multiplicidade de actividades e questões;

– diversificação das opções de ensino e aprendizagem;

– valorização da componente laboratorial do Programa.

Merecem realce alguns aspectos que caracterizam este manual, como:

– interdisciplinaridade da Química com outros saberes (particularmente com as Ciências da Terra e da Vida);

– atenção permanente às relações entre Ciência, Tecnologia, Sociedade e Ambiente;

– actividades para realizar na aula ou em casa;

– conjunto de questões representativas com resolução (e não apenas solução) no final do manual;

– conjunto de questões resolvidas, cuja selecção criteriosa permitirá uma melhor orientação do ensino/aprendizagem;

– questões e actividades gerais da unidade: questões de âmbito transversal associadas à unidade em estudo;

– questões sobre actividades laboratoriais obrigatórias;

– desenvolvimento da actividade experimental com exploração através de questões pré-laboratoriais e pós-laboratoriais;

– ênfase na segurança no laboratório (descrição das técnicas e das regras de segurança).

3

Associados ao manual existem alguns recursos complementares:

– Caderno de Exercícios e Problemas;

– conjunto de Transparências em formato digital;

– Caderno de Apoio ao Professor;

– Programa da disciplina de Química (em CD-ROM);

– Materiais adicionais na Internet (links, banco de imagens, software educativo, webquests, apresentaçõesem PowerPoint, avaliação, textos adicionais, etc.);

– Avaliação Interactiva (com manual e-book integrado).

Faz-se notar que o manual, embora respeitando integralmente os objectos de ensino, os objectivos deaprendizagem previstos no Programa e a respectiva importância relativa, introduz, em alguns casos,pequenas modificações em títulos e na sequência de alguns conteúdos, em benefício da harmonia e daeficácia do ensino/aprendizagem e sem prejuízo de uma directa correspondência com as três unidadesdo Programa.

Por exemplo, à primeira unidade chamamos «1. Metais», com um primeiro capítulo «1.1 Metais e ligasmetálicas», em vez de «1. Metais e ligas metálicas» com «1.1 Metais e ligas metálicas», tal como se encontrano Programa. Também ao segundo capítulo da unidade 1 chamamos «1.2 Reacções dos metais», em vez de«1.2 Degradação dos metais», já que esta expressão tem uma conotação negativa que não se compagina coma secção «1.2.2 Pilhas e baterias: uma oxidação útil». Introduzimos um subtítulo «1.3.5 Compostos demetais e comportamento ácido-base» porque nos parece que, de outra forma, este importante tema ficariademasiado escondido no texto. Pelas mesmas razões, e sem prejuízo das relações contextuais apropriadas,criou-se um subtítulo «2.2 Ligação química e estrutura de hidrocarbonetos e outros compostos orgânicos»para dar realce aos conteúdos de ensino que, sobre este tema central, se encontram no Programa, incluídos nasecção intitulada «2.1.1 Do crude ao GPL e aos fuéis: destilação fraccionada e cracking do petróleo».

O capítulo «3.3 Os plásticos como substitutos de vidros» passou a designar-se «Os vidros», pois na unidadeé de vidros e não de plásticos que se trata. Entretanto, procedeu-se a uma troca de 3.3 e 3.4, de modo que asequência passasse a reflectir melhor o título «3. Plásticos, vidros e novos materiais».

3. Uma calendarização possível

Um Programa implica um acentuado trabalho de planificação e calendarização por parte dos professores.Sem prejuízo de um certo grau de salutar flexibilidade curricular, apresenta-se a seguir uma calendarizaçãoque pode servir de base ao trabalho de planificação do professor.

O estudo da Química, no 12.o ano, irá desenvolver-se ao longo de 33 semanas previstas, com uma cargasemanal de três aulas, a que corresponde um total de 99 aulas de 90 minutos cada. Destas, apenas 82 aulasestão contempladas no desenvolvimento programático proposto, ficando as restantes (17 aulas) disponíveispara serem geridas pelo professor, tendo em conta as características da turma e/ou situações imprevistas.

Na seguinte tabela de calendarização encontram-se as 82 aulas contempladas no desenvolvimento programá-tico proposto e 12 aulas agrupadas na categoria Actividades complementares/imprevistas (A.C./I.), onde se inse-rem aulas destinadas à avaliação. Assinalam-se a itálico, no cabeçalho, as actividades laboratoriais opcionais.Para que os professores possam flexibilizar a calendarização, deixamos cinco aulas, que poderão ser englobadasna categoria A.C./I. ou na leccionação, conforme o professor entenda fazer uso delas no decorrer do ano lectivo.Por outro lado, poder-se-ão realizar outras A.L. opcionais, que não as seleccionadas nesta tabela (A.L.). Os pro-fessores poderão, pois, recorrendo a esta proposta, ajustar a calendarização com outras A.L. opcionais.


Semana 1

Semana 2

Semana 3

Semana 4

Semana 5

Semana 6

Semana 7

Semana 8

Semana 9

Semana 10

Semana 11

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Semana 13

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Semana 15

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Semana 17•

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Cap

ítulo

3.4

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Cap

ítulo

3.5

4. Respostas às Actividades do manual

Unidade 1

Actividade 1: Origem e aplicações dos metais (página 17)1. Oxigénio e enxofre.

2. Galena. Pirite. Sulfureto de chumbo e dissulfureto de ferro (II), respectivamente.

3. Al3+; Cu2+; Cr6+; Fe3+; Ag+. Para o cobre: +1 (Cu+); para o ferro: +3 (Fe3+).

4. É +1 e + 2, respectivamente. Seria necessário conhecer a carga do ferro.

5. Cuprite. Por cada mol de calcopirite, M = 183,52 g mol–1; 34,63% da massa refere-se a cobre. Por cada mol de cuprite, M = 143,10 g mol–1; 44,41% da massa refere-se a cobre. Por cada mol de malaquite,M = 221,13 g mol–1; 28,74% da massa refere-se a cobre.

6. Ouro e prata.

7. Resposta aberta.

Actividade 2: Supercondutores e Tabela Periódica (página 28)1. D.

2. Num símbolo químico a primeira letra é sempre maiúscula.

3. YBa2Cu3Ox (x = 6 ou 7).

4. Lantânio. Não existe uma relação directa: uma menor energia de ionização não significa melhor supercon-dutividade. O supercondutor contendo ítrio é melhor (é supercondutor a temperatura mais elevada), noentanto, tem energia de ionização mais elevada.

5. «Os físicos Müller e Bednorz receberam o Prémio Nobel da Física em 1987 por esta descoberta importan-tíssima, que anunciava a possibilidade futura de grandes economias: no transporte de electricidade, emcomputadores mais rápidos, em equipamento electrónico mais pequeno e mais eficiente e em carros e com-boios que se deslocam por levitação»;«Paul Chu, o investigador da Universidade de Houston que, juntamente com três físicos da Universidadede Alabama, descobriu o primeiro material supercondutor»;«em vez de identificar correctamente o material em questão como um óxido de ítrio, cobre e bário, trocouo símbolo do ítrio, um ‘y’, pelo símbolo de um outro elemento químico da mesma família, ‘yb’, que repre-senta o itérbio.»;«parece que se verificaram mesmo fugas, pois antes de o artigo surgir na revista corriam rumores de que oitérbio seria um dos ingredientes da fórmula mágica».

Actividade 3: Percursos (página 40)1. a) 11-15. b) 18-20; 29-31. c) 17-28. d) 29-31. e) 29-31; 34-38. f) 16. g) 32-34. h) 31-33.

2. Resposta aberta.


Actividade 4: A oxidação do ferro (página 47)1.

2. (2 Fe (s) + O2 (g) + 2 H2O (l) d 2 Fe2+ (aq) + 4 OH– (aq)) × 24 Fe (s) + 2 O2 (g) + 4 H2O (l) d 4 Fe2+ (aq) + 8 OH– (aq)

(2 Fe2+ (aq) + 4 OH– (aq) d 2 Fe(OH)2 (s)) × 24 Fe2+ (aq) + 8 OH– (aq) d 4 Fe(OH)2 (s)

3. Palha-de-aço. A superfície de contacto é maior.

4. a) A, X, III; B, Y, I; C, Z, II.b) Resposta aberta.

5. O carbonato dissolve-se em meio ácido.

Actividade 5: Pilhas descartáveis e pilhas recarregáveis (página 63)1. a) e c): recarregáveis. b) e d): descartáveis.

2. Resposta aberta.

3. a) Pilhas de mercúrio e pilhas de óxido de prata.

b) Para a reacção: Zn (s) + HgO (s) d ZnO (s) + Hg (l), há a transferência de 2 mol de electrões. A massa de reagentes é: M(Zn) + M(HgO) � 282 g. Então a massa é 141 g por cada mole de electrões.Para a reacção: Zn (s) + Ag2O (s) d ZnO (s) + 2 Ag (s), há a transferência de 2 mol de electrões. A massa de reagentes é: M(Zn) + M(Ag2O) � 297 g. Então a massa é 148,5 g por cada mole de electrões.Para a reacção: 2 Zn (s) + O2 (g) d 2 ZnO (s), há a transferência de 4 moles de electrões. A massa dereagentes é: 2 × M(Zn) � 130 g. Então a massa é 32,5 g por cada mole de electrões. Note-se que O2 nãofaz parte da pilha (é proveniente do ar).A pilha mais pesada será a de óxido de prata.

c) Devido à toxidade do mercúrio.

4. Resposta aberta.

7

2 Fe (s) + O2 (g) + 2 H2O (l) d 2 Fe2+ (aq) + 4 OH– (aq)4 H+ (aq) + 4 OH– (aq) d 4 H2O (l)

2 Fe (s) + O2 (g) + 4 H+ (aq) d 2 Fe2+ (aq) + 2 H2O (l)

4 Fe (s) + 2 O2 (g) + 4 H2O (l) d 4 Fe2+ (aq) + 8 OH– (aq)4 Fe2+ (aq) + 8 OH– (aq) d 4 Fe(OH)2 (s)

4 Fe(OH)2 (s) + O2 (g) + 2x H2O (l) d 2 Fe2O3·xH2O (s) + 4 H2O (aq)

(4 Fe (s) + 3 O2 (g) + 2x H2O (l) d 2 Fe2O3·xH2O (s)) ÷ 2

2 Fe (s) + O2 (g) + x H2O (l) d Fe2O3·xH2O (s)3�2

Actividade 6: Percursos (página 69)1. a) 43-45. b) 43; 46. c) 46. d) 46. e) 47-49. f) 47-49. g) 53-55. h) 50-51. i) 59-63.

2. Resposta aberta.

Actividade 7: Electrólise e desinfecção de piscinas (página 77)1. Titânio e platina.

2. Nas pilhas, também chamadas células galvânicas, ocorrem reacções espontâneas que permitem obter cor-rente eléctrica. Nas células electrolíticas aplica-se corrente eléctrica para provocar reacções químicas quenão ocorrem significativamente de modo espontâneo.

3. a) c = 0,086 mol/dm3.

b) n = 8,6 × 104 mol

4. Cl2 + H2O d HCl + HClO. O n.o. do cloro passa de 0 para –1 em HCl e para +1 em HClO. Trata-se deuma reacção de oxidação-redução. Dismutação.

5. O sódio oxida-se com grande facilidade, ao contrário do cobre.

6. b) Significa que proporcionam uma superfície de contacto sem participar na reacção.

c) Aumentar a condutividade eléctrica da solução.

d) Devido à presença de iões Cu2+ em solução.

e) Electrólise da água: 2 H2O + 2 e–

d H2 (g) + 2 OH– (aq) redução2 H2O d O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e– oxidação

Electrólise do cloreto de sódio:2 H2O (l) + 2 e–

d H2 (g) + 2 OH– (aq) redução2 Cl– (aq) d Cl2 (g) + 2 e– oxidação

Electrólise do cloreto de sódio com eléctrodo activo de cobre:2 H2O + 2 e–

d H2 (g) + 2 OH– (aq) reduçãoCu (s) d Cu2+ (aq) + 2 e– oxidação

f) Eléctrodo positivo: Cl2.Eléctrodo negativo: H2.

g) Descoloração, devido à acção do cloro.

7. Resposta aberta.


Actividade 8: A cor do vinho tinto (página 93)1. Verde e azul.

2. Absorve a banda correspondente à radiação de cor verde, pelo que será magenta.

3. Absorção da banda correspondente à radiação vermelha.

4. Azul.

5. a) Baixo e largo. Porque a absorção selectiva da radiação, que confere a cor ao vinho, é tanto maior quantomaior for o percurso óptico: Lei de Lambert-Beer, A = � � c onde A é a absorvância e � é o percursoóptico da radiação.

b) O vinho é vermelho, pelo que absorve preferencialmente as radiações azul e verde. O copo é azul, peloque absorverá preferencialmente as radiações vermelha e verde. O verde é fortemente absorvido, peloque o vinho terá uma coloração mais próxima da magenta. Em todo o caso, terá uma coloração maisescura, pois o conjunto (copo + vinho) tornar-se-á mais opaco (absorve uma gama maior de radiação).

Actividade 9: Os metais na alimentação (página 99)1. B.

2. Não: como não se oxidam facilmente, não formam iões. O mecanismo referido no texto envolve a oxidaçãoa iões metálicos que são depois absorvidos pelo organismo, pelo que o mecanismo de absorção não deveser semelhante.

3. 26Fe: [Ar] 3d6 4s2

30Zn: [Ar] 3d10 4s2

O zinco possui a orbital d totalmente preenchida. Não tem electrões desemparelhados, ao contrário do ferro.

5. Resposta aberta.

Actividade 10: Sais para pintura (página 110)1. C.

2. As2S3 e Fe2O3.xH2O.

3. a) Fe2O3.xH2O ou ZnO.b) As2S3 ou PbO ou PbCrO4 ou BaCrO4 ou SrCrO4 ou ZnCrO4.

4. Em meio alcalino ocorre a reacção:PbCrO4 (s) + 3OH– (aq) � [Pb(OH)3]– (aq) + CrO4

2– (aq)em que há formação de espécies iónicas que ficam em solução.

5. ZnO (s) + H2O (l) � Zn2+ (aq) + 2 OH– (aq) eZnO (s) + 5 H2O (l) � Zn[(OH)(H2O)3]+ (aq) + H3O+ (aq).

6. Resposta aberta.

9

Actividade 11: Ácido-base e a saúde dos dentes (página 115)1. Cálcio, Ca.

2. CH3CHOHCOOH (aq) + NaOH (aq) d CH3CHOHCOONa (aq) + H2O (l) O lactato de sódio tem carácter básico.

3. a) OH– (aq) + H2O (l) u H2O (l) + OH– (aq)F– (aq) + H2O (l) u HF (aq) + OH– (aq)

b) Significa que a reacção de hidrólise é menos extensa.

4. Ca10(PO4)6F(OH) é menos solúvel em água do que a hidroxiapatite. Além disso, o equilíbrio de solubili-dade não é tão afectado pelo meio ácido, porque F– é uma base mais fraca do que OH–.

5. A.

Actividade 12: Percursos (página 119)1. a) 69. b) 69-70. c) 71-74. d) 77-78; 83-84. e) 79-81. f) 83. g) 85-90. h) 130-133. i) 126-129. j) 91-95.

k) 96-98. l) 97. m) 97. n) 96. o) 104-105. p) 108-109. q) 109-110. r) 111.

2. Dos minerais aos metais: E; Metais, complexos e cor: C; Metais e vida: A; Metais e catálise: D; Compostosde metais e comportamento ácido-base: B

3. Resposta aberta.

Unidade 2

Actividade 1: Evolução do preço do petróleo (página 167)1. Porque se trata de um combustível que resultou da compressão de matéria orgânica deteriorada no subsolo

há milhões de anos, sofrendo determinadas alterações físico-químicas.

2. a) i) Guerra israelo-árabe ou Guerra Irão-Iraque ou Guerra do Golfo ou Guerra do Iraque ou Conflito doLíbano; ii) Revolução iraniana ou Greve na Venezuela; iii) Crise financeira asiática ou Crise financeirainternacional.

b) i) Ver i) e ii) da alínea a); ii) Crise financeira asiática ou 11 de Setembro.

3. Aproximadamente 35 dólares, nos dois casos. Terá sido muito mais caro em 1980, devido à inflação.

4. Alguns dos maiores produtores de petróleo, como por exemplo o Irão e o Iraque, foram ao longo das últi-mas décadas palco de conflitos militares e de convulsões sociais.

5. Médio Oriente.

6. Resposta aberta.

7. OPEP: Organização dos Países Exportadores de Petróleo.Usar como palavras-chave: «OPEP»; «OPEP organização»; …


Actividade 2: Simulação computacional de gases (página 185)1. a) Aumenta. b) Aumenta. c) Aumenta.

2. a) Só aumenta quando há aumento da temperatura (visualiza-se um aumento da velocidade das partículas).b) Aumenta em todas as situações.

3. i) N.º de moléculas – máximo; Volume – mínimo; Temperatura – máxima.ii) N.º de moléculas – mínimo; Volume – máximo; Temperatura – mínima.

4. Como a pressão aumenta com a temperatura, pode suceder que o gás contido no spray, ao ser sujeito a tem-peraturas elevadas, rebente em resultado da elevação de pressão.

5. a) V = 24,5 dm3; b) V = 22,4 dm3.

6. Usar como palavras-chave: «converter unidades pressão».

Actividade 3: Gases, combustíveis e segurança (página 190)1. C.

2. a) O folheto refere que as garrafas nunca devem estar instaladas «abaixo do nível do pavimento ou em cir-cunstâncias que possam facilitar a acumulação de gás em compartimentos, canais, poços, esgotos ououtros pontos baixos nas proximidades». Isto sugere que, em caso de fuga, ocorrerá acumulação juntoao solo. Uma eventual fuga de gás escapará pela ventilação inferior.

b) Considerando o propano e o butano como gases perfeitos nas condições PTN, então:M(C3H8) = 44 g/mol; � = M/Vm = 44/22,4 = 1,96 g dm–3

M(C4H10) = 58 g/mol; � = M/Vm = 58/22,4 = 2,59 g dm–3

Qualquer um destes gases é mais denso do que o ar, pelo que uma sua mistura também o será. Assim,o gás de botija tenderá a acumular-se junto ao solo e uma eventual fuga de gás escapará pela ventilaçãoinferior.

3. «evitar a sua exposição directa ao sol»

4. a) Butano. É o componente da mistura com maior quantidade de matéria (moles) e, portanto, maior frac-ção molar na mistura, sendo assim o que mais contribui para a pressão total, de acordo com a Lei deDalton: pA = xA p.

b) ptotal = 24 MPa (para uma temperatura de 25 ºC é uma pressão muito superior à do ensaio; como o butanoe o propano não se comportam como gases ideais, a pressão que exercem é muito menor do que o valorcalculado). Repare-se que a massa de butano existente na botija é muito maior. Isto porque o butano nãotem comportamento de gás ideal na situação considerada e, antes de atingir a pressão de ensaio, eleliquefaz-se. Na realidade, será necessária uma massa muito maior para atingir a pressão de ensaio.

5. Resposta aberta.

Actividade 4: Portugal e o Protocolo de Quioto (página 195)1. Para o período 2008-2012, um aumento de 27% das emissões de GEE em relação a 1990. 36%, 41% e

40%, respectivamente.

2. Aumento do uso de biocombustíveis; maior utilização de energias renováveis; incremento no uso de trans-portes colectivos, em detrimento de transportes privados; plantação de árvores.

3. Opção por electrodomésticos de elevada eficiência energética; substituição de lâmpadas de incandescênciapor lâmpadas economizadoras; evitar o uso de automóvel em pequenos percursos.

11

Vantagens Desvantagens

Petróleo Vasto campo de aplicações. Não é renovável; encontra-se distribuído de forma não uniforme.

Gás natural É o mais limpo dos combustíveis fósseis. Não é renovável; encontra-se distribuído de forma não uniforme.

Carvão É barato.

Não é renovável; encontra-se distribuído de forma não uniforme;requer controlo (alto custo) de poluição do ar (por exemplo, mercúrio,dióxido de enxofre); contribuinte significativo para o aumento das chu-vas ácidas e o aquecimento global.

Energia eólica Não emite poluição directamente. Limitada a determinadas áreas geográficas; intermitente.

Energia hídrica Não emite poluição directamente. Limitada a determinadas áreas geográficas; altera o microclima.

Energia solar Não emite poluição directamente.Limitada a determinadas áreas geográficas; requer uma vasta área deterreno; rendimento baixo; a tecnologia é cara.


4. Protocolo de Quioto:– aprovado em 1997;– assinado por Portugal em 1998;– ratificado por Portugal em 2002;– entrou em vigor em 2005;…

5. Resposta aberta.

Actividade 5: Biocombustíveis ou agrocombustíveis? (página 198)1. «Biocombustíveis» são combustíveis de origem biológica, isto é, obtidos a partir de recursos vegetais, que

são renováveis. Esta designação sugere um combustível «amigo do ambiente». «Agrocombustíveis» sugerecombustíveis obtidos a partir da prática de agricultura intensiva, tendo uma conotação negativa do pontode vista ambiental.

2. Os cereais destinados à alimentação passaram a ser usados na produção de biocombustíveis, gerando umdéfice entre procura e oferta de cereais, o que fez aumentar os preços.

3. a) Necessidade de preservar intactas as ligações características de álcoois e de éteres, pois a presença destescompostos valorizará o combustível.

b) p = 69,3 atm.c) Os custos energéticos são elevados devido à necessidade de utilizar altas temperaturas e pressões.

Actividade 6: O hidrogénio como combustível alternativo (página 201)1. a) p = 727 atm; b) E = 144 MJ.

2. Falsas: A, B e C. Verdadeira: D.

3. A energia que o combustível disponibiliza por unidade de massa (MJ por quilograma), ou por unidade devolume (MJ por litro).

4. Resposta aberta.

Actividade 7: Percursos (página 202)1. a) 166-167. b) 164, 167. c) 172-173. d)173. e) 173-175. f) 176. g) 179-180. h) 180-186. i) 187-192. j) 192-196.

2.

13

Actividade 8: Toxicidade do monóxido de carbono (página 224)1. É inodoro e invisível.

2.

3.

4.

Actividade 9: Criar fórmulas de estrutura no computador (página 247)1. Resposta aberta.

2. Resposta aberta.

3. Resposta aberta.

4. Regra do octeto.

Actividade 10: Isomeria e índice de octanas (página 252)1. I.O. = 62.

2. a)

b) Usa-se a designação iso-octano porque o 2,2,4-trimetilpentano é um isómero do octano.

3. B.

Sintomas ppm % (V/V )

Dor de cabeça, cansaço e náuseas. 70 > 0,007

Perda de consciência. 200 > 0,02

Perigo de vida ao fim de 3 horas. 400 > 0,04

Perigo de vida ao fim de 1 hora. 1600 > 0,16

Perigo de vida ao fim de alguns minutos. 10 000 > 1,0

Concentração de CO

Fe

Orbitais atómicas Orbital molecular

Fe+ C CO O

Fe Fe

Orbitais moleculares

+ C O C O

Orbitais atómicas

Fe C O

CH3

CH3

CH3

C CH2 CH

CH3

CH3

4. a) Isomeria funcional (ou de grupo característico).

b)

hexan-1-ol

c) Resposta aberta.

5. O butano possui um I.O. = 113. O isómero 2-metilpropano, mais ramificado que o butano, possui um I.O. = 121.

6. C.

7.


C

H

O

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H

CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH CH3

CH3 CH3 CH2 CH2 CH CH CH3

CH3

CH3

CH3 CH2 CH2 CH2 CH CH2 CH3

CH3

CH3 CH2 CH2 CH CH2 CH2 CH3

CH3

CH3 CH2 CH CH CH2 CH3

CH3

CH3

CH3 CH2 CH CH2 CH CH3

CH3

CH3

CH3 CH2 CH C CH3

CH3

CH3CH3

CH3 CH CH2

CH3

CH3CH3

C CH3

CH3 C

CH3CH3

CH3CH3

C CH3

CH3 CH2 CH2 CH2 C CH3

CH3

CH3

CH3 CH CH2 CH2 CH CH3

CH3

CH3

CH3 CH2 CH CH2 CH2 CH3

CH2

CH3

CH3

CH3 CH2 CH CH CH3

CH2

CH3

CH3

CH3 CH2 C CH2 CH3

CH2

CH3

CH3 CH2 CH2 C CH2 CH3

CH3

CH3

15

Água

Plástico

Água

Vidro

N.o de ligações

C – C C – H C = O O = O O – H

C4H8 4 10 0 0 0

O2 0 0 0 1 0

CO2 0 0 2 0 0

H2O 0 0 0 0 2

Actividade 11: Simulações computacionais e ligaçõesintermoleculares (página 260)

1. a) A barra de plástico fica electrizada negativamente. A barra de vidro fica electrizada positivamente.

b) i) ii)

c) B.

3. Solventes polares dissolvem compostos polares e solventes apolares dissolvem compostos apolares.

4. O facto de a carga total das partículas ser neutra não impede que, num dado momento, se forme um dipolo,dipolo instantâneo, que induzirá um dipolo noutra partícula vizinha, estabelecendo-se assim ligações inter-moleculares.

Actividade 12: Percursos (página 263)1. a) 200-210. b) 204. c) 210-213. d) 214-218. e) 219-222.

f) 223-225. g) 225-239. h) 239-243. i) 244-250.

Actividade 13: Poder energético dos combustíveis (página 270)1. a) CH3CH2CH2CH3 (g) + O2 (g) d 4 CO2 (g) + 5 H2O (g)

b)

c) E = 5494 kJ mol–1, E = 497 kJ mol-1, E = 1598 kJ mol–1, E = 924 kJ mol–1, respectivamente.

d) �cHo = –2288 kJ mol–1.

2. Resposta aberta.

13�2

Actividade 14: O lado bom das radiações ionizantes (página 282)1. Radiações electromagnéticas: raios X, radiações �. Feixes de partículas: positrões, neutrões de baixa energia.

2. A.

3. Os núcleos são estáveis quando a razão � 1.

tecnécio-99: Z = 43, A = 99; = 0,77

tálio-201: Z = 81, A = 201; = 0,68

4. Não existe qualquer risco de os alimentos serem contaminados por substâncias radioactivas, uma vez quesão irradiados com radiação electromagnética. E quando cessa a radiação, cessam os seus efeitos.

Actividade 15: Percursos (página 285)1. a) 254-256. b) 257. c) 257. d) 260-261. e) 262-263. f) 264.

g) 265. h) 265-266. i) 266-269. j) 270-271. k) 265. l) 271-272.

2.

Z�A – Z

Z�A – Z

Z�A – Z


Combustíveis

Energia nuclear

Fusãonuclear

Estrelas Centrais nucleares

Fissãonuclear

Problemasecológicos

Poluição

Alternativasaos

combustíveis

Entalpia e variação de entalpiaEntalpia de formaçãoEntalpia de combustãoLei de Hess1.ª Lei da Termodinâmica

cuja energia serelaciona com

conceitos e leisda Termodinâmica, como

que pode ser o recurso à

para os quaisexistem

produzida emreacções de

ocorre nas ocorre nas

que pode causar

iodo-123: Z = 53, A = 123; = 0,76

gálio-67: Z = 31, A = 67; = 0,86Z�A – Z

Z�A – Z

Sacos de compras Vantagens Desvantagens

PlásticoÉ impermeável; é resistente;produção menos poluente.

É um recurso não renovável;possui um tempo de biode-gradabilidade muito elevado.

PapelÉ biodegradável; usa maté-rias-primas renováveis.

Não é impermeável; é menosresistente; produção mais po-luente.

Unidade 3

Actividade 1: Plásticos em Portugal e no Mundo (página 323)1.

2. Total = (Consumo de matérias-primas) + (Importações de semi-elaborados e obras) – (Exportações desemi-elaborados e obras) + (Importações de desperdícios) – (Exportações de desperdícios).

3. 55,9 kg/habitante. A capitação mais próxima é a do Japão.

4. Resposta aberta.

Actividade 2: Escolher o melhor saco de compras (página 326)1. O pão.

2. O produto final continua a ser demasiado caro. Não foi ultrapassado, caso contrário já usaríamos, com cer-teza, este tipo de embalagem (note-se que a notícia é de 1991!).

3.

4. B, D e E.

5. Resposta aberta.

6. Resposta aberta.

17

5

01940 1950 1960 1970

Ano

Evolução da produção mundial de plásticos

1980 1990 2000 2010 2020

Prod

ução

mun

dial

/ (×

107

tone

lada

s)

10

15

20

25

30

35

40

45


Actividade 3: Borracha natural e borracha vulcanizada (página 335)1. 2-metilbuta-1,3-dieno.

2. M(motivo) = 68,0 g mol–1.Em 1 g de poli-isopreno temos 1 g / 68,0 g mol–1 = 0,0147 mol da unidade estrutural que se repete (motivo).Se supusermos que cada ponte de enxofre usa um átomo de enxofre por cada unidade estrutural do polí-mero (motivo), então para se formarem 100% de ligações com o enxofre necessitaríamos de 0,0147 mol de S,ou seja: 0,0147 mol × (32,06 g mol–1 × 2) = 0,943 g.Para se formarem 5% de ligações necessitámos apenas de: 0,05 × 0,943 g S = 0,0472 g de S.

Actividade 4: Análise de fibras e detecção de falsificações (página 338)1. a) Fibras naturais: algodão, lã, linho, seda. Fibras sintéticas: poliéster, nylon, acrílico, elastano.

b) Algodão e linho.

3. Resposta aberta.

Actividade 5: A reciclagem do vidro (página 353)1. Podem ser colocados no vidrão: garrafa, frasco, boião de vidro.

Não podem ser colocados no vidrão: vidro de janela, copo de vidro, jarra, lâmpada, vidro de automóvel,cristal, pyrex, cerâmica, entre outros.

2. O primeiro sugere o depósito no lixo, que é um comportamento do mais elementar civismo. O segundosugere o depósito num contentor apropriado para reciclagem, apelando à consciência ambiental.

3. a) Poupa-se energia. b) Contribui-se, por exemplo, para uma campanha de apoio a crianças ou, mais recen-temente, de apoio às vítimas de cancro da mama. c) Evita-se poluição.

4. Pilhas, medicamentos, óleos usados, pneus usados, consumíveis informáticos, veículos em fim de vida,equipamentos eléctricos e electrónicos, óleos alimentares usados, radiografias, rolhas, etc.

Actividade 6: Os novos materiais (página 358)1. Para que o supercondutor se encontre a uma temperatura suficientemente baixa para poder exibir super-

condutividade.

2. O comboio movimenta-se sem que exista atrito por contacto (linha-comboio).

3. C.

4. Aplicações actuais: óculos com lentes anti-reflexo, resistentes ao choque e repelentes ao pó, e cremes com a capacidade de penetrar mais profundamente na pele, potenciando o efeito anti-rugas. Aplicações futuras: máquinas inteligentes capazes de substituir os convencionais tratamentos de quimiotera-pia e radioterapia, computadores com gigantesca capacidade de armazenamento, baixos consumos de energiae reduzidas dimensões, e robôs com instruções precisas para destruir as células malignas no corpo humano.

Actividade 7: Percursos (página 362)1. a) 313-315; 335-337; 341-346. b) 338-340; 320-321. c) 315, 340, 344. d) 321-337; 341-346.

e) 329. f) 327. g) 351-352. h) 328, 330-331. i) 342, 344. j) 344-345.

2. Resposta aberta.

5. Textos complementares ao manual

Esta secção engloba textos com clara aproximação ao Programa, mas que se considerou representaremuma sobrecarga, caso fossem integrados no manual (destinado ao aluno). Assim, propõe-se aqui um conjuntode textos complementares que permitirão aos professores um enquadramento geral e eventual aprofunda-mento de determinados assuntos.

Unidade 1

Texto complementar 1

Palavras-chave: substância elementar, Tabela Periódica dos Elementos, metais, semi-metais, não-metais, gru-pos, períodos, série dos elementos lantanóides, série dos elementos actinóides.

A descoberta dos elementos ao longo do tempo foi, de facto, a descoberta de substâncias elementares, deque são exemplos o metal ferro, Fe (s), e o gás cloro, Cl2 (g), correspondentes aos elementos ferro, Fe, ecloro, Cl, respectivamente. No final deste Caderno encontra-se uma tabela sobre a descoberta dos elementos.Recorde-se, contudo, que o mesmo elemento pode estar presente em substâncias elementares diferentes. É ocaso do elemento oxigénio, O, nas substâncias elementares oxigénio, O2 (g), e ozono, O3 (g).

Em meados do século XIX eram conhecidas 59 substâncias elementares, e pouco se sabia sobre os átomospara além das suas massas relativas (recorde-se que a descoberta de uma estrutura nuclear para os átomosdata de 1910). Assim, as primeiras tentativas de sistematização e racionalização dos conhecimentos nestecampo – que culminariam na criação da Tabela Periódica dos Elementos – basearam-se, naturalmente, nascaracterísticas de substâncias elementares. Duas grandes classes de substâncias elementares logo emergiram:os metais e os não-metais. Depois, viria a identificar-se um pequeno conjunto de substâncias elementares quenão cabiam em qualquer destas categorias, exibindo algumas características intermédias ou, em simultâneo,características de ambas: os semi-metais, de que o silício, Si (s), e o arsénio, As (s), são dois exemplos.

As semelhanças de propriedades reconhecidas nas famílias de substâncias elementares reflectem seme-lhanças entre os respectivos elementos, por sua vez decorrentes de semelhanças nas estruturas dos corres-pondentes átomos. A cada família corresponde, assim, uma coluna de átomos na Tabela Periódica. Estascolunas estão colocadas lado a lado, de forma a respeitar-se uma ordem crescente de número atómico, dis-pondo os metais à esquerda e os não-metais à direita (inicialmente atendeu-se à ordem crescente das massasatómicas, que, com poucas excepções, viria a identificar-se com a ordem crescente da carga nuclear). Estaforma de organizar os elementos traduz a maneira como as respectivas propriedades variam regularmentecom o número atómico, repetindo-se, no essencial, perante certas diferenças neste número. Por isso se falade período e de propriedades periódicas dos elementos. Na Tabela Periódica, as colunas designam-se porgrupos e as linhas designam-se por períodos (Fig. 1).

19

Na sua forma moderna, a Tabela Periódica tem 18 grupos, começando nos metais alcalinos e acabando nosgases raros. O hidrogénio (Z = 1), dadas as suas características especiais, não se inclui em nenhum deles,enquanto o hélio (Z = 2) é o único elemento do 1.o período. Os dois períodos seguintes contêm oito elemen-tos cada um. Isto quer dizer que, de Z = 2 até Z = 20, as propriedades, no essencial, se repetem de oito emoito no valor do número atómico (Fig. 2).

Com o potássio, K (Z =19), inicia-se um período mais longo, de 18 elementos, até ao krípton, Kr (Z = 36).Segue-se mais um período de 18 elementos até ao xénon, Xe (Z = 54), e ainda outro que, no entanto, apresentaum salto de Z = 57 para Z = 72. Esta descontinuidade corresponde a uma sequência de 14 elementos (do cério, 58Ce, até ao lutécio, 71Lu), que se seguem ao lantânio, La (Z = 57), todos com propriedades muitosemelhantes entre si. Constituem a chamada série dos elementos lantanóides, lantanídeos, ou terras raras.Semelhante descontinuidade verifica-se a seguir ao actínio, Ac (Z = 89), com a série dos elementosactinóides, ou actinídeos, onde se inclui o urânio, U (Z = 92).


H

Li Be

Na Mg

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

In Sn Sb Te I Xe

Tl Pb Bi Po At Rn

Al Si P S Cl Ar

B C N O F Ne

He

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Fr Ra

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uuq UupUut Uuh UuoLa

Ac

1

1

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

18

2

3

4

5

6

7

Fig. 1 Grupos e períodos na Tabela Periódica.

Fig. 2 Excerto da Tabela Periódica.

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

2He

11Na12Mg 13AI 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

19K 20Ca


Palavras-chave: elementos mais abundantes na Terra.

São conhecidas as percentagens dos elementos mais abundantes na Terra. Trata-se de uma estimativa emtermos de quantidade química, que está relacionada com o número de átomos. Em termos de massa, há queatender a que os átomos de diferentes elementos têm, em geral, massas diferentes. Um simples cálculo, utili-zando as massas atómicas dos elementos, permite obter valores em percentagem em massa a partir de dadosde percentagem em número de átomos.

Note-se, por exemplo, que embora a percentagem de oxigénio seja 48,8% e a do ferro 14,3%, emnúmero de átomos (ou em quantidade de matéria, expressa em mol), quando atendemos à diferença de massa atómica � 16 para O e 56 para Fe �, as percentagens em massa passam a ser, respectivamente,30% e 35% (Fig. 3).

Que o ferro seja relativamente abundante não deve surpreender, se tivermos em atenção que o respectivonúcleo atómico é o mais estável nos processos de nucleossíntese que, depois do Big Bang, há cerca de 15 milmilhões de anos, se terão verificado nas estrelas de maior massa (centros muito compactos e quentes).

Acresce que, face à grande abundância de hélio-4, 42He, no início do Universo (além de hidrogénio), surgi-ram predominantemente núcleos de número de massa e de número atómico múltiplos de 4 e 2, respectiva-mente. Entre os elementos mais abundantes no Universo contam-se, assim, os não-metais carbono (isótopomais abundante, 12

6C) e oxigénio (isótopo mais abundante, 168O), e os metais magnésio (isótopo mais abundante,

2412Mg) e ferro (isótopo mais abundante, 56

28Fe).

Mas a distribuição dos metais na Terra, e a do ferro em particular, não é uniforme. O ferro concentra-se nointerior do planeta, juntamente com o níquel, surgindo na forma de iões em vários minerais na litosfera.Mesmo nos oceanos, a sua distribuição não é uniforme. Há zonas tão pobres neste elemento que o plânctonnão existe, e sem plâncton não há vida superior. A experiência mostra que «adubar» certas zonas do oceanoPacífico com sulfato de ferro (II) aumenta drasticamente as respectivas flora e fauna.

21

Fig. 3 Abundância dos diferentes elementos na Terra.

35%Ferro

15%Silício

7%Outros

13%Magnésio

30%Oxigénio

Unidade 2


Palavras-chave: orbitais de valência, estados de energia, termos, regra de Hund, energia correspondente a umadeterminada distribuição electrónica.

Sempre que as orbitais de valência não estejam completas, há várias maneiras distintas de distribuir os elec-trões, compatíveis com a mesma configuração. Por exemplo, para o átomo de carbono, 1s2, 2s2, 2p2, os doiselectrões p podem ser considerados na mesma orbital (2pz, por exemplo) ou em orbitais diferentes. Estas duassituações não são equivalentes e correspondem a valores de energia diferentes; com efeito, a repulsão entre osdois electrões p não é a mesma nos dois casos. Considerados os dois electrões em orbitais p diferentes, ainda háa possibilidade de eles terem spins opostos ou spins paralelos, e isto significa, igualmente, diferenças de energia.

Há, na verdade, 15 maneiras distintas de distribuir dois electrões por três orbitais, com spin � ou � (com-binações de 6, 2 a 2). Estes 15 estados correspondem a cinco níveis de energia diferentes, agrupados em trêsgrupos chamados termos. Os termos diferem em energia porque a repulsão electrónica difere; os níveis emcada termo diferem de energia porque a interacção spin-orbital não é a mesma.

Assim, à configuração 1s 2 2s 2 2p 2 do carbono correspondem cinco valores de energia! Naturalmente, o átomo «prefere» existir no nível de energia mais baixo. Verifica-se que o termo de energia menor é aqueleem que os electrões 2p foram considerados com o mesmo spin. Esta verificação genérica é conhecida porregra de Hund (1927). Por isso se representa, por vezes, a distribuição electrónica do átomo C assim:

Note-se, no entanto, que já não é apenas a configuração electrónica que está a ser representada grafica-mente, mas, de facto, um dos (nove) estados pertencentes ao termo de menor energia.

Esta discussão ilustra também outro ponto importante. É que a energia correspondente a uma determinadadistribuição electrónica não é simplesmente a soma das energias associadas a cada orbital multiplicadas pelonúmero de electrões em cada uma. Para o caso acima:

E (electrónica) � E1s × 2 + E2s × 2 + E2p × 2

Caso se verificasse igualdade, então haveria só um valor de energia para a configuração 1s 2 2s 2 2p 2.


2p

2s

1s


Palavras-chave: energia das orbitais 3d e energia das orbitais 4s, regra «aufbau».

Com poucas excepções (por exemplo, potássio, com a configuração [Ar] 4s1 e não [Ar] 3d 1), as orbitais3d têm energia inferior à orbital 4s. Por isso, na configuração electrónica do ferro, por exemplo, a orbital 4sé indicada depois das 3d : [Ar] 3d 6 4s 2. Pela mesma razão se diz que a dupla ionização de Fe com produçãodo ião Fe2+ (configuração [Ar] 3d 6) corresponde à perda dos dois electrões 4s. Mas então por que motivo asubconfiguração electrónica de valência para Fe não excitado é 3d 6 4s 2 e não 3d 8?

Há três tipos de razões. Por um lado, como se referiu no Texto complementar 3, a uma mesma configura-ção podem corresponder várias energias. Depois, a energia de um determinado estado não é simplesmente a soma das energias das orbitais ocupadas multiplicadas pelo respectivo número de electrões. Finalmente, a energia associada a um certo tipo de orbitais depende do número de electrões nelas considerados. Não sur-preende, pois, que a regra do preenchimento sucessivo das orbitais de energia crescente – regra da «constru-ção» (ou «aufbau») – possa não se verificar, como sucede com Fe e muitos outros elementos de transição.

(Para uma discussão mais aprofundada, ver, por exemplo, Orbitais em Átomos e Moléculas, de V. M. S. Gil,série de manuais universitários, edição da Fundação Calouste Gulbenkian, 1996.)


Palavras-chave: raio iónico, raio covalente, raio atómico, raio de Van der Waals.

Os iões Na+ e Cl– podem ser considerados como esféricos, definindo-se os raios iónicos supondo os iõesrepresentados por esferas que se tangenciam; a distância internuclear é igual à soma dos raios iónicos:

281 pm = rNa+ + rCl–

Na verdade, os valores médios para rNa+ + rCl– obtidos a partir de vários sais são, respectivamente, 95 e 181 pm,cuja soma se aproxima de 281 pm.

Para moléculas, como por exemplo o Cl2, a união dos dois elementos (cloro) faz-se mediante uma ligaçãocovalente. Metade da distância que separa os dois núcleos de cloro (na molécula) é informativo do raio cova-lente do cloro: a distância entre os núcleos de cloro na molécula Cl2 é 198 pm, logo o raio covalente do cloroé 99 pm.

23

281 pm

Na+ Cl-

No caso mais simples de metais – onde os átomos são todos iguais –, metade da distância internuclear dá oraio atómico. Por exemplo, para o alumínio temos:

pelo que o raio atómico é 143 pm.Num metal, existe uma forte união entre os átomos (ligação metálica), o mesmo acontecendo entre os iões

de um composto iónico (ligação iónica). Embora não se tratem, literalmente, de ligações intramoleculares,ainda menos podem ser consideradas ligações intermoleculares. Em particular, a sua intensidade é mais próxi-ma da de ligações intramoleculares do que da de ligações intermoleculares. A mesma coisa se diz das ligaçõesem sólidos como o diamante, a grafite, a sílica. Trata-se de estruturas gigantes baseadas em ligações covalentesentre átomos. Na grafite, porém, com a sua estrutura em camadas de átomos ligados covalentemente, as liga-ções entre camadas adjacentes caem na categoria de ligações intermoleculares.

A figura 4 mostra a variação da energia de duas moléculas monoatómicas de hélio com a distância entre osrespectivos núcleos, em comparação com a curva equivalente para dois átomos H.

Duas diferenças são facilmente identificadas:– o mínimo ocorre para uma distância internuclear muito maior no caso dos dois átomos He: 310 pm

contra 74 pm;– o valor desse mínimo de energia é muito menor para o caso de dois átomos He: cerca de 100 kJ mol–1,

contra quase 500 kJ mol–1.

Assim, a associação de dois átomos H à distância internuclear de 74 pm constitui uma molécula estável,com uma apreciável energia de ligação, ao passo que a associação de dois átomos He à distância de 310 pmnão é suficientemente estável para se poder considerar uma molécula. Outros cálculos mais recentes indicama ocorrência do mínimo de energia para dois átomos He para distâncias ainda maiores.

Na figura considerada, a seta indica a distância mínima a que os dois núcleos He podem chegar, numarranjo de energia igual à dos átomos separados. Porque as forças entre moléculas como as de hélio se desig-nam frequentemente por forças de Van der Waals, metade dessa distância – 128 pm – é o chamado raio deVan der Waals do hélio.


Fig. 4 Variação da energia de dois átomos He (A) e de dois átomos H (B) com a distância internuclear.

100 200 300 400

E

d / pm0

B

H2

He2

A

Comprimentode ligação

2 × raio de Van der Waals

286 pm

Al Al


Palavras-chave: números quânticos, forma das orbitais, orientação espacial das orbitais.

Enquanto as orbitais s têm simetria esférica à volta do núcleo, a forma das orbitais p já apresenta doislóbulos, um para cada lado do núcleo, e as orbitais d quatro lóbulos. A figura 5 mostra as representações dasfunções matemáticas respectivas.

Trata-se de curvas em duas dimensões, relativamente exteriores, como conjuntos de pontos, onde aquelasfunções assumem os mesmos valores. Isto significa idêntica probabilidade electrónica nesses pontos. Como oque se representa são as funções matemáticas e não as probabilidades electrónicas, há indicações dos sinais +ou –, conforme os valores assumidos pelas funções são positivos ou negativos.

De modo a caracterizar uma orbital, no que respeita, especificamente, ao nível energético, forma e orienta-ção espacial, existe um conjunto de números quânticos: o número quântico principal, n, o número quântico de momento angular, �, e o número quântico magnético, m�. Por exemplo, a orbital 3s é caracterizada pelosnúmeros quânticos: 3, 0, 0.


Palavras-chave: compostos iónicos, constante de Madelung.

Para compostos iónicos, ignorando a covalência residual e considerando os iões substituídos por cargaspontuais, é possível calcular um valor teórico para a energia de rede (U ), que então se identifica aproximada-mente com a energia potencial electrostática de um conjunto tridimensional de cargas eléctricas pontuais.Para sais de fórmula MX com a estrutura de NaCl, temos

U = – M (q / r ) , M = 1,75

em que M é a chamada constante de Madelung, cujo valor depende da estrutura da rede cristalina, q é a grandezada carga dos iões M (+) ou X (–) e r é a distância interiónica. Para NaCl temos U = –866 kJ mol–1, que é sur-preendentemente (em face das aproximações acima referidas) próximo do valor experimental, que é 766 kJ mol–1.

25

+ -

+

+

A B C

Fig. 5 Representação de orbitais s (A), p (B) e d (C).

x

y

+

+

Fig. 6 Representação em perspectiva da orbital 3dx2 – y2.


Palavras-chave: metais no organismo humano, ião complexo, hemoglobina, clorofila, hemocianina.

A importância dos metais no organismo humano é ilustrada por uma clássica personagem de banda dese-nhada, o marinheiro Popeye, que ingere espinafres, ricos em ferro, em larga quantidade, para criar músculo.Na verdade, embora esta planta contenha o elemento ferro na forma do ião ferro (II), este ião encontra-se forte-mente sequestrado por moléculas de ácido oxálico, formando um ião complexo. Tratando-se de uma associa-ção muito estável, muito pouco do elemento ferro fica, de facto, disponível para ser utilizado pelo organismo,especialmente na formação de hemoglobina. Este é claramente um problema de equilíbrio químico, comcompetição entre a estabilidade do complexo de Fe (II) com ácido oxálico e a estabilidade da associação àcomponente hemo da proteína hemoglobina.

Se o ferro é fundamental na vida de muitos animais, designadamente no transporte de oxigénio, o magné-sio é central na vida das plantas, já que a clorofila, responsável pela fotossíntese, é um complexo de Mg2+.Curiosamente, estes complexos têm muitas semelhanças estruturais, mas um apresenta cor vermelha e ooutro cor verde. Em animais como a minhoca e o caracol, o papel do ferro é desempenhado pelo cobre, como ião Cu2+ envolvido num ião complexo transportador do oxigénio no organismo. Este complexo tem corazul, enquanto o complexo de ferro que é a hemoglobina é vermelho. A minhoca e o caracol têm «sangue»azul.

Porém, os metais, fundamentais à vida, podem tornar-se um risco para o organismo a partir de certasdoses. Por exemplo, um nível excessivo de ferro no cérebro constitui uma das condições para a ocorrência de doenças degenerativas, como a doença de Parkinson.


Palavras-chave: ião complexo, sais de metais, orbital molecular, O.M. ligantes, O.M. não-ligantes, electrões 3d,geometria dos complexos.

Consideremos o exemplo mais simples de um ião complexo em que há apenas um electrão 3d a considerarpor parte do metal: o ião hexaquotitânio (III), [Ti(H2O)6]3+, responsável pela cor púrpura das soluções aquo-sas de sais de titânio (III) (Fig. 7).


Fig. 7 Espectro de absorção de uma solução aquosa de nitrato de titânio (III) mostrando máximo para luz verde.

Abso

rvân

cia

λ = 493 nm

O electrão 3d de Ti3+ passa, no complexo, a ocupar uma orbital molecular (O.M.), podendo ser excitado a outra, mediante absorção de luz. Estas orbitais moleculares podem ser construídas aproximadamente porassociação das orbitais de valência do átomo Ti com as orbitais de valência dos átomos O do ligando (6 molé-culas H2O para cada átomo Ti, num arranjo octaédrico). Teremos, assim, um conjunto de O.M. ligantes e umconjunto de O.M. antiligantes. Mas há, também, um conjunto de O.M. não-ligantes devido à forma especialdas orbitais 3d. Estas O.M. não-ligantes são, em boa aproximação, as orbitais 3dxy , 3dxz e 3dyz , cuja represen-tação na figura 8 mostra que os respectivos lóbulos se desenvolvem entre os eixos x, y e z, definidos pela geo-metria octaédrica do complexo (eixos das ligações � Ti – O entre metal e ligandos).

Ora, a atribuição dos electrões de valência pelas várias O.M. coloca 12 electrões nas orbitais ligantes (seisligações simples, dativas no sentido oxigénio-titânio) e um electrão nas orbitais não-ligantes (3dxy , 3dxz , 3dyz).Este electrão 3d é excitável com luz de comprimento de onda de cerca de 510 nm (luz verde), passando parauma das O.M. antiligantes mais acessíveis em energia.


Palavras-chave: cores primárias, cores complementares, mistura de pigmentos, mistura de luzes, absorçãoda luz, reflexão da luz.

Em termos gerais, uma primeira interpretação da cor pode fazer-se recorrendo ao jogo das cores primárias:vermelho, verde, azul. Sobrepondo as luzes com estas cores, obtém-se luz branca. Quando é absorvida umadelas, as outras duas originam cor.

Por exemplo, uma solução transparente que absorva radiações azuis é amarela, cor resultante de luz ver-melha + luz verde. É o caso de uma solução aquosa de cromato de potássio, K2CrO4. Azul e amarelo sãocores complementares, pois a sobreposição de luz azul com amarelo (amarelo = luz verde + luz vermelha) dáluz branca. Uma solução transparente que absorva radiações vermelhas é azul-celeste (ciano). É o caso deuma solução aquosa de sulfato de cobre, CuSO4. Vermelho e azul-celeste são cores complementares, pois asobreposição de luz vermelha com azul-celeste (azul-celeste = luz azul + luz verde) dá luz branca.

Não deve confundir-se a mistura de luzes de várias cores considerada acima com a mistura de pigmentosde várias cores. Por exemplo, misturar aguarela azul com aguarela amarela não dá cor branca, mas... verde.Com efeito, a aguarela amarela absorve luz azul (reflectindo luz vermelha + luz verde) e a aguarela azul absorveluz vermelha (reflectindo luz azul + luz verde); na mistura, é a luz verde a única a ser reflectida.

27

Fig. 8 Forma das orbitais 3dxy, 3dxz e 3dyz, com máximos entre os eixos x, y, z.

x

y

+

+

+

+

+

+

y

z

z

x

dxy dyz dxz


Palavras-chave: ácido Brönsted-Lowry, ácido de Lewis, base de Lewis, espécie anfotérica, basicidade dos óxidose hidróxidos anfotéricos, pH.

O dióxido de carbono não é um ácido no sentido de Brönsted-Lowry, correspondente à cedência de iõesH+ (não há átomos H na molécula CO2). É, sim, um ácido no conceito mais abrangente de ácidos e basesdevido a Lewis:

– ácido de Lewis: espécie aceitadora de um par de electrões de outra, numa ligação de covalência dativa;

– base de Lewis: espécie dadora de um par de electrões a outra, numa ligação de covalência dativa.

De facto, a formação do ião hidrogenocarbonato, HCO3–, pode ser interpretada em termos da associação

de um ião OH– da água a uma molécula CO2, através de um par de electrões do átomo O do ião hidróxido:

O consumo de OH– produz uma alteração no equilíbrio de auto-ionização da água

2 H2O (l) u OH– (aq) + H3O+ (aq)

obtendo-se um aumento da concentração de H3O+. O mesmo tipo de reacção ocorre se NaOH, em soluções concentradas, for indevidamente guardado em

frascos de vidro (feito de sílica), pois SiO2 tem comportamento ácido:

SiO2 (s) + 2 NaOH (aq) u Na2SiO3 (aq) + H2O (l)

Não deve surpreender que o hidróxido de alumínio, Al(OH)3, também seja anfotérico, tal como o são o hidróxido de zinco e o hidróxido de chumbo, Zn(OH)2 e Pb(OH)2. Trata-se de sais pouco solúveis emágua, mas solúveis em ácidos

Zn(OH)2 (s) + 2 H3O+ (aq) � Zn2+ (aq) + 4 H2O (l)

e em bases

Zn(OH)2 (s) + 2 OH– (aq) � [Zn(OH)4]2– (aq)

novamente com a formação de um ião complexo (ião tetra-hidroxozincato).O mesmo se verifica com os hidróxidos de alguns metais de transição, designadamente Cu(OH)2 e

Cr(OH)3. Por exemplo,

Cr(OH)3 (s) + 3 H3O+ (aq) � Cr3+ (aq) + 6 H2O (l)

Cr(OH)3 (s) + 3 OH– (aq) � [Cr(OH)6]3– (aq)

Note-se que as características básicas dos óxidos e hidróxidos anfotéricos se devem directamente, à presença dos iões O2– ou OH–. Por exemplo, a reacção

Zn(OH)2 (s) + 2 H3O+ (aq) � Zn2+ (aq) + 4 H2O (l)

pode ser interpretada através do equilíbrio

Zn(OH)2 (s) u Zn2+ (aq) + 2 OH– (aq)


O C +O O H

O O

O

C

H

O O

O

C

H

O O

O

Cu aa

H

afectado pela reacção

OH– (aq) + H3O+ (aq) � 2 H2O (l)

De facto, somando estas duas equações (depois de multiplicada a 2.a por 2), membro a membro, obtém-sea de partida.

Por outro lado, as características ácidas exigem a intervenção directa do ião metálico, não mais um iãoespectador como Na+, por exemplo:

Zn2+ (aq) + 4 OH– (aq) u [Zn(OH)4]2–

Segundo esta equação, o ião Zn2+ (aq) é um ácido fraco.


Palavras-chave: cálculo de pH.

O Programa do 12.o ano não inclui o cálculo de pH em situações de maior complexidade química. Por outro lado, no 11.o ano, embora de forma não muito profunda, é realizado algum cálculo de pH. Apre-sentamos três situações que, não sendo explicitamente do Programa, podem a ele ser ligadas e satisfazer alu-nos mais exigentes ou turmas mais interessadas.

Cálculo do pH de uma solução tampão antes e depois de pequena adição de ácido ou base

Veja-se agora o exemplo de 100,0 cm3 de uma solução tampão de ácido acético 0,300 mol dm–3 e acetatode sódio 0,300 mol dm–3, com Ka = 1,75 × 10–5.

1. Cálculo do pH da solução tampãoA equação química associada ao tampão ácido acético/acetato de sódio é:

CH3COOH (aq) + H2O (l) u CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)

Pode verificar-se que o pH é dado por:

pH = pKa + log Cb/Ca

Como Cb = Ca

pH = pKa = –log (1,75 × 10–5) = 4,76

2. Adição de 1,50 cm3 de HCl (aq) 0,102 mol dm–3

A adição de H3O+ vai fazer com que se consuma acetato, deslocando a reacção no sentido da formaçãode ácido acético.

ninicial(ácido acético) = 0,300 mol dm–3 × 0,100 dm3 = 3,00 × 10–2 molninicial(ião acetato) = 0,300 mol dm–3 × 0,100 dm3 = 3,00 × 10–2 molnadicionado(H3O+) = 0,102 mol dm–3 × 1,50 × 10–3 dm3 = 1,53 × 10–4 mol

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CH3COOH (aq) + H2O (l) u CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)

3,00 × 10–2 mol 3,00 × 10–2 mol (1,53 × 10–4 + 1,75 × 10–5 mol)(reacção à adição de ácido) +1,53 × 10–4 mol –1,53 × 10–4 mol –1,53 × 10–4 mol

3,02 × 10–2 mol 2,98 × 10–2 mol 1,75 × 10–5 mol

pH = pKa + log Cb/Ca = 4,76 + log (2,98/3,02) = 4,75

3. Adição de 1,50 cm3 de NaOH (aq) 0,102 mol dm–3

A adição de OH– vai fazer com que se consuma ácido acético, deslocando a reacção no sentido da for-mação de ião acetato, pelo que, no novo equilíbrio,

Ca = 2,98 × 10–2 mol dm–3

Cb = 3,02 × 10–2 mol dm–3

pH = pKa + log Cb/Ca = 4,76 + log (3,02/2,98) = 4,77

O problema da contribuição da água nos cálculos de pH

Tome-se o exemplo de uma solução de HCl, 10–8 mol dm–3. Em vez de |H3O+|e = 1,0 × 10–8 tem-se, cor-rectamente,

|H3O+|e = 1,0 × 10–8 + x

sendo a primeira parcela a contribuição do ácido e x a da água. Note-se que x � 1,0 × 10–7, pois a ionizaçãoda água

2 H2O (l) u H3O+ (aq) + OH– (aq)

é alterada, mais precisamente dificultada, pela adição dos iões H3O+ de HCl; x será, pois, inferior a 1,0 × 10–7. Como |OH–|e tem só a contribuição de H2O, é

|OH–|e= xpelo que

|OH–|e · |H3O+|e = x × (1,0 × 10–8 + x) = 1,0 × 10–14

e

x2 + 1,0 × 10–8 x – 1,0 × 10–14 = 0

Por resolução da equação do 2.o grau, vem

x = |OH–|e = 9,52 × 10–8

e

|H3O+|e = 1,05 × 10–7

logo,

pH = 6,98

(A outra solução, x = –1,05 × 10–7, não tem significado, pois conduziria a um número negativo de moles de OH– em equilíbrio.)

Terá de ser efectuado idêntico tratamento com soluções muito diluídas de bases fortes e com soluções de ácidos ou bases muito fracos.


«Degrau» na curva de titulação

Tome-se o exemplo da titulação de 50,0 cm3 de KOH (aq) 0,020 mol dm–3 com HCl (aq) 0,100 mol dm–3,em que se pretende conhecer o valor de pH quando se adiciona sucessivamente: 2, 10 e 12 cm3 de ácido.

1. 0 cm3 de HCl (aq) adicionado

Kw = |H3O+| |OH–| � |H3O+| = Kw / |OH–| = 1,0 × 10–14/0,0200 = 5,30 × 10–13

pH = –log |H3O+| = –log (5,30 × 10–13) = 12,3

2. 2,00 cm3 de HCl (aq) adicionadoA adição de HCl vai fazer com que se consumam iões OH–, deslocando a reacção no sentido da forma-ção do sal, cloreto de potássio.

A equação química inerente a esta reacção é:

HCl (aq) + KOH (aq) u KCl (aq) + H2O (l)

com a reacção iónica a ser descrita por:

H3O+ (aq) + OH– (aq) u 2 H2O (l)

Importará, pois, conhecer a quantidade (em mol) de OH– presente no titulado e a quantidade de H3O+

adicionada.n(OH–) = 0,020 mol dm–3 × 0,0500 dm3 = 1,00 × 10–3 mol

n(H3O+) = 0,1000 mol dm–3 × 0,00200 dm3 = 2,00 × 10–4 mol

pelo que, graças aH3O+ (aq) + OH– (aq) u 2 H2O (l)

a concentração de OH– na solução será:

[OH–] = (1,00 × 10–3 – 2,00 × 10–4) mol/(0,0500 + 0,00200) dm3 = 1,54 × 10–2 mol dm–3

e|H3O+| = 1,0 × 10–14/ 1,54 × 10–2 = 6,49 × 10–13

pH = –log |H3O+| = –log (6,49 × 10–13) = 12,2

3. 10,0 cm3 de HCl (aq) adicionadoAgora, têm-se as seguintes quantidades:

n(OH–) = 0,0200 mol dm–3 × 0,0500 dm3 = 1,00 × 10–3 moln(H3O+) = 0,1000 mol dm–3 × 0,0100 dm3 = 1,00 × 10–3 mol

o que corresponde a equivalência em

H3O+ (aq) + OH– (aq) u 2 H2O (l)

e |OH–| = |H3O+|

Logo, pH = 7,00

4. 12,0 cm3 de HCl (aq) adicionadoÀ semelhança do cálculo 2:

n(OH–) = 0,0200 mol dm–3 × 0,0500 dm3 = 1,00 × 10–3 moln(H3O+) = 0,1000 mol dm–3 × 0,0120 dm3 = 1,20 × 10–3 mol

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de onde se conclui que n (OH–) < n (H3O+) em

H3O+ (aq) + OH– (aq) u 2 H2O (l)

sendo

[H3O+] = (1,20 × 10–3 – 1,00 × 10–3) mol/(0,0500 + 0,0120) dm3 = 3,23 × 10–3 mol dm–3

epH = –log |H3O+| = –log(3,23 × 10–3) = 2,50

Calculando o valor de pH para outros volumes de titulante (adicionados) podemos construir uma curva depH, em forma de degrau, reflectindo a brusca descida de |OH–| (e subida de |H3O+|) na passagem pelo pontode equivalência, contrariamente ao que sucede antes e depois (efeito tampão para soluções muito ácidas oumuito básicas).

Notar-se-á que não só a variação de |OH–| (ou de |H3O+|) não é linear, como o pH implica a função loga-ritmo, pelo que nunca se poderia esperar um comportamento linear.


Palavras-chave: indicadores de pH, medidor de pH, eléctrodo de vidro.

Uma indicação aproximada do pH de uma solução pode obter-se utilizando certas substâncias cuja cordepende da acidez do meio a que são adicionadas. Estes indicadores de pH são, eles próprios, soluções deácidos ou bases fracos, sujeitos a um equilíbrio que se pode representar por

1HInd + H2O u Ind– + H3O+2

e em que a cor da forma ácida HInd difere da cor da respectiva base conjugada Ind–. Conforme a acidez domeio, assim predomina a forma ácida e a respectiva cor, ou a forma básica e a sua cor. Em meio ácido (elevada[H3O+]), o equilíbrio acima é deslocado no sentido 1, predominando então a cor de HInd; em meio alcalino(baixa [H3O+]), o equilíbrio é deslocado no sentido 2, obtendo-se a cor característica de Ind–.

A indicação do valor de pH de uma solução pode obter-se recorrendoao chamado «eléctrodo de vidro». Este é, essencialmente, uma pequenaampola de vidro, que contém uma solução de pH constante e que semergulha na solução de pH a conhecer; o potencial de um fio de platinanele integrado é uma função do pH da solução. O eléctrodo de vidro eo eléctrodo de calomelanos (ou de Ag/AgCl) de referência surgem,modernamente, na forma de um eléctrodo combinado, como mostra afigura 9. Existem outros eléctrodos sensíveis à concentração de espéciesem solução além de H3O+, tais como Na+, Ca2+, NH4

+ , CN–.


Fig. 9 Eléctrodo combinado para deter-minação potenciométrica de pH.

Fio de platina

KCl (aq)

Eléctrodo de referência(Ag/AgCl)

Solução tampão

Membrana de vidro


Palavras-chave: equação dos gases em condições não ideais, volume excluído, intensidade das forças de atracçãoentre as moléculas.

A equação p V = n R T verifica-se em condições em que o gás se comporta praticamente como um gásideal. Para maior número de moléculas por unidade de volume (portanto, maiores pressões) ou para tempera-turas mais baixas (próximas da temperatura de liquefacção), o volume molecular passa a não ser desprezávelem relação ao volume ocupado pela amostra gasosa e as forças de coesão intermolecular passam a adquirirmaior importância.

Assim, por um lado, é necessário ter em conta que o volume à disposição de cada molécula não é o volume Vdo vaso que contém o gás, mas inferior, isto é, V – nb, onde n é a quantidade (em mol) de gás e b o chamado«volume excluído» por mole, característico de cada espécie gasosa. O valor de b será evidentemente tantomaior quanto maior for o tamanho efectivo das moléculas; assim, para CO2 será maior do que para H2. Comesta correcção, a equação dos gases ideais dá origem a

p (V – nb) = n R T

Outra correcção resulta das forças de atracção entre as moléculas, as quais diminuem a violência do res-pectivo choque com a parede do vaso e, consequentemente, a pressão. Assim, a pressão real será inferior aovalor teórico previsto pela equação dos gases ideais ou pela equação acima, as quais supõem nulas as interac-ções entre moléculas. O valor teórico p na equação acima deverá então ser substituído pela pressão real acres-cida duma correcção positiva. Tem-se, então, a seguinte equação:

(p + an 2/V 2) (V – nb) = n R T

que foi primeiro obtida por Van der Waals (1873). O parâmetro a é característico de cada gás e reflecte aintensidade das forças de atracção entre as moléculas.

As constantes a e b podem ser determinadas experimentalmente a partir de dados de p, V e T. A tabelaseguinte inclui valores a e b para alguns gases.

É de notar o maior valor de a para H2O e CO2, em conformidade com forças intermoleculares mais intensas(ligações de hidrogénio no primeiro caso, forças de London no segundo).

33

a / atm dm6 mol–2 b / dm3 mol–1

H2 0,244 0,0266

N2 1,390 0,0391

O2 1,360 0,0318

CO2 3,590 0,0427

H2O 5,460 0,0305


Palavras-chave: derivados halogenados de hidrocarbonetos, camada de ozono.

Muitos dos compostos orgânicos constituídos por outros elementos além de C e H podem considerar-sederivados de hidrocarbonetos por substituição de átomos H por outros átomos ou grupos de átomos. Eis alguns exemplos com átomos de halogéneos em derivados do metano, CH4, e do eteno, C2H4:

trans-1,2-dicloroeteno cis-1,2-dicloroeteno

O cloroeteno ou cloreto de vinilo é importante no fabrico de plásticos. O triclorofluorometano (freon-11)e o diclorodifluorometano (freon-12) têm sido utilizados como agentes de refrigeração em frigoríficos e emunidades de ar condicionado e como gases propulsores em sprays. São exemplos dos chamados CFC (cloro-fluorcarbonetos), considerados, em parte, responsáveis pela rarefacção da camada de ozono na estratosfera.O halon-1211 é utilizado em extintores de incêndio portáteis. O clorofórmio e o tetracloreto de carbono sãosolventes importantes.


CH3Cl

clorometano(cloreto de metilo)

CH2Cl2diclorometano(clorofórmio)

CHCl3triclorometano

CCl4tetraclorometano

(tetracloreto de carbono)

CCl2F2

diclorodifluorometano(freon-12)

CCl3F

triclorofluorometano(freon-11)

CBrClF2

bromoclorodifluorometano(halon-1211)

CC

ClH

HCl

CC

HH

ClCl

CH2 = CHCl

cloroeteno(cloreto de vinilo)

CH2 = CCl21,1-dicloroeteno


Palavras-chave: moléculas diatómicas, moléculas poliatómicas, energia de ligação, energia de atomização, energia de dissociação.

No caso de moléculas diatómicas, a energia de ligação identifica-se com a energia de dissociação da molé-cula em átomos, ou energia de atomização:

[Energia de atomização = energia de dissociação = energia de ligação XY] + XY (g) d X (g) + Y (g)

Já o mesmo não acontece no caso de moléculas poliatómicas. Por exemplo, em H2O, a energia de ligaçãoOH define-se como metade da energia necessária à atomização de 1 mol de moléculas H2O:

[Energia de atomização = 2 × energia de ligação OH] + H2O (g) d O (g) + 2 H (g)

e o correspondente valor experimental é 924/2 = 462 kJ mol–1.Esta reacção pode supor-se a soma de

494 kJ + H2O (g) d HO (g) + H (g)430 kJ + HO (g) d H (g) + O (g)

A primeira destas duas equações é a que permite definir a energia de dissociação OH, na molécula H2O,como sendo de 494 kJ mol–1. Verifica-se, pois, que a diferença entre a energia de ligação OH e a energia de dissociação OH em H2O decorre do facto de a ligação oxigénio-hidrogénio ser ligeiramente diferente nasespécies OH e H2O, como os valores 494 kJ mol–1 e 430 kJ mol–1 acima indicados revelam.

Numa molécula em que haja mais do que um tipo de ligação, a energia de atomização é igual à soma dasenergias de todas as ligações.


Palavras-chave: orbitais híbridas.

Existe uma correlação entre a geometria das moléculas e as orbitais híbridas apropriadas à definição de «orbitais» moleculares quase-localizadas. Partimos da geometria conhecida para, eventualmente, caracteri-zar essas orbitais híbridas, acaso se veja vantagem em substituir o conjunto inicial de O.M. canónicas �i porum conjunto de «orbitais» moleculares (quase) localizadas �i. Dado que esta substituição – meramente mate-mática – não altera a função de onda �, não é legítimo pensar na hibridização de O.A. como se fosse um fenó-meno físico. Nem existe uma relação de causa-efeito entre hibridização e geometria molecular. Pelo contrário,é até a partir da geometria que, se necessário, se definem matematicamente (sem consequências físicas) asorbitais híbridas.

Deste modo, são incorrectas afirmações, que ainda persistem, do género «A molécula de metano tem geo-metria tetraédrica, porque o átomo C tem hibridização sp 3.», ou «A hibridização sp conduz a ligações linea-res.», ou «O ião [Cr(NH3)6]

3+ é octaédrico devido à hibridização d 2sp 3 do átomo de crómio.», etc. O que se pode dizer é, por exemplo, que acaso se deseje definir «orbitais» moleculares (quase) localizadas para CH4,então elas envolvem orbitais híbridas sp 3 do átomo C. Qualquer cálculo sobre CH4, baseado em orbitais 1sde H e 2s e 2p de C, conduz exactamente à mesma função de onda � e , portanto, à mesma energia, aos mes-mos parâmetros geométricos ou qualquer propriedade molecular, quer se utilizem as O.M. canónicas �i comocombinações lineares dessas O.A., quer se utilizem as «orbitais» �i como base, desde que se incluam – comose deve, em geral – as interacções residuais entre estas.

35

Assim, mesmo que se considerem 3 orbitais sp 2 de C e uma p, duas sp e duas p, etc., como conjunto de orbitais atómicas de base, o resultado é o mesmo. Inclusive, a determinação das combinações lineares deorbitais híbridas e outras, com o mesmo nível de aproximação, conduz ao mesmo conjunto de O.M. canó-nicas, quando nas expressões destas se «desdobra» cada orbital híbrida nas suas componentes s e p.

É só na medida em que as interacções residuais entre �i e �j sejam ignoradas que a hibridização de O.A.parece influenciar e, assim, parece explicar certas propriedades moleculares. E isto é assim, quer na teoria dasorbitais moleculares, quer na teoria das ligações de valência. Acontece, porém que a consideração de tais interac-ções é mais díficil na teoria das ligações de valência, em cujo âmbito o conceito de orbital híbrida nasceu. Um tratamento completo por esta teoria da estrutura de CH4, por exemplo, isto é, com inclusão de fórmulasmenos tradicionais na ressonância (e que reproduzam as interacções residuais entre funções quase-localizadas),conduz aos mesmos resultados, quaisquer que sejam as orbitais atómicas de base utilizadas.

Para alguns efeitos, contudo, ignorar aquelas interacções residuais não tem consequência significativa. Por isso, podemos comparar ligações C – H, C – C, O – H, etc., em múltiplos compostos, e interpretar, porexemplo, momentos dipolares. No entanto, existem situações em que, pelo contrário, as interacções residuaisentre «orbitais» localizadas são decisivas. Por exemplo, ignorar tais interacções levaria a prever igual energiapara os oito electrões das ligações C – H do metano, quando, na verdade, a respectiva configuração electróni-ca implica a existência de dois electrões com uma certa energia e seis electrões com outra, superior.


Palavras-chave: isomeria óptica, enantiomeria, centro quiral, mistura racémica.

A diferença entre dois isómeros pode ser bastante mais subtil do que nos exemplos considerados nomanual. Por exemplo, são conhecidas duas formas de ácido láctico, CH3 – CH(OH) – CO2H, cujas estruturasestão relacionadas como o estão um objecto e a respectiva imagem num espelho plano:

Dentro da estereoisomeria, este último exemplo é um caso de isomeria óptica ou enantiomeria. Pode veri-ficar-se que as duas formas não são totalmente sobreponíveis: uma está para a outra como uma luva da mãodireita está para a luva da mão esquerda.

Propriedades físicas como o ponto de fusão, a densidade, a solubilidade e outras, são idênticas para osdois enantiómeros. Porém, eles comportam-se de modo diferente quando são atravessados por luz polarizada:um desvia o plano de polarização da luz para a direita – isómero D, ou forma dextrógira – e outro para aesquerda – isómero L, ou forma levógira. Esta é uma segunda razão para se falar de isomeria óptica.

Sempre que haja um átomo C ligado a 4 átomos, ou grupos de átomos, diferentes – átomo C como centro quiral, *C – é possível a isomeria óptica (mas não apenas nesses casos). É o que sucede, designadamente, comos açúcares e com os aminoácidos, como por exemplo a alanina: CH3 – *CH(NH2) – CO2H. As proteínas dosseres humanos são constituídas apenas por aminoácidos L.


C

OH

HH3C CO2H

C

HO

HHO2C CH3

Nas interacções ou reacções com outras moléculas quirais, os enantiómeros D e L comportam-se de formadiferente, tal como uma luva direita se ajusta à mão direita, mas não à mão esquerda. Daqui decorrem algu-mas propriedades diferentes. Por exemplo, os aminoácidos D são doces, ao passo que os aminoácidos L sãoamargos ou insípidos. Igualmente, as formas D e L de certos compostos diferem no cheiro.

Por exemplo, uma das formas de limoneno é responsável pelo aromadas laranjas e a outra pelo dos limões.

No caso de muitos medicamentos, em regra, só uma das formas D ou Lé farmacologicamente activa. Em 1963, um exemplo trágico chamou aatenção para a necessidade de testar, separadamente, os dois enantiómerosde cada medicamento quiral: tratou-se da administração de talidomida amulheres grávidas, que provocou grandes malformações nos bebés. É que,enquanto um dos enantiómeros combate o enjoo, o outro é extremamentetóxico para o feto.

Em alguns casos, porém, não há diferença significativa na actuação dos dois enantiómeros de um composto,pelo que se pode utilizar a mistura dos isómeros D e L: mistura racémica.


Palavras-chave: radiações ultravioleta, protecção solar, factor de protecção solar.

As radiações ultravioleta provocam bronzeamento, mas, em excesso, conduzem a cataratas e ao cancro da pele (melanoma). Podem considerar-se três categorias de radiações UV emitidas pelo Sol:

As radiações UV-C, de maior energia, e, em parte, as radiações UV-B, são absorvidas pelo oxigénio e peloozono da estratosfera:

h� h�O2 d 2 O O3 d O + O2

� � 242 nm � � 320 nm

Mas à superfície da Terra ainda chegam parte das radiações UV-B e as UV-A. Estas últimas penetram atéà derme da pele e aquelas até à epiderme. As radiações UV-A oxidam a melanina da pele, convertendo-anuma forma castanha, responsável pelo bronzeamento da pele. Este surge rapidamente, mas também desa-parece rapidamente. Penetrando na derme, tais radiações afectam as proteínas e conduzem ao enrugamentoda pele.

37

C CH3

H2C

H3C

UV-CUV longínquo

200

UV-BUV médio

290 320

UV-AUV próximo

400 nm

HH H

H

O ON

NH C

C

H

O

O

Limoneno

Talidomida

As radiações UV-B produzem um bronzeamento mais duradouro, gra-ças à formação de melanina em maior quantidade (a partir do aminoácidotirosina, que é objecto de oxidação).

Uma exposição excessiva a radiações UV-B pode produzir queimaduras e, eventualmente, cancro. Os pro-tectores solares destinam-se a permitir o bronzeamento duradouro pelas radiações UV-B sem queimaduras ououtros riscos maiores. Embora haja protectores solares que actuam difundindo as radiações UV – por exem-plo, óxido de zinco, ZnO, e óxido de titânio, TiO2 –, os cremes mais utilizados são concebidos de forma aabsorverem UV-A e UV-B. Esta absorção excita electrões e o excesso de energia é, depois, ou convertidototalmente em energia cinética corpuscular (aumento de temperatura), ou apenas parcialmente, seguindo-se a emissão de radiações de menor energia (fluorescência ou fosforescência), já inofensivas para a pele.

Os filtros solares não são aplicados sozinhos, mas misturados com um creme, loção ou gel. A sua acçãoprotectora é caracterizada pelo factor de protecção solar, que se define pela razão entre os tempos mínimospara obter eritema ou vermelhidão, com e sem protector solar. Um factor de protecção 6, por exemplo, signi-fica que se pode estar seis vezes mais tempo exposto ao Sol do que sem protector, para um mesmo efeito. Permanecer na sombra de um guarda-sol, ou entrar na água, apenas parcialmente protege das radiações ultra-violeta. Na verdade, a areia reflecte as radiações UV em mais de 50%, mesmo à sombra, e a água deixa-seatravessar por elas até uma profundidade de 1 metro.


Palavras-chave: descoberta da radioactividade.

Inspirado pelos trabalhos de Röntgen sobre os chamados «raios catódicos», capazes de produzir fenómenosde fosforescência, e que em 1895 culminaram na descoberta (em larga medida acidental) dos raios X, HenriBecquerel, professor de Física na Escola Politécnica de Paris, pensou que certas substâncias, que se tornavamfosforescentes depois de sujeitas à luz, poderiam também emitir radiações penetrantes como os raios X.

Para testar esta hipótese, Becquerel escolheu um cristal de um composto de urânio que colocou à luz do Sol, sobre uma chapa fotográfica devidamente embrulhada em papel preto (para não ser impressionadapela luz). Correspondendo às suas expectativas, a revelação da chapa mostrou uma imagem do cristal. Era, porém, preciso repetir e confirmar a experiência. Aconteceu, no entanto, que durante vários dias otempo esteve encoberto e Becquerel guardou a montagem numa gaveta.

Dias depois, ao revelar a chapa guardada na gaveta e esperando obter uma imagem muito fraca, verificou,com surpresa, que a imagem obtida era tão nítida como as primeiras, obtidas com o cristal ao Sol. Nesta altura,Becquerel reconheceu que a sua hipótese anterior estava errada. Não era a fosforescência produzida no cristalpela luz solar que impressionava a chapa fotográfica, mas radiações, até aí desconhecidas, provenientes dosátomos de urânio.

Estudando outros compostos e minérios de urânio, verificou que um determinado minério – pecheblenda –produzia mais radiações do que o esperado pelo seu teor em urânio. Becquerel logo pensou que o minério deurânio teria outros átomos responsáveis por esta diferença. Os seus colaboradores Marie e Pierre Curie viriama descobrir esses novos átomos, a que chamaram polónio e rádio. Entretanto, ao fenómeno descoberto porBecquerel passou a chamar-se radioactividade.


HO CH2 C CO2H

NH2

Tirosina

H2N C

H

COOH

H

Glicina (Gly) Alanina (Ala)

H2N C

H

COOH

CH3

Valina (Val)

H2N

H3C CH3

C

H

COOH

CH

Leucina (Leu)

H2N

H3C CH3

C

H

COOH

CH

CH2

H2N

H3C CH2CH3

C

H

COOH

CH

Isoleucina (Ileu)

H2N C

H

COOH

CH2

Fenilalanina (Phe)

H2N C

H

COOH

CH2

CH2

CONH2

Glutamina (Gln)

HN C

H

COOH

CH2H2C

CH2

Prolina (Pro)

Ácido aspártico (Asp)

H2N C

H

COOH

CH2

COOH

Ácido glutâmico (Glu)

H2N C

H

COOH

CH2

CH2

COOH

Serina (Ser)

H2N C

H

COOH

CH2

OH

Treonina (Thr) Metionina (Met) Cisteína (Cys) Tirosina (Tyr)

H2N C

H

COOH

H C OH

CH3

H2N C

H

COOH

S CH3

CH2

CH2

H2N C

H

COOH

CH2

SH

H2N C

H

COOH

CH2

OH

Lisina (Lys)

H2N C

H

COOH

(CH2)4

NH2

Arginina (Arg)

H2N C

H

COOH

(CH2)3

HN CNH

NH2

Histidina (His)

H2N C

H

COOH

CH2

HN N

Triptofano (Trp)

H2N C

H

COOH

CH2

N

H

Asparagina (Asn)

H2N C

H

COOH

CH2

CONH2

39


Palavras-chave: os 20 aminoácidos que intervêm na maior parte das proteínas.

Eis as fórmulas e nomes (e respectivas abreviaturas) dos 20 aminoácidos que intervêm na maior parte dasproteínas:


Palavras-chave: função de estado, variação de entalpia.

Observe-se o exemplo seguinte, em que se calcula �H para a reacção

(eq. 3) 2 C (s) + O2 (g) d 2 CO (g) �H3 = ?

a partir de

(eq. 1) C (s) + O2 (g) d CO2 (g) �H1 = –394 kJ

(eq. 2) 2 CO (g) + O2 (g) d 2 CO2 (g) �H2 = –566 kJ

Bastará atentar nas definições de �H1 , �H2 e �H3

�H1 = H (CO2) – [H (C) + H (O2)]

�H2 = 2H (CO2) – [2H (CO) + H (O2)]

�H3 = 2H (CO) – [2H (C) + H (O2)]

para logo concluir que �H3 = 2 �H1 – �H2

isto é, �H3 = (– 2 × 394 + 566) kJ = –222 kJ

A explicação desta aditividade de entalpias de reacção decorre directamente da definição de �H como

�H = Hprodutos – Hreagentes

isto é, do reconhecimento da função entalpia como função de estado.

A relação acima é equivalente à relação entre as equações químicas respectivas:

eq. 3 = 2 × eq. 1 – eq. 2

como se vê a seguir:

2 C (s) + 2 O2 (g) d 2 CO2 (g)

– 2 CO (g) + O2 (g) d 2 CO2 (g)

2 C (s) + O2 (g) d 2 CO (g)



Palavras-chave: química verde, princípios.

A «química verde» é a designação atribuída ao desenvolvimento de produtos e processos químicos quereduzem ou eliminam o uso e a formação de substâncias perigosas. Em 2000, Daryle Busch, presidente da Sociedade Americana de Química, afirmou que «A química verde representa os pilares que manterão onosso futuro sustentável. É imperativo que se ensine o valor da química verde aos químicos do amanhã.»

Existem doze princípios que auxiliam a avaliação de quão verde é um produto, uma reacção ou um pro-cesso químico:

1. É melhor prevenir a formação de resíduos do que ter de tratá-los, depois de se terem criado, para elimi-nar as suas propriedades tóxicas.

2. Os métodos sintéticos devem ser planificados de modo a maximizar a incorporação no produto final de todas as substâncias usadas ao longo do processo.

3. Sempre que possível, os métodos sintéticos devem ser planificados de modo a usar e produzir substân-cias não tóxicas (ou pouco tóxicas) para a saúde humana e a ecosfera.

4. Os produtos químicos devem ser planificados a nível molecular de modo a cumprir as funções dese-jadas e a minimizar a sua toxicidade.

5. O uso de substâncias auxiliares (solventes, agentes para promover separações, etc.) deve ser evitadosempre que possível; quando usados, esses agentes devem ser inócuos.

6. Devem reconhecer-se os impactos económicos e ambientais dos requisitos energéticos dos processosquímicos e minimizá-los; quando possível, os métodos sintéticos devem ser realizados à temperatura e pressão ambientais ou próximas destas.

7. Sempre que for técnica e economicamente praticável, devem usar-se matérias-primas e recursos reno-váveis de preferência a não renováveis.

8. Devem minimizar-se ou, se possível, evitar derivações (uso de grupos bloqueadores, de passos de pro-tecção/desprotecção, e de modificações temporárias na molécula para permitir processos físico-químicos),porque tais etapas requerem reagentes adicionais e podem produzir resíduos.

9. Devem preferir-se reagentes catalíticos (tão selectivos quanto possível) a reagentes estequiométricos.

10. Os produtos químicos devem ser planificados a nível molecular de modo que no fim do seu uso nãopersistam no ambiente e se decomponham em produtos de degradação inócuos.

11. Devem ser usados métodos analíticos que permitam monitorização directa dos processos de fabrico emtempo real e controlo precoce da formação de substâncias perigosas.

12. As substâncias usadas e as formas da sua utilização nos processos químicos de fabrico devem minimizaro potencial de ocorrência de acidentes químicos tais como fugas, explosões e incêndios.

in revista Química (2004), n.° 95

41

Unidade 3


Palavras-chave: polímero, fabrico de objectos plásticos.

Existem vários processos de fabrico de objectos de plástico ou de borracha: extrusão, injecção, rotomolda-gem, sopro, etc. A máquina comum que processa polímeros é a extrusora de rosca. Fundamentalmente, trata--se de um tubo rígido em cujo interior gira uma rosca. Numa das extremidades do tubo introduz-se o polímero. Quando a rosca roda, esta impele o polímero, submetendo-o a forte atrito e, consequentemente,levando ao seu aquecimento (efeito Joule), com transformação numa massa viscosa, adequada agora a sertransformada em tubos, etc., ou injectada em moldes. Para obter peças de grandes dimensões, como cascos debarcos, recorre-se à rotomoldagem. Trata-se de uma técnica que se assemelha à usada para fazer ovos de Pás-coa (chocolate). Coloca-se o plástico num molde que pode ser aberto e separado em duas partes, e que seaquece e se faz rodar. A matéria aquecida toma a forma do molde, que é depois arrefecido e aberto para reti-rar o plástico endurecido com a forma do molde. Já o fabrico de sacos, filmes e garrafas, pode ser compreen-dido com base no princípio que leva à formação das conhecidas «bolas» de pastilha elástica ou bolas desabão – o sopro. Por isso, para o fabrico destes materiais utilizam-se máquinas de sopro.

6. Apoio complementar à componente laboratorial

A componente laboratorial da disciplina de Química do 12.° ano apresenta um aprofundamento conside-rável relativamente ao que se propôs para a componente de Química dos dois anos anteriores. Tal aprofunda-mento diz respeito não só aos conteúdos de ensino tratados, mas, sobretudo, aos processos e técnicasanalíticas usados.

Tal como em anos anteriores, os objectivos e conteúdos de ensino articulam-se com os do Programa, aindaque em algumas situações existam objectivos e conteúdos que são muito próprios das actividades laborato-riais. Por outro lado, surge como novidade a possibilidade de se realizarem trabalhos opcionais.

Nesta parte do Caderno de Apoio ao Professor fornecem-se algumas orientações complementares relativasà organização e exploração dos trabalhos laboratoriais propostos no manual.

6.1 Directrizes e sugestões para a componente laboratorial

As Actividades Laboratoriais de 12 Q foram concebidas tendo por matriz o Programa de Química 12.°ano e a sua orientação e organização estão de acordo com o que já tínhamos proposto para 10 Q e 11 Q. Relativamente aos trabalhos laboratoriais propriamente ditos, seguimos a mesma tipologia usada anteriormente.

Esta tipologia, desenvolvida com base nas propostas de Watson et al., 1999, propõe cinco categorias depesquisa laboratorial, isto é, práticas educativas de natureza investigativa realizadas no laboratório. O formatode pesquisa permite diversificar e aprofundar o tipo de competências a desenvolver através da componenteprático-laboratorial obrigatória. Procura-se, desta forma, que os conhecimentos e competências desenvol-vidos pelos alunos se aproximem mais das necessidades da actividade científica e tecnológica real.


43

Nos parágrafos seguintes descrevemos de forma resumida as diferentes actividades que constam no Pro-grama.

A.L. 1.1 Composição de uma liga metálica (opcional)

Nesta actividade laboratorial optámos por aprofundar a análise qualitativa, nomeadamente no que respeitaao uso em conjugação com técnicas de separação. Deixámos para mais tarde a abordagem das diversas técnicasde análise quantitativa.

Pareceu-nos interessante centrar o desenvolvimento desta actividade na análise de ligas usadas em moedas.Esta opção tem algumas vantagens:

– as ligas metálicas usadas em moedas são fixas e bem conhecidas, o que facilita a análise e interpretaçãodos resultados obtidos;

– limita a análise aos metais que são mais frequentes em moedas, o que permite diminuir a variedade dosreagentes e técnicas analíticas necessárias.

O trabalho laboratorial proposto, «Separar para detectar», pode adquirir o formato de uma pesquisa labo-ratorial, do tipo identificação/classificação. Para isso, é necessário fornecer aos alunos amostras desconhecidas.Caberá aos alunos usar a marcha de análise proposta para desvendar a origem da liga que lhes foi fornecida.Este tipo de trabalho é particularmente motivador para os alunos pelo «mistério» que comporta, pela dificul-dade do obstáculo e pela clareza do objectivo.

A marcha geral de análise que se propõe foi especialmente concebida para moedas e permite detectar osmetais Sn, Pb, Cu, Ni, Zn, Fe e Al. O procedimento considera o uso de centrifugação na separação de preci-pitados. Incluímos uma caixa técnica «Centrifugação», na qual se mostram as principais vantagens desta téc-nica de separação. Os aquecimentos deverão ser feitos sempre em banho de água (70 a 90 oC). Os ensaiosrealizados sobre papel de filtro podem ser plastificados (com película autocolante) e incluídos em relatóriosou noutros trabalhos escritos.

O quadro seguinte define as cinco categorias propostas de pesquisa laboratorial. A mais conhecida será,porventura, a de trabalho experimental, entendido aqui no sentido didáctico do termo, isto é, como trabalhoprático no qual existe a manipulação e controlo de variáveis. Na última coluna do quadro distribuímos asactividades laboratoriais existentes no manual 12 Q, de acordo com a tipologia proposta.

Designação Natureza do trabalho Exemplos

Trabalho experimentalControlar ou manipular variáveis para verificar os efeitossobre outras variáveis.

A.L. 1.3, A.L. 1.7, A.L. 3.3

Identificação/classificação/quantificação

Utilizar testes, tipologias ou chaves dicotómicas paraclassificar, identificar ou quantificar.

A.L. 1.1, A.L. 1.4, A.L. 1.5, A.L. 3.1,A.L. 3.2

Pesquisa de padrõesRecolher e estudar conjuntos de dados para encontrarpossíveis relações entre eles.

A.L. 1.3, A.L. 2.2, A.L. 2.4, A.L. 2.5,A.L. 3.3

ExploraçãoAprofundar conhecimentos sobre determinada realida-de para colocar questões científicas.

A.L. 1.2, A.L. 1.5, A.L. 1.6, A.L. 2.2,A.L. 2.3, A.L. 3.1, A.L. 3.4

Modelação Criar uma simulação que permita realizar previsões. A.L. 2.1

Produção de materiais/artefactos Conceber materiais ou equipamentos com determina-das propriedades ou funções.

A.L. 3.3, A.L. 3.5, A.L. 3.6

No texto de introdução da actividade laboratorial refere-se a composição de várias moedas. Podemos aquiacrescentar que as moedas de 1 euro têm a coroa em latão e níquel. O interior é constituído por três camadas:cuproníquel, níquel e cuproníquel. As moedas de 2 euros têm o anel exterior em cuproníquel, sendo o interiorconstituído por várias camadas que incluem latão e níquel. Nas antigas moedas de 100 escudos, o anel era emcuproníquel e o interior em latão com 1% de níquel. As moedas de 200 escudos tinham o interior em cupro-níquel e o anel em latão com 1% de níquel.

Nesta actividade laboratorial usa-se um conjunto vasto de substâncias, algumas das quais são perigosas porserem corrosivas, nocivas ou mesmo tóxicas. Há, por isso, que eliminar os resíduos convenientemente. No quadro seguinte resume-se a forma mais adequada de eliminar resíduos.

Os restantes resíduos poderão ser eliminados por diluição. Note-se que é essencial que os ensaios sejamfeitos em pequena escala, de forma a minorar o impacto ambiental provocado pela eliminação de resíduos.

A.L. 1.2 Um ciclo do cobre

Nesta actividade propõe-se o trabalho «De cobre a cobre», um ciclo do cobre que constitui uma oportuni-dade para recordar os vários tipos de reacções químicas. Pode ser explorada como uma pesquisa laboratorialdo tipo exploração, já que é muito abrangente nos conceitos e processos usados.

Recorde-se que o uso mais comum do cobre é a produção de fios condutores de electricidade, onde é fun-damental que a pureza seja elevada, para garantir a condutividade característica deste metal. Para além da aplicação na área da electricidade, o cobre é também utilizado no fabrico de tubos, chapas, etc. Nestescasos, não é necessário que tenha um grau de pureza tão elevada.

A partir de sucata de cobre pode obter-se cobre de boa qualidade por simples fusão, desde que sejameliminados os detritos antes da fundição.

É importante valorizar a dimensão ambiental, relacionada com a reciclagem de metais. Neste sentido,importa também alertar para a necessidade de recuperar e eliminar convenientemente os resíduos. Note-seque a vantagem da reciclagem do cobre é também energética, já que exige cinco a sete vezes menos energia doque o processamento do minério.


Resíduo «Separar para detectar» Perigo Eliminação

Mercúrio 5. e 14. TóxicoCobrir o resíduo com enxofre em pó e aguardar algunsminutos (forma-se sulfureto de mercúrio, que é insolúvelem água). Eliminar para aterro.

Cobre 15. TóxicoPassar todo o material contaminado por uma tina comágua onde está uma folha de alumínio. O Al e Cu2+ rea-gem, originando Al3+ e Cu. Eliminar para aterro.

Chumbo 9. TóxicoTratar com solução de metassilicato de sódio (NaSiO3)para que precipite silicato de chumbo. Eliminar paraaterro.

Níquel 13. NocivoTratar com solução de hidróxido de sódio. Eliminar paraaterro.

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A.L. 1.3 Corrosão e protecção de metais (opcional)

Nesta actividade laboratorial estudar-se-ão, num primeiro trabalho, «Agressões ambientais ao ferro», osfactores ambientais que potenciam mais a corrosão e, num segundo, «Cuidar do ferro», o efeito do contactocom outros metais, na corrosão de peças de ferro, bem como a influência de defeitos na superfície na corro-são do ferro.

O trabalho está desenvolvido como pesquisa laboratorial do tipo trabalho experimental (isto é, com con-trolo de variáveis). Contudo, tem também uma importante componente de pesquisa de padrões, neste casodizendo respeito à corrosão do ferro.

Recomenda-se o recurso ao trabalho em pequena escala, não só pela diminuição de custos que comporta,mas também por permitir desenvolver competências técnicas mais actuais.

A utilização do indicador de ferroxil permitirá avaliar melhor a progressão da corrosão. Para isso,prepare-se uma solução de 5 g de hexacianoferrato (III) de potássio, K3[Fe(CN)6], (também conhecido porferricianeto de potássio) e 0,5 g de fenolftaleína em 1,0 dm3 de água destilada, com agitação vigorosa. O indicador de ferroxil pode ser usado num meio gelatinoso, evitando, deste modo, a difusão da cor a partirdas zonas onde surge a corrosão. Para preparar o gel indicador de ferroxil misture, a 50 cm3 de água destilada,1,0 g de ágar-ágar, 10 cm3 de solução 0,1 mol dm–3 de hexacianoferrato (III) de potássio, K3[Fe(CN)6], e 10 gotas de solução de fenolftaleína. Aquece-se a mistura até que todo o ágar-ágar se dissolva e distribui-sepor caixas de Petri.

Na exploração da actividade podem realçar-se os aspectos económicos, nomeadamente no que respeita aprejuízos causados pela corrosão, bem como a importância do conhecimento científico e tecnológico na cons-trução de soluções para este problema.

A.L. 1.4 Determinação de Ca2+ e Mg2+ em alimentos por formação de iões complexos (opcional)

A determinação de cálcio e magnésio no leite é feita com recurso a uma titulação de retorno, ao mesmotempo que se procura evidenciar a importância destes dois metais na saúde humana. Exploram-se alguns con-ceitos-chave para a compreensão do trabalho laboratorial, nomeadamente os de titulação complexiométrica,indicador de complexação e titulação de retorno. O trabalho «Cálcio e magnésio no leite» pode ser dirigidonuma perspectiva de identificação/classificação/quantificação, mas parece-nos que, face ao grau de dificuldadedo trabalho, é preferível encará-lo como uma pesquisa de exploração.

As soluções necessárias podem ser preparadas da seguinte forma:

Solução padrão de EDTA 0,040 mol dm–3 – 15,0 g de sal dissódico di-hidratado em água, até obter 1,0000 dm3

de solução. Recomenda-se o uso de ampolas pré-padronizadas.

Solução com Ca2+ 0,025 mol dm–3 – Dissolver 2,500 g de CaCO3, usando um volume mínimo de ácido clo-rídrico diluído. Completar com água até obter 1,0000 dm3 de solução.

Solução com Mg2+ 0,025 mol dm–3 – Dissolver 2,11 g de MgCO3, usando um volume mínimo de ácidoclorídrico diluído. Completar com água até obter 1,0000 dm3 de solução.

Solução tampão pH 10 – Dissolver 16,85 g de NH4Cl em 50 cm3 de água. Adicionar 14,25 cm3 de NH3 (aq)concentrado. Diluir com água até obter 250 cm3 de solução.

Solução de NaOH 0,5 mol dm–3 – Preparar a partir de reagente sólido para análise.

Indicador de Ca2+ – Azul de hidroxinafetol ou murexida – reagentes sólidos.

Indicador de Ca2+ + Mg2+ – Eriocromo T (negro de solocromo) – reagente sólido.

O uso de solução padrão de magnésio na titulação conjunta de cálcio e magnésio justifica-se pelo facto doeriocromo T ser, na verdade, um indicador de magnésio, já que com o cálcio não se obtém um ponto finalnítido. De qualquer modo, caso se usasse uma solução padrão de cálcio, no ponto final este iria ligar-se aoEDTA do complexo Mg-EDTA, libertando Mg2+ – que provocaria mudança de cor.

Convém alertar para a necessidade de utilizar quantidades mínimas de indicador – apenas as necessáriaspara dar coloração à solução. As massas de indicador sugeridas são aproximadas.

O teor de cálcio e magnésio são calculados com base em fórmulas de conversão. Realça-se, assim, a dimen-são prático-laboratorial do trabalho, evitando cálculos desnecessariamente complexos para este nível de ensino.

A.L. 1.5 A cor e a composição quantitativa de soluções

Nesta actividade laboratorial relaciona-se a cor de uma solução com a respectiva composição quantitativa.O trabalho laboratorial proposto tem por base uma das mais importantes técnicas analíticas, a espectrofoto-metria, que é aqui usada para determinar a concentração total de ferro numa amostra de água. Pode ser enca-rado como uma pesquisa laboratorial do tipo identificação/classificação/quantificação.

A determinação proposta em «Ferro em água» baseia-se na formação de compostos corados entre Fe2+ efenantrolina, uma técnica que permite determinar teores de ferro em águas da ordem dos 0,05 a 0,2 mg dm–3.Mesmo assim, como os teores de ferro nas águas destinadas a consumo humano são habitualmente bastantebaixos, recomenda-se o uso de uma solução de ferro previamente preparada.

Uma das partes importantes deste trabalho laboratorial envolve a construção de uma recta de calibração.Para isso é necessário preparar soluções de ferro (II) de várias concentrações, por diluição a partir de umasolução padrão. É frequente, neste tipo de trabalhos, os alunos trocarem, por engano, as soluções e causaremcontaminações durante as diversas medições que é necessário efectuar. Esta ocorrência deve ser aproveitadapara a discussão de erros experimentais.

A construção da recta de calibração pode ser feita em papel milimétrico ou usando uma folha de cálculo.Recomendamos a última opção, embora, nesse caso, seja importante explorar todas as potencialidades dispo-níveis. Com essa finalidade, desenvolvemos a caixa de técnica «Recta de calibração no computador». Alémdas propostas aí apresentadas sugerimos ainda que a escala do gráfico possa ser melhorada, por exemplo pro-cedendo da seguinte forma: clique duas vezes sobre o eixo dos XX. Na caixa Formatar eixo e na pastaPadrões, active em Tipo de marca de escala secundária a opção Por cima do eixo. Na mesma caixa seleccione a pasta Escala e defina novos valores que permitam uma melhor leitura do gráfico. Clique em OK. Proceda do mesmo modo para o eixo dos YY.

A.L. 1.6 Funcionamento de um sistema tampão

A actividade laboratorial estabelece a forma como evolui o pH durante uma titulação de um ácido polipró-tico. Esta evolução é condicionada pela existência de vários sistemas tampão. A actividade pode ser entendidacomo uma oportunidade para exploração do conceito de solução tampão, que permita aprofundar conheci-mentos e levantar questões.

São previsíveis dificuldades na montagem para realização da titulação potenciométrica no trabalho «Curvade titulação CO3

2–/HCl». Não nos parece que a construção desta montagem seja uma aprendizagem impor-tante. Por esse motivo, sugerimos que a montagem laboratorial já esteja preparada no início do trabalho: issopermitirá poupar tempo e focar a atenção em outros aspectos mais relevantes da actividade.

Embora se sugiram incrementos constantes de 0,5 cm3 de titulante, estes incrementos podem diminuirquando as variações de pH forem mais acentuadas.


Optámos também por não apresentar a capacidade dos instrumentos de medida (pipeta e proveta) na listade material. Poderão ser os alunos a fazer a melhor selecção a partir de um conjunto de material disponibili-zado num lote de equipamento fornecido inicialmente.

Note-se que este trabalho é particularmente adequado à utilização de SATD – Sistemas de Aquisição e Trata-mento de Dados por computador.

A.L. 1.7 Catálise enzimática: efeito da temperatura e de um inibidor sobre uma reacção bioquímica (opcional)

Recorde-se que este trabalho se enquadra na secção 1.3.4 A importância biológica e industrial da catálise,que faz parte do capítulo 1.3 Metais, Ambiente e Vida. Por isso, tivemos o cuidado de incluir uma estrutura da enzima catalase, na qual se evidencia a centralidade de um elemento metálico: o ferro.

No primeiro trabalho, «Catálise enzimática: efeito da temperatura», propomos o estudo da influência da temperatura numa reacção química catalisada. No segundo trabalho, «Catálise enzimática: efeito de uminibidor», estuda-se a influência de um inibidor na reacção de decomposição do peróxido de hidrogénio poracção da catalase. São pesquisas laboratoriais do tipo trabalho experimental, isto é, em que se procura mani-pular e controlar variáveis.

Para economia de tempo, convém que a solução de enzima se encontre preparada algumas horas antes da realização do trabalho laboratorial.

A.P.L. Construção de uma pilha com tensão específica

Esta actividade proporciona aos alunos a possibilidade de realizarem uma actividade prática de pesquisado tipo construção de artefacto. Trata-se de construir uma pilha a partir de materiais simples. Para orientar arealização da actividade, fornecemos algumas orientações e sugestões sob o título «Pilha a partir de materiaissimples».

Antes, porém, propomos um trabalho experimental intitulado «Uma questão de concentração», na qualse estuda o efeito produzido pela mudança de concentração do electrólito sobre a tensão, no caso particularde uma pilha de Daniell. Pensamos que a realização deste primeiro trabalho permitirá consolidar conceitosfundamentais para a abordagem do problema proposto.

A.L. 2.1 Destilação fraccionada de uma mistura de três componentes

Esta actividade corresponde à simulação do processo industrial de separação do petróleo bruto por desti-lação fraccionada. Trata-se, portanto, de uma pesquisa laboratorial do tipo modelação.

Um dos aspectos a ter em conta é que a formação de misturas azeotrópicas dificulta a separação por desti-lação. Note-se, porém, que a maioria das misturas forma azeotropos. Misturas zeotrópicas, isto é não-azeotró-picas, com três ou mais componentes são difíceis de encontrar.

Propomos uma mistura de três componentes: etanol, 1-propanole 1-butanol. Esta mistura tem a grande vantagem de não possuircomponentes tóxicos. Convém realçar que na destilação fraccionadado petróleo o número de componentes da mistura é muito superior.

A evolução ideal da temperatura em função do volume dedestilado ao longo de uma destilação fraccionada de uma misturade três componentes assemelha-se ao gráfico mostrado na figuraao lado.

47

Volume de destilado

Tc

Tb

Ta

Tem

pera

tura

Uma caixa técnica «Destilação fraccionada» fornece a informação mais importante sobre montagens labo-ratoriais. A montagem pode incluir, em vez de um termómetro, uma sonda de temperatura ligada a umSATD, o que permitirá uma monitorização mais cuidada da evolução da temperatura.

A coluna de destilação utilizada na destilação fraccionada do petróleo é muito diferente das colunas vul-gares usadas no laboratório. No seu interior dispõe de um conjunto de «pratos», também denominados«vasos», situados a diferentes alturas. Os vapores libertados pelo petróleo, quando aquecido à temperaturade ebulição, sobem pela coluna através de tubos unidos aos pratos e cobertos por campânulas, de modoque os vapores são forçados a borbulhar através do líquido existente nos pratos. A uma determinada altura,h, da coluna, corresponde uma temperatura característica, e o líquido condensado em cada prato tem sem-pre a mesma composição química – fracções.

O resíduo que fica na base da coluna de destilação não pode ser submetido a temperaturas ainda maisaltas para obter as fracções ainda existentes neste resíduo: procedendo desta forma, a temperatura provoca-ria a destruição das fracções. Para obter as fracções deste resíduo, procede-se à sua transferência para outracoluna, onde agora, sob uma pressão mais baixa, próxima do vácuo, se consegue a vaporização das fracçõesa uma temperatura mais baixa e não destrutiva. A partir deste processo são obtidos: óleo diesel, fuelóleo,óleo lubrificante, cera parafínica e asfalto.

A.L. 2.2 Efeito de um soluto no ponto de congelação e no ponto de ebulição da água

Nesta actividade abordam-se os conceitos de elevação ebulioscópica e de depressão crioscópica, relacio-nando-se esta com a acção dos anticongelantes. Na introdução aprofundam-se conhecimentos sobre a relaçãoentre a pressão e o ponto de ebulição.

São propostos dois trabalhos laboratoriais. No primeiro, «Diminuir o ponto de congelação da água», faz--se a determinação laboratorial do abaixamento crioscópico numa solução aquosa de etilenoglicol.

Caso seja necessário moer gelo para esta actividade, pode proceder-se da seguinte forma:– colocar cubos de gelo dentro de um saco de plástico grosso;– enrolar numa toalha;– bater contra uma superfície dura.

No segundo trabalho prático, «Aumento do ponto de ebulição da água», faz-se a determinação laborato-rial da elevação ebulioscópica numa solução aquosa de etilenoglicol.

Importante: Recorde-se que o aparelho automático de determinação do ponto de ebulição, Dosatherm 300,não pode ser usado com soluções que se decomponham por acção da temperatura, como as soluções de saca-rose, pois corre-se o risco de ficar irremediavelmente danificado.

Os trabalhos estão preparados para que cada grupo possa escolher uma das soluções aquosas sugeridas no ponto 2 das questões pré-laboratoriais, de tal forma que a análise dos resultados envolva todos os grupos.

A nossa sugestão é que estas duas actividades sejam meramente de exploração, já que o tempo disponívelnão permite a realização dos numerosos ensaios necessários à pesquisa de padrões na relação entre a composi-ção quantitativa da solução e o abaixamento crioscópico/elevação ebulioscópica.

Para atingir este último objectivo, desenvolvemos uma actividade na qual se pretende que, através da aná-lise de dados experimentais, os alunos consigam estabelecer a relação entre a composição da solução e as pro-priedades coligativas já referidas. Note-se que os valores fornecidos na tabela não são, na realidade, dadosexperimentais. Foram obtidos teoricamente, já que, para tão reduzida diferença entre as várias formas de exprimir a composição, seria difícil obter dados experimentais suficientemente fidedignos.

Deve assinalar-se que estes trabalhos são particularmente adequados ao uso de SATD. Esta deverá ser umaopção a considerar se existir equipamento disponível e tempo suficiente.


A.L. 2.3 Determinação da entalpia de neutralização na reacção entre NaOH (aq) e HCl (aq)

Neste trabalho realiza-se uma titulação termométrica. Mas em vez se de determinar a concentração de umasolução desconhecida, o que se pretende é determinar a entalpia de neutralização de uma reacção de ácido-base.

O trabalho pode ser orientado numa perspectiva de exploração laboratorial, dado que existe a possibili-dade de avaliar erros experimentais e limitações laboratoriais, uma vez que se pode comparar o valor obtidocom o valor tabelado: – 57,1 kJ mol–1.

A.L. 2.4 Entalpia de combustão de diferentes líquidos (n-hexano, 1-hexanol)

A determinação da entalpia de combustão de dois líquidos faz-se na actividade «Oxigénio e a eficiênciados combustíveis» para saber qual dos dois constitui o melhor combustível. Procura-se, desta forma, analisara influência da presença do grupo -OH na eficiência energética de um combustível. É, portanto, um trabalholaboratorial de pesquisa de padrões.

Uma parte importante do trabalho consiste no estabelecimento das melhores condições para a determina-ção da entalpia de combustão. Trata-se de construir uma montagem o mais parecida possível com um calorí-metro, isto é, interessa diminuir as trocas de calor com o exterior, proporcionando um meio adiabático. A escolha do material de isolamento tem um papel fundamental.

Inclui-se ainda uma caixa de segurança «Queimaduras térmicas», na qual se exploram medidas básicas de primeiros socorros.

A.L. 2.5 Entalpia de combustão de diferentes álcoois

Nesta actividade realça-se, desde logo, a importância dos álcoois como biocombustíveis. O trabalho desen-volvido, «Estrutura dos álcoois e eficiência energética», é semelhante ao realizado na actividade anterior, mas,neste caso, procura-se uma relação entre o comprimento da cadeia e a posição do grupo -OH com a eficiênciaenergética do álcool. Trata-se, também aqui, de uma actividade laboratorial de pesquisa de padrões.

A tabela seguinte fornece valores de entalpia de combustão para diferentes álcoois, completando a infor-mação fornecida na tabela 24 do manual (página 299):

49

Álcool Entalpia de combustão

metanol –726 kJ mol–1

etanol – 1367 kJ mol–1

1-propanol – 2021 kJ mol–1

2-propanol –2006 kJ mol–1

1-butanol – 2676 kJ mol–1

2-butanol –2661 kJ mol–1

1-pentanol –3331 kJ mol–1

1-hexanol – 3984 kJ mol–1


NomeSinais

de perigoFrases R Frases S Exposição

metanol F, T11-23/24/25-39/23/24/25

7-16-36/37-45

Irrita os olhos, a pele e o tracto respiratório. Pode afectar o sis-tema nervoso central, resultando daí perda de consciência. A exposição pode resultar em cegueira e morte. Os efeitospodem manifestar-se mais tarde.

etanol F 11 7-16O vapor irrita os olhos. A inalação de vapor concentrado podecausar irritação dos olhos e do tracto respiratório. A substânciapode afectar o sistema nervoso central.

1-propanol F, Xi 11-41-67 7-16-24-26-39

Irrita os olhos e pode afectar o sistema nervoso central. A expo-sição a concentrações elevadas pode resultar na perda deconsciência. O contacto prolongado ou repetitivo com a subs-tância pode causar dermatite. Uma exposição crónica podecausar danos no fígado.

2-propanol Xn 11-36-67 7-16-24/25-26

Irrita os olhos e o aparelho respiratório e pode afectar o sistemanervoso central, resultando em depressão. A inalação de con-centrações elevadas pode afectar o sistema nervoso central,causando, progressivamente, dores de cabeça, tonturas, perdade consciência e coma. Inalação de vapores pode causar irrita-ção no aparelho respiratório. Pode originar efeitos narcóticos.

1-butanol Xn10-22-37/38

41-677/9-13-2637/39-46

O vapor irrita os olhos e o aparelho respiratório. Pode afectar osistema nervoso central. Possibilidade de afectar a córnea.Pode causar perturbações cardiovasculares, audição anormal,depressão no sistema nervoso central, fraqueza nos músculos,e mesmo morte. Pode ser absorvido através dos pulmões.

2-butanol Xn 10-36/37-677/9-13-24/25-26-46

O vapor desta substância irrita os olhos. Pode ser prejudicial seinalado. Os vapores podem causar tonturas ou sufocação. A inalação de concentrações elevadas pode afectar o sistemanervoso central, causando, progressivamente, dores de cabeça,tonturas, perda de consciência e coma. Pode haver risco deedema pulmonar. Pode causar alterações sanguíneas.

1-pentanol Xn 10-20 24/25

Irrita os olhos, a pele e o aparelho respiratório. Pode afectar osistema nervoso central. A exposição a concentrações extre-mas pode resultar na perda de consciência. Possibilidade deafectar a córnea. A inalação causa irritação do aparelho respira-tório e raramente edema pulmonar.


A inalação de concentrações elevadas pode afectar o sistemanervoso central, causando, progressivamente, dores de cabeça,tonturas, perda de consciência e coma. A inalação de vaporpode causar irritação do aparelho respiratório. Pode ocasionaredema pulmonar e pneumonite química. Pode afectar os rins.


Irrita os olhos, pele e o aparelho respiratório. Pode haver riscode pneumonite química. Pode afectar o sistema nervoso cen-tral. A exposição pode ocasionar perda de consciência. As pro-priedades tóxicas desta substância ainda não foram totalmenteinvestigadas.

1-hexanol Xn 22 24/25

Irrita o aparelho respiratório e a pele. Irrita severamente osolhos. Pode haver risco de pneumonite química. A inalação deconcentrações elevadas afecta o sistema nervoso central, cau-sando, progressivamente, dores de cabeça, tonturas, perda deconsciência e coma.

2-hexanol _ 10 16A substância irrita a pele e pode afectar o sistema nervoso central. As propriedades tóxicas desta substância ainda não foramtotalmente investigadas.

O quadro seguinte fornece informação de segurança respeitante aos vários álcoois que poderão vir a serutilizados nesta actividade.

51

A.P.L. Biodiesel a partir de óleos alimentares queimados

Trata-se de um trabalho de pesquisa bibliográfica e laboratorial com o qual se pretende esboçar umasequência de processos físicos e químicos que permitam obter biodiesel. Pretende-se fazer a produção de ummaterial, neste caso um biocombustível. O esquema seguinte sintetiza a produção de biodiesel.

A.L. 3.1 Identificação de plásticos por testes físico-químicos

Em primeiro lugar faz-se o trabalho de exploração «Analisar para identificar», no qual se procura familiari-dade com a marcha geral de análise de plásticos e as técnicas nela usadas. Usam-se amostras de plásticosconhecidos como se de uma amostra padrão se tratasse.

Segue-se a actividade «Qual é o plástico?» na qual, a partir de uma amostra desconhecida, se faz uma iden-tificação/classificação.

O trabalho laboratorial pode ser relacionado com técnicas industriais de separação, muito úteis na triagemde resíduos. Um dos problemas associados à reciclagem do plástico prende-se com a separação de diversostipos de plástico. A separação do PVC do PET é um exemplo: estes dois tipos de plásticos contaminam-semutuamente e a separação manual é pouco eficaz, uma vez que se confundem facilmente.

A flotação é uma técnica cuja finalidade reside na separação de materiais de uma mistura com base naformação de uma espuma que arrasta para a superfície uns, enquanto outros se depositam no fundo do reci-piente de água (isto pela modificação das propriedades de um deles). Recorrendo a um surfactante, é possí-vel alterar a superfície do PET fazendo com que este apresente maior afinidade para a água do que o PVC.O espumante é usado para ajudar a «reter» o plástico à superfície.

A.L. 3.2 Materiais transparentes e índice de refracção (opcional)

Pretende-se quantificar o índice de refracção para identificar o material em estudo, para se analisar as suas propriedades. O trabalho proposto, «Índice de refracção», consiste numa investigação do tipo identifi-cação/classificação/quantificação.

Caso se pretenda medir o índice de refracção do vidro de uma célula espectrofotométrica, deve ter-se umcuidado redobrado. As células espectrofotométricas são particularmente caras e qualquer risco na superfícieóptica da célula é o suficiente para provocar um dano irreparável. Em caso de dúvida, o melhor é não as utilizar.Existem garrafas de azeite e de vinagre com faces planas, pelo que não será difícil medir o índice de refracçãodo vidro de garrafa.

Biodiesel

Óleo vegetalÓleo de fritar

Gordura animal

Metano

Catalisador

Ácido Glicerina

Reciclagemde metanol

Separaçãode fases

PurificaçãoNeutralizaçãoEsterificação Líquida

Sólida

Reciclagemde metanol

Neutralização

Misturacatalítica

Metanol reciclado

As lentes usadas nos óculos são normalmente feitas com vidro do tipo crown, que possui um índice de refracção igual a 1,523. Como a tecnologia se encontra sempre em evolução, recentemente surgiu um vidromais leve do que o crown, com índice de refracção 1,70. No entanto, em armações maiores muitas vezes aslentes são de plástico acrílico. O plástico é cada vez mais utilizado, em detrimento do vidro, em lentes sim-ples. Apesar de o primeiro não ter um período de duração superior ao do vidro, nem possuir tanta resistênciaa arranhões, é mais leve, mais forte e pode absorver tintas coloridas.

A.L. 3.3 Cristais e vidro

O trabalho «Preparação de vidro» não é mais do que uma pesquisa do tipo produção de materiais, na qualse pretende obter um produto com determinadas características. Mas para isso é necessário efectuar uma pes-quisa de padrões, que é fundamental para obter os melhores resultados, neste caso a melhor composição paraum vidro que é feito no laboratório.

No processo industrial de preparação de vidro faz-se uma rigorosa preparação e medição das matérias-pri-mas, que são depois misturadas e submetidas a uma fusão inicial, antes de serem submetidas a altas tempera-turas. No passado, fazia-se uso de vasilhas de argila que permitiam realizar a fusão em fornos de lenha ou carvão. A indústria actual funde a maior parte do vidro em caldeiras de grande capacidade (mais de miltoneladas de vidro), aquecidas a óleo combustível, gás ou electricidade.

No trabalho «Preparação de um sal duplo» faz-se a preparação de um sal deste tipo, tendo particular aten-ção às condições de formação dos cristais. Nesse sentido, trata-se de uma investigação do tipo trabalho experi-mental, já que existe um controlo claro das condições de cristalização. Os resíduos sulfato de cobre (II)podem ser eliminados por imersão numa tina que contenha folha de alumínio mergulhada em água. O resí-duo final é eliminado para um aterro.

A.L. 3.4 Identificação e síntese de substâncias com aromas e sabores especiais (opcional)

Propõe-se uma pesquisa bibliográfica prévia e, por isso, não são fornecidos protocolos experimentais. As orientações foram aqui reduzidas ao mínimo essencial. Desta forma, será preferível encará-la como umapesquisa laboratorial de exploração.

Alerta-se para as regras de segurança básicas a usar quando se cheiram substâncias em laboratório, atravésde uma caixa de Segurança.

Um dos passos fundamentais para a obtenção de muitos ésteres é o aquecimento em refluxo. Explica-se o respectivo fundamento numa caixa Técnica.

Uma substância odorífera tem de possuir propriedades que permitam alterações sensoriais. Deve apresen-tar pressão de vapor razoavelmente elevada e alguma solubilidade na água. A massa molar não pode ser muitoelevada (pensa-se não existir nenhuma molécula odorante com massa molar superior a 294 g/mol).

Note-se que moléculas que apresentam fórmula de estrutura muito semelhante podem apresentar odoresnitidamente distintos.


53

A.L. 3.5 Borracha natural e borracha vulcanizada (opcional)

É uma actividade do tipo produção de materiais, na qual se preparam dois elastómeros e se testam as res-pectivas características. Realça-se a necessidade de realizar ensaios físicos e químicos para melhor caracterizaras propriedades das amostras obtidas.

No trabalho laboratorial «Borracha natural» faz-se a síntese de borracha natural, por catálise ácida. Devealertar-se para o facto de o látex líquido ser particularmente caro, pelo que deve ser usado com racionalidade.No trabalho «Borracha vulcanizada» propõe-se a vulcanização da borracha por aquecimento com enxofre.

A.L. 3.6 Sintetizar polímeros

A actividade é do tipo produção de materiais e está organizada em quatro trabalhos, nos quais se pretendepreparar quatro polímeros diferentes.

No primeiro, «Síntese do poliestireno», propõe-se a síntese de um polímero por adição. Optámos pelasíntese do poliestireno por se nos afigurar mais simples do que a síntese do poli(metacrilato de metilo), pro-posta nas sugestões metodológicas do Programa. Pensamos que ficam igualmente contemplados os objectosde ensino e objectivos de aprendizagem que aí se apresentam.

O segundo trabalho, «Síntese do nylon 6.6», corresponde à síntese de um polímero por condensação.Também aqui se optou por uma solução um pouco diferente (nylon 6.6, em vez de nylon 6.10), sem que seprevejam diferenças importantes nas aprendizagens dos alunos.

No terceiro trabalho, «Preparação do rayon», faz-se a preparação de um polímero artificial, no qual procu-rámos simplificar ao máximo o procedimento exigido.

Por fim, no trabalho «Preparação de uma resina de poliéster a partir do glicerol», sugere-se a síntese dogliptal. O gliptal não é biodegradável, mas a síntese de um polímero biodegradável é inviável neste contexto,face ao preço elevado dos reagentes e ao tempo necessário à sua preparação.

Elaborámos as questões pré e pós-laboratoriais para que os quatro trabalhos propostos fossem equivalen-tes: os polímeros são caracterizados, a segurança é discutida e todos os trabalhos terminam com uma questãode pesquisa bibliográfica. Também o grau de dificuldade da execução laboratorial nos quatro trabalhos é, tanto quanto possível, semelhante. Desta forma, cada grupo de trabalho poderá preparar um polímero dife-rente, apresentando, no final, os resultados à turma (turno) e discutindo as eventuais dificuldades. A apresen-tação e discussão pode ser feita através de uma apresentação oral, mas também por meio de um trabalhoescrito ou de multimédia, a trocar entre os grupos.

A.P. Planificação, realização e avaliação de uma visita de estudo a uma instalação industrial

Dão-se algumas orientações relativas à organização e condução de uma visita de estudo a uma instalaçãolaboratorial. Estas notas podem ser complementadas com outras que já tínhamos apresentado na ActividadePrática «Visita a uma instalação industrial», em 11 Q.

6.2 Respostas às questões das Actividades Laboratoriais

Os trabalhos designados por «Laboratório» contêm as actividades laboratoriais propriamente ditas. Orga-nizámo-las com Questões pré-laboratoriais e Questões pós-laboratorais. Nesta secção fornecemos algumas res-postas a essas questões.

Actividade Laboratorial 1.1

Separar para detectar

Questões pré-laboratoriais

1. Zn (s) + 2 HCl (aq) d ZnCl (aq) + H2 (g) Fe (s) + 2 HCl (aq) d FeCl (aq) + H2 (g)

2. [Cu(NH3)4]2+ ; [Zn(NH3)4]2+ ; [Ni(NH3)6]2+

3. Note-se que NH3 (aq) + H2O (l) d NH4+ (aq) + OH– (aq). Então:

Fe2+ (aq) + 2 OH� (aq) d Fe(OH)2 (s) Al3+ (aq) + 3 OH� (aq) d Al(OH)3 (s)Pb2+ (aq) + 2 OH� (aq) d Pb(OH)2 (s)

Questões pós-laboratoriais

2. Sn4+ (aq) + Fe (s) d Sn2+ (aq) + Fe2+ (aq)

3. Pb2+ (aq) + KI (aq) d PbI (s) + K+ (aq)

4. O ião complexo presente é [Fe(CN)6]4–, hexacianoferrato (II). O ião central é Fe2+, ferro (II) e os ligandossão iões CN–, cianeto.

5. Os sais pouco solúveis retêm os iões tóxicos na sua estrutura, pois não se dissolvem facilmente. Destaforma impede-se a disseminação no meio ambiente, diminuindo a toxicidade dos resíduos.


De cobre a cobre


1. O uso de reagentes em pequena escala permite diminuir custos e atenuar os eventuais riscos associadosà manipulação de substâncias perigosas. Por outro lado, facilita a eliminação dos resíduos produzidos.

2. Solução concentrada de ácido sulfúrico: Provoca queimaduras graves. Nunca adicionar água. Em casode contacto com os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Em caso deacidente ou indisposição, consultar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo).Solução concentrada de ácido clorídrico: Nocivo por inalação. Provoca queimaduras graves. Manter o recipiente num lugar bem ventilado. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente comágua abundante e chamar um médico. Usar protecção adequada. Em caso de acidente ou indisposição,consultar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo).Solução concentrada de hidróxido de sódio: Provoca queimaduras. Em caso de contacto com os olhos,lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Usar protecção adequada para mãos e olhos/cara. Em caso de acidente ou indisposição, consultar imediatamente um médico (se possívelmostrar-lhe o rótulo).


55

Acetona: Facilmente inflamável. Manter o recipiente num lugar bem ventilado. Conservar longe de fon-tes de ignição – não fumar. Não respirar os vapores. Evitar a acumulação de cargas electrostáticas.Dióxido de azoto: Muito tóxico por inalação. Provoca queimaduras. Em caso de contacto com os olhos,lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Em caso de contacto com a pele, lavarimediatamente com água abundante. Usar protecção adequada (bata, máscara e luvas...). Em caso de acidente ou indisposição, consultar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo doproduto).


2. Algumas alterações a introduzir poderão estar relacionadas com a eficiência dos processos de separação.Assim, onde se sugerem decantações poder-se-iam fazer filtrações, por gravidade ou a pressão reduzida.Também o transvase de recipientes pode implicar perdas consideráveis, que devem ser evitadas.

3. Em 1 mede-se a massa do reagente limitante, com base na qual se calculará o rendimento da reacção.Em 14 mede-se a massa de produto obtida, também para se calcular o rendimento da reacção. O ren-dimento só será calculado com rigor se estas massas também o forem. As outras medições feitasdurante todo o trabalho envolvem reagentes em excesso, pelo que não têm influência no rendimentoda reacção.

4. O produto secundário obtido em 7 é uma solução aquosa de nitrato de sódio, NaNO3, e o produtoobtido em 10 é uma solução aquosa de sulfato de zinco, ZnSO4. Ambos os sais podem ser obtidos porcristalização.


Agressões ambientais ao ferro


2. Maior corrosão: solução alcalina, solução ácida e água do mar. Menor corrosão: óleo alimentar, águadestilada e água fervida.

3. Variável de controlo: peça a corroer, tamanho e forma da peça, temperatura ambiente. Variável indepen-dente: meio que provoca corrosão. Variável dependente: corrosão observada.


2. Devido à presença de iões em solução. A presença de iões aumenta a condutividade eléctrica da solução,facilitando a migração de iões que ocorre durante a corrosão do ferro.

3. Para evitar a presença de humidade, condição essencial para que ocorra corrosão do ferro.

Cuidar do ferro


1. Boa protecção: zinco, alumínio, magnésio. Fraca protecção: cobre, estanho, chumbo.

2. Os pregos dobrados e os riscados estão mais sujeitos a corrosão do que os intactos.


1. Boa protecção: zinco, alumínio, magnésio.

2. Prego com superfície riscada.


Cálcio e magnésio no leite


1. Os teores de cálcio no leite rondam os 120 mg em 100 cm3 de leite. Os teores de magnésio são menores, e não é comum serem indicados no rótulo das embalagens de leite.

2. Se cada grupo fizer vários ensaios de uma mesma marca de leite, a comparação dos valores obtidos per-mitirá avaliar o efeito de eventuais erros experimentais, em particular a influência dos erros acidentais.Se cada grupo fizer um ensaio para cada marca de leite disponível, a proximidade ou o afastamentoentre os resultados obtidos e os valores fornecidos nos rótulos dará indicação sobre a maior ou menorinfluência de erros experimentais, em particular de erros sistemáticos.

3. B, A, C, E, D.


1. cMg = = cCa = =


Ferro em água


1. Fazendo uso de papel indicador de pH.

2. O valor 510 nm, correspondente ao máximo de absorção.


1. Solução A, cFe2+ = 0 mg dm–3

Solução B, cFe2+ = = 1,00 mg dm–3

Solução C, cFe2+ = = 2,00 mg dm–3

Solução D, cFe2+ = = 4,00 mg dm–3

Solução E, cFe2+ = = 5,00 mg dm–3

Solução F, cFe2+ = = 6,00 mg dm–310,00 mg dm–3 × 0,0300 dm3��

0,0500 dm3

10,00 mg dm–3 × 0,0250 dm3��

0,0500 dm3

10,00 mg dm–3 × 0,0200 dm3��

0,0500 dm3

10,00 mg dm–3 × 0,0100 dm3��

0,0500 dm3

10,00 mg dm–3 × 0,0050 dm3��

0,0500 dm3

0,040 × 0,010��

V1

cEDTA × VEDTA��V1

0,040 × 0,010��

V1

cEDTA × VEDTA��V1


4. 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43– (aq) d Ca3(PO4)2 (s) 3 Mg2+ (aq) + 2 PO4

3– (aq) d Mg3(PO4)2 (s)Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq) d Ca(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH– (aq) d Mg(OH)2 (s)

57

2. Ver caixa Técnica «Recta de calibração no com-putador».

3. Factor de diluição para a solução:– X é 50/1 = 50;– Y é 50/5 = 10;– Z é 50/10 = 5.

Se, por exemplo, a concentração da amostra de águadiluída Y for 0,357 mg dm–3, então a concentração deferro na água será 10 × 0,357 mg dm–3 = 3,57 mg dm–3.


Curva de titulação CO2-3 /HCl


1. C.

2. B, E, C, A, D.

3. Trata-se de uma tabela do género:


1. Espera-se um gráfico do género do apresentado ao lado.

2. Podem identificar-se duas zonas tampão. Os pares de espé-cies responsáveis pela zona tampão são CO3

2–/HCO3– e

HCO3–/H2CO3.

3. H2CO3 (aq) d H2O (l) + CO2 (g)

4. Porque no sangue existem vários sistemas tampão, sendo omais importante o sistema CO2/ HCO3

–.

0

123456789

1011121314

pH

Volume de HCl / cm3

VHCI/cm3 pH

0

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

…


Catálise enzimática: efeito da temperatura


1. O substrato é o peróxido de hidrogénio e a enzima é a catalase.

2. Com o aumento da temperatura a velocidade da reacção aumentará.

3. Durante a execução do trabalho laboratorial é necessário manter o tipo e a quantidade das subtânciasenvolvidas na reacção.


1. Esperam-se gráficos do género dos apresentados ao lado.

2. Espera-se que a velocidade inicial da reacção aumente com o aumento da temperatura.

Catálise enzimática: efeito de um inibidor


1. A presença de um inibidor diminuirá a velocidade inicial da reacção.

2. Durante a execução do trabalho laboratorial é necessário manter o tipo e a quantidade das espéciesenvolvidas na reacção, bem como a temperatura.


1. Ver resposta a 1 das questões pós-laboratoriais em «Catálise enzimática: efeito da temperatura».

2. A presença de um inibidor diminui a velocidade inicial da reacção. Quando aumenta a quantidade de inibidor, diminui a velocidade da reacção.

Actividade de Projecto Laboratorial

Uma questão de concentração


1. Por exemplo, conjugar volumes iguais de:a) ZnSO4 (aq), 0,01 mol dm–3, e CuSO4 (aq), 0,30 mol dm–3. b) ZnSO4 (aq), 0,01 mol dm–3, eCuSO4 (aq), 0,01 mol dm–3. c) ZnSO4 (aq), 0,30 mol dm–3, e CuSO4 (aq), 0,01 mol dm–3.

2. E – Eo = – log Q

Como Eo = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V e n = 2, vem:

a) E – 1,10 = – log 1/30 = 1,14 V b) E – 1,10 = – log 1 = 1,10 V

c) E – 1,10 = – log 30 = 1,06 V0,059�

2

0,059�

20,059�

2

0,059�n


t

V

t

V

Zn2+ (aq) + 2e–d Zn (s) Eo (Zn2+| Zn) = – 0,76 V

Cu2+ (aq) + 2e–d Cu (s) Eo (Cu2+| Cu) |= 0,34 V

59


1. a) A tensão da pilha diminui com o aumento da razão |Zn2+|/|Cu2+|.b) Por exemplo, caso os resultados obtidos coincidam com os previstos, podemos dizer que o aumento

da razão |Zn2+|/|Cu2+| por um factor 30 se traduz numa diminuição da tensão por um factor 0,965.

3. Os erros experimentais deverão resultar, por exemplo, de limitações do multímetro.


Da mistura às suas fracções


1. Tendo em conta os pontos de ebulição dos três componentes da mistura, prevê-se que a sequência seja:etanol, 1-propanol e 1-butanol.

3. São reguladores de ebulição. Evitam uma ebulição tumultuosa.

4. Tapar com algodão e colocar o recipiente que contém o destilado numa tina com gelo.


1. O gráfico obtido será do género do apresentado ao lado.

2. Ver resposta a 1 das questões pré-laboratoriais.

4. Dado que a mistura (petróleo) é composta por fracções com pon-tos de ebulição próximos, a forma mais eficiente de proceder à suaseparação é usando a técnica de destilação fraccionada.


Diminuir o ponto de congelação da água


1. A. Note-se o sobrearrefecimento antes da congelação.


1. �Tc = Tc(água) – Tc(solução de etilenoglicol).

2. Eventuais diferenças poderão dever-se à presença de impurezas nas amostras.

3. A que provoca maior abaixamento no ponto de fusão é 1 mol de NaCl, já que é a amostra que maisaumenta a quantidade de espécies em solução (2 moles de iões). O etilenoglicol origina apenas umamole de espécies em solução. Recorde-se que o carbonato de cálcio é um sal pouco solúvel.

Aumento do ponto de ebulição da água


1. A. Note-se que, para poder ser o gráfico C, seria necessário aquecer o vapor, mantendo a pressão. Ora,na prática o vapor liberta-se, pelo que não é possível aquecê-lo.

Volume de destilado

Tc

Tb

TaTe

mpe

ratu

ra


1. �Te = Te(solução de etilenoglicol) – Te(água).

2. Eventuais diferenças poderão dever-se a: presença de impurezas nas amostras, diferença do valor dapressão atmosférica, etc.

3. Não. Só no caso de termos uma substância pura é que durante a ebulição a temperatura se mantém pra-ticamente constante. Numa solução, a evaporação do solvente provoca um aumento da concentração da solução, com o consequente aumento de �Te.

Actividade 16

1. É igual a zero nos dois casos.

3. São os gráficos nos quais existe uma relação com a composição da solução expressa em termos de massade solvente. Ou seja, tanto %(msoluto/msolvente) como %(nsoluto/msolvente) têm variações lineares com �Tc .

4. Tanto %(msoluto/msolvente) como %(nsoluto/msolvente) têm variações lineares com �Te .


Ácido com base


1. cHCl × VHCl = cNaOH × VNaOH � 2,0 mol dm–3 × VHCl = 0,10 mol dm–3 × 0,100 dm3 �� VHCl = 0,10 mol dm–3 × 0,100 dm3 / 2,0 mol dm–3 �� VHCl = 0,005 dm3 = 5 cm3

2. Assegurar que toda a energia libertada durante a reacção é utilizada para fazer variar a temperaturado sistema.


2. Q = ms × 3,9 × (Tmáxima � Tmínima).

3. A partir do gráfico (temperatura em função do volume de solução titulante adicionada) extraímos ovalor do volume de ácido correspondente à temperatura máxima verificada. Fazendo uso da relação:cHCl = nHCl/VHCl determinamos a quantidade, em moles, de ácido aquando do ponto de equivalência.

cHCl = nHCl / VHCl � 2,0 mol dm–3 = nHCl / VHCl � nHCl = 2,0 mol dm–3 / VHCl

Com base na estequiometria da reacção de neutralização

H3O+ (aq) + OH– (aq) d 2H2O (l)

podemos determinar a quantidade de água, n, formada.

A entalpia de neutralização calcula-se por: �Ho = Q/n.

4. Eventuais diferenças poderão dever-se a erros experimentais ou, por exemplo, ao facto de a temperaturapara a qual se calculou �Ho não ser 298 K.

5. Porque a agitação constitui uma forma de fornecer energia ao sistema, sob a forma de trabalho. Sendoassim, o sistema não será tão isolado quanto se pretende.


61


Oxigénio e a eficiência dos combustíveis


1.

2. Combustão do n-hexano: C6H14 (l) + O2 (g) � 7 H2O (g) + 6 CO2 (g)

Combustão do 1-hexanol: C6H13OH (l) + 9 O2 (g) � 7 H2O (g) + 6 CO2 (g)

�Ho = � �fHo(produtos) � � �fH

o(reagentes)

�cHo(n-hexano) = 7 × (– 241,8 kJ mol–1) + 6 × (– 393,5 kJ mol–1) – [(–199 kJ mol–1) + 19/2 × (0)] �

� �cHo(n-hexano) = – 3854,6 kJ mol–1

�cHo(1-hexanol) = 7 × (– 241,8 kJ mol–1) + 6 × (– 393,5 kJ mol–1) – [(– 378 kJ mol–1) + 19/2 × (0)] �

� �cHo(1-hexanol) = – 3675,6 kJ mol–1

O n-hexano é o que tem maior poder energético.


2. �cHo(n-hexano) = Q/(mn-hexano /Mn-hexano) em kJ mol–1

�cHo(1-hexanol) = Q/(m1-hexanol /M1-hexanol) em kJ mol–1

3. A energia libertada aquando da queima do combustível não foi toda aproveitada para elevar a tempera-tura da água. Existe sempre dissipação de energia.

4. A energia obtida a partir de uma reacção de combustão resulta em parte da formação de ligações O – Hexistentes nos produtos da reacção (H2O). Ora, no 1-hexanol já existe uma ligação O – H; por isso, asua combustão dá menos energia.De facto, a reacção de combustão é uma oxidação e o 1-hexanol já está parcialmente oxidado.Isto não quer dizer que os álcoois sejam piores combustíveis: muitas vezes têm maior índice de octanas.Além disso, são menos poluentes.

19�2

Material Vantagens Desvantagens

Corticite Tem baixa condutividade térmica. Difícil de obter e de trabalhar.

Folha de alumínioÉ fácil de obter e de trabalhar.Bom reflector (impede as transferênciasde energia por radiação).

Tem uma condutividade térmica muito elevada.

Cartão Fácil de obter e de trabalhar. A condutividade térmica é relativamente elevada.

Esferovite Tem baixa condutividade térmica.É difícil obter um pedaço grande que possa serperfurado para se adaptar ao recipiente. Difícil detrabalhar.

Feltro Tem baixa condutividade térmica. Mais difícil de obter.

Álcool �cH/kJ mol–1

etanol

1-propanol

2-propanol

1-butanol

1-pentanol



Estrutura dos álcoois e eficiência energética


1. CH3 — CH2 — OH CH2 — CH2 — CH3 CH3 — CH — CH3

| |OH OH

CH2 — CH2 — CH2 — CH3 CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

| |OH OH

2. Quanto maior for o comprimento, maior será a entalpia de combustão (em valor absoluto).


1. Ver resposta a 1 das questões pós-laboratoriais de Actividade Laboratorial 2.4.

2. Ver resposta a 2 das questões pós-laboratoriais de Actividade Laboratorial 2.4.

3. Espera-se um gráfico do tipo:

4. a) Quanto maior for o tamanho da cadeia carbonada, maior será a entalpia de combustão. b) Quanto mais próximo estiver o grupo -OH da periferia da cadeia, maior será a entalpia de combustão.

5. A entalpia de combustão para o metanol será cerca de metade em relação à entalpia de combustãodo etanol. A entalpia de combustão para o 1-hexanol será aproximadamente igual à soma da ental-pia de combustão do 1-pentanol e do metanol.

7. A energia libertada aquando da queima do combustível não ter sido aproveitada na totalidade para elevara temperatura da água.


Analisar para identificar


3. Usar uma pinça adequada para manipular as amostras. Usar equipamento de protecção individual (óculosde protecção e bata). Se necessário, usar luvas termorresistentes.

-4000

-3500

-3000

-2500

-2000

-1500

-1000

3 4 5 6N.o de átomos de carbono

2

Δ eH

/ kJ

mol

–1

Amostra Solubilidade em água Dureza Acção de ácidos e de bases

A

B

C

D

E

Manter as substâncias afastadas de qualquer fonte de ignição e evitar choques e fricções.


1. Podem confrontar-se os resultados obtidos com a informação fornecida pela simbologia apresentada na figura inicial.

3. Se derreter e fundir, será um termoplástico; se carbonizar e se desfizer, será um termofixo.


Índice de refracção


1. As vantagens de um aquário de acrílico em relação a um aquário de vidro são: o menor índice de refrac-ção (distorce menos a imagem quando observado angularmente), o menor peso e a maior dificuldadeem partir. A maior facilidade de ser riscado é um inconveniente.

2. Tem maior índice de refracção; logo, provoca maior dispersão da luz que o atravessa e, por isso, é mais brilhante.


Preparação de vidro


1. Como fonte de sílica pode usar-se a areia. O fundente baixa o ponto de fusão da sílica para valores infe-riores a 1600 OC.

2. Usando um almofariz ou um triturador.

3. Um contentor de metal ou de porcelana, pois resistem a temperaturas muito elevadas.


2.

3. Para um jarro de água serviria qualquer amostra, desde que insolúvel em água. Para um espremedor de citrinos, as características mais importantes da amostra teriam de ser a sua resistência à acção de ácidose bases.

63

Preparação de um sal duplo


1. CuCl2 e ZnCl2.

2. CuSO4 (s) + (NH4)2SO4 (s) + H2O (l) � Cu(NH4)2(SO4)2.H2O (s)

3. Arrefecimento lento. Pode deixar-se arrefecer a solução à temperatura ambiente, mas é preferível tapare envolver num pano. Pode também deixar-se arrefecer em cima da placa de aquecimento (devido à grande inércia térmica, o arrefecimento será mais lento).

4. Etanol R: 11 S: 7-16 Sulfato de cobre (II) R: 22-36/38 S: 22


1. Assegurar-se da dissolução completa dos sais.

2. O álcool etílico evapora-se facilmente, o que facilita a secagem dos cristais. Note-se que os cristais sãopouco solúveis em álcool etílico.


Borracha natural

Questão pré-laboratorial

1. Por diluição de um volume V da solução de ácido mais concentrada até perfazer o volume de 100 cm3,usando um balão de diluição. O volume, V, será determinado a partir de:

csolução-mãe × V = csolução × Vsolução � 5 mol dm–3 × V = 2 mol dm–3 × 100 cm3 � V = 40 cm3

Questão pós-laboratorial

1. Caso se trate de testar a elasticidade de dois materiais por ressalto, depois de terem sido largados de uma altura h, as variáveis de controlo são: massa de material, forma do objecto, altura h e a superfícieonde se dá o ressalto.

Borracha vulcanizada


1. É um líquido que contém carbono na sua composição. Acetona, hexano, etanol, benzeno, etc.

2. Maior, pois na vulcanização ocorre incorporação de átomos de enxofre.


1. Borracha não vulcanizada.

2. Borracha não vulcanizada.

3. O estabelecimento de pontes de enxofre entre cadeias paralelas, na borracha natural, faz com que a bor-racha vulcanizada, em comparação com a borracha natural, não seja tão pegajosa em ambientes maisquentes, e dura e quebradiça em ambientes mais frios. O aumento de coesão estrutural provocada pelaspontes de enxofre explica também que a borracha vulcanizada não se dissolva tão facilmente como a borracha natural.



Síntese do poliestireno


1.

2. É um homopolímero, pois é obtido a partir do mesmo tipo de monómero.

3. Estireno: Inflamável. Nocivo por inalação. Irritante para os olhos e pele. Não respirar os vapores.

Peróxido de benzoílo: Risco de explosão por choque, fricção ou outras fontes de ignição. Pode provo-car incêndios. Irritante para os olhos. Possibilidade de sensibilização em contacto com a pele. Manter orecipiente bem fechado e num lugar fresco. Manter afastado de ácidos e bases fortes. Usar protecçãoadequada.


1. Trata-se de um composto aromático.

2. Sintético.

3. Brinquedos, caixas, copos descartáveis, isolamento térmico.

4. É o iniciador da reacção. Actua como um catalisador.

Síntese do nylon 6.6


1.

2. Copolímero.

3. Hexano: Facilmente inflamável. Risco de efeitos graves para a saúde em caso de exposição prolongadaou inalado. Conservar longe de fontes de ignição. Não fumar. Evitar o contacto com a pele e olhos. Não atirar os resíduos para os esgotos. Usar unicamente em locais bem ventilados.

Cloreto de hexanodioílo: Provoca queimaduras. Evitar o contacto com a pele e olhos.

Hexanodiamina: Nocivo em contacto com a pele e por ingestão. Provoca queimaduras. Irritante para asvias respiratórias. Não respirar o pó. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente com águaabundante e chamar um médico. Usar protecção adequada. Em caso de acidente ou indisposição, con-sultar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo).


1. Poliamidas.

2. Sintético.

3. Em têxteis, fios e cordas, etc.

65

CHn

n

CH2 CHCH2

n CIOC (CH2)4 C

O

(CH2)4 NH (CH2)6C

O

(CH2)6COCI n H2N NH2 NH HCI+ (2n - 1)n+

Preparação do rayon


1. Cu(OH)2 (aq) + 4 NH3 (s) � [Cu(NH3)4](OH)2 (aq)

2.

3. Sulfato de cobre: Nocivo por ingestão. Irritante para os olhos e vias respiratórias. Não respirar o pó.Amoníaco: Provoca queimaduras. Irritante para os olhos e vias respiratórias. Muito tóxico para os orga-nismos aquáticos. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamarum médico. Usar protecção adequada. Em caso de acidente ou indisposição, consultar imediatamenteum médico (se possível, mostrar-lhe o rótulo do produto). Evitar a sua libertação para o meio ambiente.Ter em atenção as instruções específicas das fichas de dados de segurança.Ácido sulfúrico: Provoca queimaduras graves. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamentecom água abundante e chamar um médico. Nunca adicionar água ao produto. Em caso de acidente ou indisposição, consultar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo).


1. É usado como fibra têxtil (seda artificial).

2. Artificial.

Preparação de uma resina de poliéster a partir do glicerol


1. Copolímero.

2. Nocivo por ingestão. Irritante para as vias respiratórias e pele. Possibilidade de sensibilização por inala-ção e em contacto com a pele.Não fechar o recipiente hermeticamente. Evitar o contacto com a pele e os olhos. Em caso de contactocom os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Usar protecção adequadapara as mãos e olhos/cara. Em caso de ingestão, consultar imediatamente um médico e mostrar-lhe orótulo ou a embalagem.


1. Duroplástico (é um polímero reticulado).

2. O anidrido ftálico é uma matéria-prima não renovável, pois é obtido a partir do petróleo.

3. Sintético.


CH2OH

OO

HO

OH

6.3 Instruções de funcionamento de equipamento laboratorial

Espectrofotómetro Jenway 6100

Características técnicas:Gama de comprimentos de onda: 320 a 920 nm

Largura de banda: Transmitância 0 a 100,0%Absorvância 0 a 1,9999Concentração 0,1 a 1000

Legenda:A – Mostrador.B – Teclado de funções – Selecciona o modo operativo.C – Tecla CAL – é utilizada para calibrar o aparelho para 100 %T e zero de Abs.D – Teclas � e � – operam somente nas funções CONS 1 e 2. Permitem que o valor da concentração seja aumentado ou diminuído,

de forma a ajustar aos valores de concentração da solução que serve de padrão.E – Tampa da câmara de leitura – deverá estar fechada sempre que se proceda a determinações, de forma a eliminar resultados

incorrectos por desvios de luz.F – Selector de comprimentos de onda – comando rotativo para selecção do comprimento de onda adequado ao ensaio a realizar.

Cuidados de manuseamento:– Fazer as leituras sempre com a tampa fechada.– As células espectrofotométricas de plástico devem ser usadas uma única vez.– Limpar o exterior da célula espectrofotométrica antes de fazer as determinações.– Pegar na célula espectrofotométrica pelas faces foscas.– Colocar a célula espectrofotométrica com a marca «V» para o lado esquerdo.– Não usar células espectrofotométricas de plástico com solventes orgânicos.– Encher a célula espectrofotométrica de forma a não deixar bolhas de ar no líquido.– Não colocar o equipamento em frente a uma janela, junto a uma zona de lavagens ou junto a um banho

termostático.

Calibração, arranque e leitura:

A – Leituras em absorvância1. Ligar o equipamento 15 a 30 minutos antes do início do trabalho.2. Seleccionar o comprimento de onda, �.3. Seleccionar o modo de operação ABS.4. Introduzir no espectrofotómetro a célula com a solução em branco (água destilada).5. Pressionar a tecla CAL. O mostrador apresentará 0,000.6. Introduzir no espectrofotómetro a célula com a solução em estudo e efectuar a leitura.

67

Precisão do comprimento de onda: ± 1 nm

Resolução: Transmitância 0,1 %Absorvância 0,001Concentração 0,1 a 1

Abs (absorvância ou densidade óptica) – existe uma relação de proporcionalidade entre a absorvância e a concentração da solução colorida a ser analisada. Na prática, a intensidade da luz não é directamente medida, e a relação é mais correctamente estabelecida

conforme abaixo se indica:

Absorvância = log = log

B – Leituras em transmitância1. Ligar o equipamento 15 a 30 minutos antes do início do trabalho.2. Seleccionar o comprimento de onda, �.3. Seleccionar o modo de operação %T.4. Introduzir no espectrofotómetro a célula com a solução em branco (água destilada).5. Fechar a janela. Pressionar a tecla CAL. O mostrador apresentará 0,000.6. Abrir a janela. Pressionar a tecla CAL. O mostrador apresentará 100,0.7. Introduzir no espectrofotómetro a célula com a solução em estudo e efectuar a leitura.

%T (% de transmitância) – é a relação entre a luz que atravessa a amostra, It, e a luz absorvida pela mesma:

% de transmitância = × 100%

A transmitância expressa como percentagem não é conclusiva sobre a concentração da amostra que é ilu-minada.

C – Leituras em concentração1. Fazer o procedimento de calibração descrito em «A – Leituras em absorvância».2. Seleccionar o modo de operação CONC.3. Introduzir a célula espectrofotométrica com a solução de concentração conhecida.4. Com as teclas � e � seleccionar a concentração exacta da solução introduzida.5. Pressionar a tecla CAL.6. Iniciar o trabalho com as soluções desconhecidas.

Refractómetro CETI – Prisma

Características técnicas:Escala de índice de refracção: 1300 a 1700Menor divisão da escala: 0,0005Escala internacional de açúcar: 0 a 95%Menor divisão da escala: 0,5%Precisão: 0,0003Temperatura de trabalho: 0 a 50 oC

Legenda:A – Ocular para visionar a fronteira claro/escuro.B – Escala.C – Botão de compensação de cor.D – Fecho do prisma.E – Prisma superior.F – Botão da fronteira claro/escuro.G – Janela de captação de luz natural.H – Ligações a banho termostático.I – Espelho reflector.J – Termómetro.

It�Io

Io�I

intensidade da luz transmitida pela solução de referência��

intensidade da luz transmitida pela amostra


A

D

E

F

H I

J

G

C

B

Calibração:1. Ligue o aparelho à corrente; ligue o interruptor.2. Abra a janela de captação de luz natural (G).3. Feche o espelho reflector (I).4. Observe através da ocular (A). Rode o botão de compensação de cor (C) até deixar de haver cor na

fronteira claro/escuro.5. Quando a fronteira claro/escuro coincidir com a intercepção das linhas de mira, observadas através da

ocular (A), a escala (B) mostrará o valor do índice de refracção.

Neste método, usa-se o bloco de vidro próprio para a calibração que é fornecido com o refractómetro.1. Abra o prisma superior (E) usando o fecho (D).2. Aplique uma pequena gota de bromonaftaleno na superfície do bloco de vidro.3. Pressione o bloco de vidro sobre o prisma inferior, de modo que o bromonaftaleno forme uma película

uniforme entre as duas superfícies.4. Olhe através da ocular (A) e rode o botão (F), levando a escala (B) até ao valor indicado na peça de teste.5. Retire a tampa de protecção do parafuso de calibração (que está logo acima do botão C) e, com uma

chave de parafusos, rode o parafuso até que a fronteira claro/escuro esteja alinhada com a intercepçãodas linhas de mira.

Medição de sólidos:1. Abra o prisma superior (E) usando o fecho (D).2. Aplique uma pequena gota de bromonaftaleno na superfície plana da peça em estudo, da qual se pre-

tende medir o índice de refracção.3. Pressione a peça em estudo sobre o prisma inferior de forma que o bromonaftaleno forme uma película

uniforme entre as duas superfícies.4. Olhe através da ocular (A) e rode o botão (F), levando a escala (B) até ver a fronteira claro/escuro.5. Rode o botão de compensação de cor (C) até deixar de haver cor na fronteira claro/escuro.6. Rode novamente o botão (F), levando a escala (B) até que a fronteira claro/escuro esteja alinhada com a

intercepção das linhas de mira.7. Leia na escala (B) o valor do índice de refracção do material em estudo.

Correcção de temperaturaSe efectuar medições a uma temperatura inferior a 20 oC, deverá acrescentar à medida efectuada um factorde correcção. Para compensar a diferença existente entre a temperatura de calibração (20 oC) e a tempera-tura de trabalho, a correcção por grau será de 0,000 078, constante ao longo de toda a escala.

Exemplo:No refractómetro, lê-se 1,4636 à temperatura de 55 oC. A correcção a aplicar é:

(T – 20) × 0,0000078 = 35 × 0,0000078 = 0,00027

O resultado será:1,4636 + 0,00027 = 1,46387 � 1,4639

O índice de refracção correcto a 55 oC será 1,4639.

69

7. Guião de utilização de transparências

Do projecto 12Q faz parte um conjunto de 10 transparências. Estas são fornecidas ao professor apenas emformato digital.

Transparência n.° 1 – Metais e ligas metálicas

A presença dos metais faz-se sentir em diversas situações do quotidiano.Quer na forma de metal, quer na forma de ião, os metais estão frequentementepresentes. Em alguns casos, como na formação da ferrugem, não são muitodesejáveis. Mas em muitas outras situações, os metais são de extrema utilidade:máquinas agrícolas, linhas de caminho-de-ferro, fios eléctricos, joalharia e gló-bulos vermelhos do sangue são só alguns exemplos.

Transparência n.° 2 – Reacções dos metais

Quando uma gota de água entra em contacto com um pedaço de ferro, várias reacções ocorrem.

Numa pilha eléctrica, há que assegurar que a semi-reacção de oxidação e a semi-reacção de redução ocor-ram separadamente.

Na pilha esquematizada podemos visualizar dois eléctrodos, um de zinco e um de cobre, mergulhadosnuma solução aquosa de sulfato de zinco e numa solução aquosa de sulfato de cobre, respectivamente. A uniras duas soluções aquosas existe um tubo constituído por uma solução salina de KCl e a unir os dois eléctro-dos um fio condutor onde está intercalado um voltímetro.


Onde? O que se passa? Designação do fenómeno

Na superfície do metalO ferro é oxidado a ferro (II)Fe(s) � Fe2+ (aq) + 2 e–

e passa para a solução (gota de água)Semi-reacção de oxidação

Sobretudo à superfície da gota e junto ao metal

O oxigénio é reduzido

2 e– + O2 (aq) + H2O (l) � 2 OH– (aq)1

�2

Semi-reacção de redução

No interior da gota

METAIS E LIGAS METÁLICAS

• • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

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12 QQUÍMICA • 12.o ANO

1

©2009

Nome doelemento

Símboloquímico

Exemplo de aplicaçãoenquanto metal

Exemplo da relevânciana forma de ião

Alumínio

Cobre

Crómio

Ferro

Ouro

Prata

Titânio

Al

Cu

Cr

Fe

Au

Ag

Ti

Portas e janelas, trens de cozinha,aviões.

Tubagens, fios eléctricos.

Revestimentos cromados, ferramentas.

Edifícios, automóveis, navios, pontes.

Joalharia, reserva monetária,revestimento de satélites.

Joalharia, soldadura.

Ferramentas, aviões.

Sulfato de alumínio, Al2(SO4)3; tratamento de águas.

Sulfato de cobre, CuSO4; fungicida.

Óxido de crómio (VI), CrO3; tratamento de madeira.

Óxido de ferro (III) hidratado, Fe2O3.xH2O; ferrugem.

Complexos de ouro (I) com ácido tiomálico,tratamento da artrite reumatóide.

Brometo de prata, AgBr; fotografia.

Óxido de titânio (IV), TiO2; pigmento.

Tipo de liga Composição Aplicações

Aços

Aço inox

Amálgamas

Bronze

Constantan

Cuproníquel

Latão

Ouro amarelo

Ouro branco

Solda

Ferro + carbono (0,2% - 2%)

Ferro + crómio (+ níquel)

Mercúrio + outro metal

Cobre + estanho

Cobre + níquel

Cobre + níquel

Cobre + zinco

Ouro + prata + cobre

Ouro + zinco + cobre ou ouro ++ níquel + paládio

Chumbo + estanho

Construção civil, indústria metalomecânica, ferramentas.

Peças de máquinas, tubagens, utensílios, ferramentas.

Deposição de metais em camada delgada, medicina.

Peças para navios, parafusos, esculturas, objectos decorativos.

Termopares metálicos, resistências eléctricas.

Tubagens, moedas.

Construções metálicas, utensílios.

Joalharia, cunhagem de moedas.

Joalharia.

Soldadura.

dfsfdfshd

Forma-se Fe(OH)2: Fe2+ + 2 OH–d Fe(OH)2

com subsequente formação de Fe2O3.xH2O:

Fe(OH)2 d Fe2O3.xH2O (ferrugem)O2 (aq)

e passa para a solução (gota de água)

Do lado esquerdo está a formar-se Zn2+ à custa de Zn, ou seja, está a ocorrera reacção de oxidação do Zn. Diz-se, pois, que o eléctrodo de zinco é o eléctrodonegativo, também denominado ânodo. Os electrões libertados aquando da oxi-dação do zinco são em igual número aos que no eléctrodo de cobre em contac-to com CuSO4 (aq) promovem a formação de (mais) Cu à custa de Cu2+ comdeposição de Cu no eléctrodo de cobre. Neste eléctrodo ocorre, portanto, aredução do Cu2+. O eléctrodo de cobre é o eléctrodo positivo, também deno-minado cátodo. Os catiões K+ que se encontram na ponte salina deslocam-separa a semi-pilha onde ocorre a redução por forma a suprir o desaparecimentode iões Cu2+ que aí ocorre, ao passo que os iões Cl– se deslocam para a semi--pilha onde ocorre a oxidação, de modo a compensar a carga positiva dos iõesZn2+ aí formados. Faz-se notar que, havendo transformação de Zn em Zn2+,não é indispensável ter uma solução de um sal de zinco: bastará que seja uma solução condutora (por exem-plo, NaCl (aq)). De igual modo, como é Cu2+ que se transforma em Cu, não é indispensável ter um eléctrodode cobre: poderá ser de grafite, por exemplo.

A equação de Nernst permite determinar a tensão de uma pilha para concentrações de reagentes e produ-tos tal que Q � 1. Na equação, E o corresponde à tensão padrão (concentrações unitárias, Q = 1), n ao númerode electrões transferidos de acordo com a equação química em causa e Q ao quociente da reacção.

A existência de uma tabela em que se dispõem por ordem os valores das tensões padrão de redução devárias espécies é muito útil quando se pretende comparar o seu poder oxidante (ou o poder redutor). É estacomparação que, no caso de uma reacção de oxidação-redução em condições padrão, permite prever emque sentido é que a reacção ocorre espontaneamente.

Transparência n.° 3 – Metais, ambiente e vida

Os metais, além da importância que assumem no dia-a-dia pelos diversosobjectos, utensílios, etc., que contribuem para a melhoria da qualidade de vida,desempenham um papel importante a nível das actividades vitais dos organis-mos vivos. A hemoglobina e a clorofila são dois exemplos do importante papelque os complexos de metais assumem na manutenção da vida. A hemoglobina éuma proteína que contém por molécula 4 grupos hemo, cada um formado porum ião Fe2+ coordenado por 4 átomos N de uma porfina, num arranjo geomé-trico planar. Revela especial importância no transporte de oxigénio. À clorofiladeve-se a cor verde das plantas. A sua molécula é constituída por um ião Mg2+

associado a uma molécula orgânica (porfirina). A clorofila assume especialimportância na fotossíntese.

Muitos metais são essenciais à vida humana, em maior ou menor quantidade. O cálcio é, em massa, o maisdeterminante. Está presente, em particular, na constituição dos ossos. Outros metais, como o estanho ou ocobalto, são mais vestigiais no corpo humano, mas nem por isso menos importantes.

71

REACÇÕES DOS METAIS

Oxidação do ferro Ponte salina

Série electroquímica

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Ferro

Água

Fe2+

Fe

2 OH- + Fe2+ Fe (OH)2 Fe2O3.xH2O

Atmos fera

Ferrugem

e- e -

4 e - + O2 + 2 H2O 4 OH-

O2

O2

–

e-

K+

Cl-

O2

METAIS, AMBIENTE E VIDA

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H

H

H

HH

H

H

H

HHH H

Fe

N

NN

NH3C

H3C

CO2HCO2H

CH3

CH3 CH2HCH2C

Pescadores comem o peixecom elevados teores de mercúrio.

Peixes maiores alimentam-se de peixes menores.Compostos de mercúrio acumulam-se:4000 a 20 000 ppb.

Pequenos peixes alimentam-se de plâncton.Compostos de mercúrio acumulam-se:

200 ppb.

Plâncton fixa compostosde mercúrio, mas não excreta.

Baía com 2 ppbde compostosde mercúrio.

O

H

HH

Mg

NN

H

H

H

HNN

R

H

CH3H3C

H3C

HC

H2C

H2C

H2C CO2CH3

CH3

CO2 Fitilo

Fitilo = C29H39

A chamada doença de Minamata, que afectou cerca de 10 000 pessoas na cidade japonesa com o mesmonome, deveu-se a intoxicação por mercúrio, como resultado de uma continuada descarga (por parte deuma unidade fabril da região) de desperdícios com elevados teores de mercúrio na baía ali existente, aolongo de décadas. Este metal era associado ao plâncton e depois entrava na cadeia alimentar através de pei-xes de pequeno e grande porte, que ingeriam o plâncton tóxico. Os pescadores e habitantes da região, aocomerem o peixe contaminado com mercúrio, prejudicaram gravemente a sua saúde, desenvolvendo doen-ças do foro neurológico e lesões em diversos órgãos.

Transparência n.° 4 – Combustíveis fósseis e a crise energética

O facto de a taxa de consumo de combustíveis fósseis ser superior à taxade formação destes mesmos combustíveis torna-os não renováveis. O tempode duração para as reservas de petróleo, gás natural e carvão é cerca de 50, 60e 200 anos, respectivamente. Daí a importância da procura e do desenvolvi-mento de fontes de energia renováveis, que actualmente ainda tem poucaexpressão na produção de energia.

O carvão é um material combustível de origem orgânica. É essencialmenteformado por carbono, associado em geral a outros elementos de origem animal,vegetal ou mineral. Da incarbonização de matéria vegetal das florestas (ao ficarsoterrada e privada do ar) resulta primeiramente a turfa, com um teor de carbonoinferior a 60%. O afundamento dos depósitos e consequente cobertura porsedimentos leva à formação da lenhite (transformação com algumas dezenas de milhões de anos), com umteor de carbono compreendido entre 60 e 70%. O aumento de pressão e temperatura ocasionará novos car-vões. Primeiro a hulha, com cerca de 75-80% de carbono, e depois a antracite, com um teor de carbono supe-rior a 90% (após transformações com duração da ordem de duas centenas de milhões de anos).

As reservas de petróleo e gás natural não se distribuem uniformemente pelo planeta. No caso do petróleo,o Médio Oriente é a região do planeta que detém maiores reservas. No caso do gás natural, apesar de a regiãodo Médio Oriente também possuir reservas apreciáveis, é na Europa e ex-União Soviética que se concentramas maiores reservas deste combustível, o que influencia de forma crucial a economia dos povos.

Transparência n.° 5 – Ligação química – moléculas H2, N2, O2 e F2

Representa-se, a duas dimensões, a densidade electrónica correspondenteà primeira orbital molecular ligante da molécula H2, e a correspondente à pri-meira orbital molecular antiligante, ambas baseadas nas orbitais atómicas 1sdos átomos H.

Apresenta-se também o diagrama de energia para as orbitais molecularesde valência de moléculas X2 (X = N, O, F) e a respectiva ocupação por elec-trões, com consequente apuramento da ordem de ligação: ordem 3 para N2,ordem 2 para O2, ordem 1 para F2.


LIGAÇÃO QUÍMICAMolécula H2

Moléculas N2, O2 e F2

Primeira orbital molecular antiligante de H2

Primeira orbital molecular ligante de H2

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σ2

A MP B

sA2

sB2

sA2 s

B2

A BM

σ*2

π*y π*z

πy

σ*s

σs

σx

σ*x

πz

2p

2s

2p

2s

Átomo X Átomo XMolécula X2

N2

2 (O F O) 1 (FGF)

O2 F2

πy πz

π*y π*z

σs

σ*s σ*s

σx

σ*x

πy πz

π*y π*z

σs

σx

σ*x

σ*s

πy πz

π*y π*z

σs

σx

σ*x

Ordem de ligação: 3 (N D N)

COMBUSTÍVEIS FÓSSEIS E A CRISE ENERGÉTICA

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Carvão24,0%

Petróleo35,3% Gás

20,2%

Biomassae resíduos11,1%

Nuclear6,7%

Solar e outras0,4%

Hidroeléctrica2,3%

Antracite> 90% carbono

Hulha75 - 80% carbono

Lenhite60 - 70% carbono

Turfa< 60% carbono

Petróleo Gásnatural

Carvão

N.ºde anos

130

60

40

Fontes de energia / consumo Quando se acabam as reservas?

Europa e Ásia34%12%

MédioOriente

41%61%África

8%9%

América Centrale do Sul

4%9%

América do Norte5%6%

PetróleoGás natural

Ásia e Pacífico8%3%

Transparência n.° 6 – Ligação química – orbitais híbridas

Nesta transparência podem observar-se as orbitais híbridas sp3 do átomo C,construídas a partir de uma orbital 2s e três orbitais 2p. Trata-se de quatro orbi-tais híbridas em que cada uma possui dois lóbulos como a orbital p, mas emque um é muito maior do que o outro, quase parecendo uma orbital s. Ao lado,podemos ver a sua participação na descrição das ligações no metano, pelaT.L.V. na versão original, que ignora efeitos de não-localização. Segundo estateoria, o átomo de hidrogénio estabelece ligação com o átomo de carbonomediante a sobreposição da sua orbital 1s (simetria esférica) com uma orbitalsp3 do carbono (região assinalada com preenchimento de fundo), coerente coma geometria tetraédrica do metano.

A molécula de eteno possui cinco ligações �, correspondendo quatro delas àsobreposição de cada orbital 1s do hidrogénio com uma orbital híbrida do car-bono. Cada orbital híbrida é construída a partir de uma orbital 2s e duas orbitais 2p (2px e 2py) – três orbitaishíbridas sp2. A outra ligação � corresponde à sobreposição de duas destas orbitais híbridas sp2 (uma de cadacarbono). A sobreposição de orbitais híbridas e a sobreposição com orbitais 1s de H encontram-se assinaladasna figura com preenchimento de fundo. A cada átomo de carbono associam-se três orbitais híbridas, cujoseixos fazem ângulos de 120o, em conformidade com a geometria da molécula. Na linguagem T.O.M., além depossuir cinco O.M. � ligantes, a molécula de eteno possui uma O.M. � ligante, duplamente ocupada, formadaa partir de orbitais 2p de eixos paralelos (eixo z, por exemplo), uma por cada átomo C. Estas O.A. têm eixosperpendiculares ao plano definido pelos núcleos desta molécula planar.

A molécula de etino possui três ligações �, correspondendo duas delas à sobreposição de cada orbital 1sdo hidrogénio com uma orbital híbrida do carbono. Cada orbital híbrida é construída a partir de uma orbi-tal 2s e uma orbital 2p – orbital híbrida sp. A outra ligação � é resultante da sobreposição de duas destasorbitais híbridas sp (uma de cada carbono). Cada átomo de carbono possui duas orbitais híbridas de eixoscolineares, em conformidade com a geometria linear da molécula. Além de possuir O.M. � ligantes, a molé-cula de eteno possui duas O.M. � ligantes, formadas a partir de orbitais 2py e 2pz de eixos paralelos, duaspor cada átomo C.

A estrutura da molécula de benzeno pode ser representada com base no exemplo do eteno. Considerandotrês orbitais híbridas sp2 para cada átomo de carbono, estabelece-se um total de 12 ligações � em que seis cor-respondem a sobreposição de orbitais híbridas, e o resto à sobreposição de cada orbital 1s de H com umaorbital híbrida de C. Um conjunto de seis O.A. 2p de eixos paralelos (perpendiculares ao plano nuclear destamolécula planar) definem três O.M. � ligantes e três O.M. � antiligantes.

Nota: Quer no manual quer neste caderno colocou-se algum cuidado na linguagem utilizada neste domí-nio delicado da ligação química, para que não se criem ou alimentem concepções incorrectas. É o caso espe-cial do conceito de orbital híbrida. Há que evitar, por exemplo, que se considerem estas orbitais como oresultado de um fenómeno real (hibridização de O.A.) a que os átomos estariam sujeitos. Em particular, nãosão as orbitais híbridas que justificam a geometria molecular, mas esta que determina aquelas, e isso somentecaso se pretenda associar cada ligação a apenas uma orbital de cada átomo (o que é sempre uma aproximação,importante para certas propriedades, não importante para outras).

73

LIGAÇÃO QUÍMICAOrbitais híbridas ajustadas à geometria de CH4, C2H4, C2H2 e C6H6

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CH H

H

H109,5˚

H

H

H

z z

H

z z

y

x

y

z z

C2H2 – orbitais híbridas spC2H4 – orbitais híbridas sp2

CH4 – orbitais híbridas sp3

C6H6 – orbitais híbridas sp2

Transparência n.° 7 – De onde vem a energia dos combustíveis?

Os combustíveis não são, só por si, fontes de energia: exigem a presençade oxigénio, definindo-se o par combustível/oxigénio como a real fonte deenergia. O oxigénio designa-se por comburente, mas tem uma parte tão activaquanto o combustível.

A energia libertada numa combustão leva muitas vezes à ideia (errada) deque a energia se liberta pela ruptura de ligações. Com efeito, romper ligaçõesé sempre um processo endoenergético; é a formação de novas ligações que éum processo exoenergético. Quando há uma combustão (tipicamente exotér-mica), acontece que a energia libertada na formação de novas ligações (emmoléculas de água e dióxido de carbono) é superior à energia gasta na rupturadas ligações dos reagentes (gasolina e oxigénio, por exemplo).

Num motor de um automóvel acontece Química! Os vários tempos associados ao êmbolo resultam dasadmissões controladas de combustível e oxigénio.

Transparência n.° 8 – Os plásticos como polímeros não naturais

Apesar de, vulgarmente, os plásticos serem identificados com um símbolode reciclagem que informa sobre a natureza do polímero, isto não significa queo plástico em si seja uma substância apenas. De facto, o plástico é uma misturade substâncias, não sendo de estranhar que o polímero seja aquele que seencontra em maior quantidade no plástico. Em menor quantidade, encontram--se aditivos, usados com o objectivo de conferirem propriedades particulares.


DE ONDE VEM A ENERGIA DOS COMBUSTÍVEIS?

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CC

1.º Tempo

Admissão

A

2.º Tempo

Compressão

B

Instante em quea faísca salta da vela

C

3.º Tempo

Explosão

D

4.º Tempo

Escape

E

gasolina vaporizada gasolina vaporizada + oxigénio

Combustão: mais energia libertadana formação de novas moléculasdo que energia investida na quebrade ligações.

Vulgar visão errada de energia química(romper ligações nunca liberta energia!)

OS PLÁSTICOS COMO POLÍMEROS NÃO NATURAIS

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Plástico / Fibra = Polímero + Aditivos

Aditivos

• Plastificantes – para facilitarem a moldagem.

• Pigmentos/corantes – conferem cor.

• Cargas – dão consistência e tornam o produto mais barato.

• Antioxidantes – evitam oxidações por agentes exteriores.

• Filtros solares – evitam a fotodegradação.

• Ignífugos – retardam a chama em caso de incêndio.

• Lubrificantes – facilitam a injecção nos moldes durante o fabrico.

• Estabilizantes – evitam reacções de degradação.

Adaptado de revista , n.o 228 – Setembro de 2002.

MaterialProdutos resultantes

da reciclagem

Poli(tereftalato) de etileno

Polietilenode alta densidade

Poli(cloreto de vinilo)

Polietilenode baixa densidade

Polipropileno

Poliestireno

Vários

Fibras para a indústria têxtil, peluches e carpetes.

Canalizações para água e gás, bidões, contentorese estantes.

Indústria de construção civil (canalizações, painéis de isolamento térmico e acústico, pavimentos,cabos eléctricos, portas, janelas e caixilhos),sinalização rodoviária e solas de sapato.

Sacos de supermercado, tubose películas estanques a água.

Mobiliário, películas para a indústria, contentores,indústria automóvel (pára-choques, baterias,conduta para o sistema de aquecimentoe revestimentos para o fundo dos chassis).

Vasos e cabides.

Variados.

Símbolo

TIPOS DE PLÁSTICOS

1

PET

2

PEAD

3

PVC

4

PEBD

5

PP

6

PS

7

OUTROS

Proteste

Transparência n.° 9 – Famílias de compostos orgânicos no fabrico de polímeros; os vidros

Identificam-se as principais famílias de compostos orgânicos que intervêmna síntese de polímeros.

Os vidros podem adquirir as mais variadas formas, cores e propriedades,dependendo das formas de fabrico e dos aditivos inseridos. Assim, dependendoespecialmente dos aditivos, obtém-se um vidro adequado a uma determinadaaplicação.

Num cristal de quartzo, cada átomo Si está ligado por ligações covalentes aquatro átomos O, num arranjo tetraédrico, encontrando-se cada átomo O ligadoa dois átomos Si.

Transparência n.° 10 – Os novos materiais

Os nanotubos possuem múltiplas aplicações. O futuro reserva muito à nano-tecnologia, uma vez que a possibilidade de ter processos dinâmicos em nano--escala pode revolucionar o funcionamento das sociedades, com aplicações quevão desde a medicina à comunicação. Para a nanotecnologia são necessáriosnanomateriais. Usam-se em particular os fulerenos, de que o C60 é o maisconhecido.

Nota: Sugere-se a visualização da molécula de C60 com óculos de celofaneazul-vermelho, que permitem uma percepção molecular a três dimensões.

Os novos materiais estão cada vez mais presentes no nosso quotidiano: veja--se, por exemplo, a presença de fibras de carbono em raquetas de ténis ou cermet em ferramentas de corte.

Outros materiais assumem papel de destaque em situações bem conhecidas, como por exemplo as jantesde ligas leves nos automóveis, o MDF nos móveis, etc.

75

FAMÍLIAS DE COMPOSTOS ORGÂNICOS NO FABRICO DE POLÍMEROS

OS VIDROS

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Vidro de quartzo Vidro sódico

O

Si

O

Si

Na+

Grupo funcional Designação Família química Exemplos

H2C = CH2 etenoH3C – CH = CH2 propeno

Ligação dupla Alcenos (olefinas)

H3C – CH2OH etanolHO – CH2 – CH2 – OH etano-1,2-diol-OH Grupo hidroxilo Álcoois

H3C – CO2H ácido etanóico(ácido acético)

ácido benzo--1,4-dióico

-CO2H Grupo carboxílico Ácidos carboxílicos

H3C – CO2Cl cloreto de acetilo-CO2Cl Grupo cloretode acilo Cloretos de ácido

H3C – CH2NH2 etanamina

H2N – CH2 – CH2 – NH2 etano-1,2-diamina-NH2 Grupo amina Aminas primárias

acetato de etiloGrupo éster Ésteres

etanamidaGrupo amida Amidas

C C----

C- -N

O

OC - - -

O O

H3C – C – NH2

O

HO2C CO2H

H3C – C – O – CH2 – CH3

OS NOVOS MATERIAIS

Nanotubo de átomosde carbono

Fibras de carbono

Jante de liga leve

Roofmate

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Lã de vidro

Cermet: compósito usado em ferramentas de corte

C60 – futeboleno

8. Exploração de simulações computacionais

Disponibilizamos aqui roteiros de exploração de quatro simulações de acesso livre na Internet.

As simulações Gases perfeitos, Ligações intermoleculares e Modelos moleculares estereoscópicos fazem parte demuitas outras disponíveis no espaço de simulação molecular para o ensino da Física e da Química Molecularium.Podem ser exploradas em www.molecularium.net ou em http://www.12q.te.pt.

Para aceder à Tabela Periódica deverá utilizar o endereço: http://www.12q.te.pt.

Os roteiros de exploração seguintes foram feitos a pensar nos alunos, podendo ser fotocopiados pelo pro-fessor e distribuídos para exploração na aula ou em casa, individualmente ou em grupo. Algumas aplicaçõescarecem de Java V.M. ou de Flash Player.


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8.1 Gases perfeitos

1. Requisitos mínimos

Java V. M. ou Flash Player 6/7.

2. Objectivos do programa de computador

A simulação Gases perfeitos consiste basicamente numa ilustração, no computador, da influência da mani-pulação de variáveis [n (de forma indirecta), V e T] na pressão de um gás.

Pretende-se que os alunos reconheçam o interesse histórico dos contributos do trabalho experimental de Boyle e Mariotte e de Charles e Gay-Lussac e associem o conceito de gás ideal ao gás que obedece estrita-mente à relação pV = n RT.

A simulação pode ser usada com alunos do 12.o ano de escolaridade. Para que a simulação seja exploradaconvenientemente e com aprendizagem significativa é conveniente usar um Roteiro de Exploração, indivi-dualmente ou em grupos de dois alunos, com a colaboração do professor. Podem igualmente ser editados epersonalizados novos roteiros pelos professores, tendo em vista diferentes formas de abordagem à simulação.

3. Roteiro de exploração

1. Certifique-se de que a grandeza das variáveis, N, V e T é a menor(o sinal deve preceder a indicação (N ) –, (V ) – e (T ) – respec-tivamente). Caso não seja, faça clique nos quadros «em branco»posicionados à frente das respectivas grandezas (o que deverá serfeito após conclusão de cada um dos passos seguintes).

2. Verifique a influência do aumento da temperatura, clicando no qua-drado que procede a indicação (T ) +, na pressão do gás, observandoo manómetro. De que forma variou a pressão do gás com o aumentode temperatura? Que variáveis foram tidas como constantes? Quelei se encontra inerente ao que acabou de constatar?

3. Manipule a grandeza das variáveis N e V em situações distintas da anterior, verificando a sua influênciana variação de pressão observada no manómetro (compare com a situação do passo 1 em termos degrandeza de variação da pressão e justifique a diferença com base na lei dos gases ideais).

4. Verifique a influência do aumento do volume, clicando no quadrado que procede a indicação (V ) +, napressão do gás, observando o manómetro. De que forma variou a pressão do gás com o aumento devolume? Que variáveis foram tidas como constantes? Que lei se encontra inerente ao que acabou deconstatar?

5. Manipule a grandeza das variáveis T e N em situações distintas da anterior, verificando a sua influênciana variação de pressão observada no manómetro (compare com a situação do passo 4 em termos degrandeza de variação da pressão e justifique a diferença com base na lei dos gases ideais).

6. Verifique a influência do aumento da quantidade (em mol), n (de forma indirecta), clicando no quadradoque procede a indicação (N) +, na pressão do gás, observando o manómetro. De que forma variou apressão do gás com o aumento de número de moles? Que variáveis foram tidas como constantes?

7. Manipule a grandeza das variáveis T e V em situações distintas da anterior, verificando a sua influênciana variação de pressão observada no manómetro (compare com a situação do passo 6 em termos degrandeza de variação da pressão e justifique a diferença com base na lei dos gases ideais).

8.2 Ligações intermoleculares


Java V. M. ou Flash Player 6/7.


No espaço de simulação Ligações intermoleculares pretende-se que os alunos explorem situações resultan-tes da aproximação a uma substância apolar ou polar de um corpo electrizado ou não, com inferência sobreas interacções estabelecidas. Para algumas situações, poder-se-á visualizar a parte final da respectiva actividadeexperimental em vídeo. Também existem vários vídeos de actividades experimentais com o objectivo de mostrar a miscibilidade ou não de algumas substâncias com a água e sua inferência no tipo de ligaçõescaracterísticas das substâncias envolvidas (iguais ou diferentes?).

É reservado um espaço de simulação para o tipo de ligações intermoleculares: dipolo instantâneo – dipoloinduzido. Neste espaço pretende-se que os alunos acompanhem a formação de interacções dipolo instantâneo –dipolo induzido a partir de moléculas apolares.


11. Clique no botão «Simulação».

12. Seleccione o conjunto: «Água» + «Barra de plástico».

13. Clique no botão «Vídeo».

14. Clique na seta cor-de-rosa que aparece no rodapé da imagem e observe.

15. Clique no botão .

16. Observe a distribuição de cargas eléctricas no plástico.

17. Pressione Play (1).18. O que acontece às cargas eléctricas do plástico e do pano de lã quando se friccionam? Que movimento

de cargas existe? Note: Poderá utilizar os botões com dupla função: Pausa e avançar lentamente (2), ePausa e retroceder lentamente (3), para melhor responder a esta questão.

19. Seleccione outros «corpos de aproximação», para a substância água: «Água» + «Vara de vidro» e depois «Água» + «Barra de ferro» e explore cada um deles, observando, entre outros aspectos, o queacontece às cargas eléctricas da vara de vidro e, depois, da barra de ferro, quando friccionadas por umdeterminado pano, bem como, a existir, o movimento de cargas.

10. Seleccione e explore, de forma semelhante à anterior, outras situações, seleccionando outras substân-cias disponíveis.

11. Clique no botão de navegação da Internet «Retroceder».12. Clique no botão «Água com etanol», para visualizar em vídeo o resultado da mistura de etanol com

água.13. As duas substâncias são miscíveis? Que tipo de interacções intermoleculares predominam nesta mistura?14. Clique novamente no botão de navegação na Internet «Retroceder».


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15. Observe os restantes vídeos com a indicação: «Água com (...)», verifique se as substâncias são miscíveise mencione o tipo de ligações intermoleculares predominantes.

16. No espaço de simulação Ligações intermoleculares clique no botão «Ligações dipolo instantâneo –dipolo induzido» e depois em «Simulação».

17. Preste atenção ao que é dito (poderá acompanhar o que é dito, lendo um texto em rodapé) e observena sucessão de imagens a diferença entre elas.

18. A que se referirão os sinais (+)? (seleccione a opção correcta)A. Núcleos de átomos que constituem a molécula.B. Representações de densidade de carga positiva.C. Iões.D. Poli-iões.

8.3 Tabela Periódica


Netscape Navigator 4.0 ou Internet Explorer 4.0.


O programa Tabela Periódica consiste na exploração da Tabela Periódica de diferentes modos. A partirdesta aplicação, os alunos podem reconhecer a predominância de elementos metálicos na Tabela Periódica emrelação aos elementos não-metálicos, comparar os elementos metálicos e não-metálicos pelo tipo de iões quepredominantemente formam, verificar que aos elementos metálicos está associada baixa energia de ionizaçãoe aos não-metálicos alta energia de ionização, etc.


1. Seleccione uma opção com que deseja visualizar a Tabela Periódica.

2. Clique em (1) para visualizar a apresentação da Tabela Periódica, segundo o que seleccionara anterior-mente.

13. Seleccione as restantes opções e visualize a Tabela Periódica com base na opção que indicou.

14. Com a Tabela Periódica na tela do seu computador, que elemento(s) vizinho(s) fazem parte do mesmoperíodo que o ferro? E do mesmo grupo?

15. Clique no elemento ferro e visualize um pequeno texto sobre a origem da palavra «ferro», o apareci-mento do ferro e uma série de informação agrupada por links.

16. Clique na indicação «História» para ler o texto anterior na íntegra.17. Clique na seta que permite retroceder, situada no rodapé.18. Clique na indicação «Ocorrência» para informação sobre os principais minérios de ferro, entre outras.

As palavras a verde indicam possibilidade de visualizar fotografia(s) sobre o conteúdo a que se referem.19. Manipulando as setas que se situam no rodapé, poderá recordar o texto anterior , regressar à pá-

gina Home do elemento ferro ou, então, dar seguimento contínuo a uma vasta série de infor-mação agrupada segundo a ordem com que é apresentada na página Home deste elemento.

10. Com as propriedades do elemento ferro no computador, indique o número de orbitais d preenchidas e preveja a configuração electrónica do manganésio, do cobalto e do ruténio.

11. Confirme a respectiva configuração, clicando por exemplo na indicação «Elemento» que consta na página Home de cada elemento.

12. Atendendo a que atrás tomou conhecimento do(s) vizinhos(s) do elemento ferro no que respeita ao grupo e período, preveja uma ordenação qualitativa do raio atómico destes elementos em relação aoferro. Proceda de igual forma para a energia de ionização.

13. Consultando a indicação «Atómicas» que consta na página Home dos elementos Fe, Mn, Co e Ru,registe os valores do raio atómico, da primeira energia de ionização e da electronegatividade de Paulingpara cada um. Como variam? Compare os valores do raio atómico e da energia de ionização com o quetinha previsto.

14. Consulte as indicações «Elemento» e «Atómicas» para um elemento metálico e um elemento não--metálico, por exemplo Na e S.

15. Compare os elementos pelo tipo de iões que predominantemente formam.16. Qual dos elementos apresenta maior energia de ionização? E maior afinidade electrónica?17. Na página Home da Tabela Periódica, seleccione o elemento Cério.

18. Recolha informação sobre a configuração electrónica deste elemento.19. Indique o número total de orbitais d e o número total de orbitais f, bem como o número de orbitais d e

o número de orbitais f preenchidas.20. Na página Home da Tabela Periódica procure descobrir se existe informação sobre cientistas ligados a:

– síntese do amoníaco (processo de Haber);– síntese do ácido nítrico (processo de Ostwald);– relação p1/p2= V2/V1;– relação V1/V2= T1/T2.Refira o nome e consulte essa informação.


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8.4 Modelos moleculares estereoscópicos


Computador PC-IBM compatível com Windows 95.8 Mb de memória RAM. Placa gráfica de 256 cores ou superior. Óculos para visão estereoscópica.

2. Objectivos do programa

O programa Modelos moleculares estereoscópicos consiste numa série de modelos moleculares para seremvisualizados em 3D. Para isso é necessário usar óculos para visão estereoscópica. Estes óculos podem seradquiridos, via Internet, por exemplo, em http://stereoscopy.com/reel3d/anaglyph-glasses.html, mas tambémpodem ser facilmente improvisados pelos alunos com cartão (ou armação de óculos antiga) e papel coloridotranslúcido – celofane, por exemplo – azul e vermelho).


1. Passe o cursor do rato sobre a indicação «Acetato de etilo»; ao ver que existe uma hiperligação, façaclique.

2. Coloque os óculos para visão estereoscópica.

3. Observe o modelo.

4. Visualize mais modelos moleculares entre eles: a molécula de água, a molécula de colesterol, a moléculade futeboleno, a molécula de penicilina, a molécula de TNT e a molécula do Viagra.

5. Observe o modelo da molécula de metano e justifique a geometria que se verifica na molécula.

6. Investigue na Internet os fundamentos da estereoscopia e procure imagens, animações e filmes disponí-veis a três dimensões usando esta técnica.

Poderá ser colocada uma questão final e/ou inicial sobre os fundamentos da estereoscopia (verhttp://www.jcpaiva.net/?d=curriculum/12/1209).

9. Notas históricas e biográficas

9.1 Notas históricas relevantes para a Química

Nota histórica sobre a constituição atómica da matéria

Que a matéria não seria contínua, mas constituída por unidades ou átomos, começou por ser uma hipóteseque remonta, pelo menos, ao tempo da Grécia Antiga, especialmente com os filósofos Leucipo (século V a.C.) e seu discípulo Demócrito (ca. 460-370 a.C.), contra a opinião de Aristóteles (384-322 a.C.) e de Platão (427--347 a.C.).

Esta visão atómica da matéria foi adoptada filosófica e poeticamente pelo romano Lucrécio (95-53 a.C.),mas só 17 séculos depois seria retomada por R. Boyle (1627-1691) e I. Newton (1642-1727), sendo apenas em1803, com J. Dalton (1766-1844), que a teoria atómica se ligou fortemente à observação experimental. Daltonelaborou a primeira lista de massas atómicas, numa escala em que tomava o hidrogénio para padrão. Postu-lando que, durante uma reacção química, não se destroem nem se criam átomos, justificou a lei da con-servação da massa durante as reacções, devida a A. Lavoisier (1743-1794).

A lei das proporções definidas, previamente estabelecida por um outro químico francês, J. L. Proust (1754--1826), ficou também racionalizada, já que cada composto seria formado sempre pelos mesmos átomos numarelação constante. Igualmente concordante com a teoria, estava a lei das proporções múltiplas, devida ao pró-prio Dalton. Um outro problema se colocava, entretanto, ao verificar-se que os «átomos» podiam combinar-see, no entanto, produzir o mesmo número de partículas. Presentemente temos dificuldade em compreender a confusão que uma reacção simples como

H2 (g) + Cl2 (g) � 2 HCl (g)

pudesse ter causado; certo é que o conceito de molécula ainda não havia sido criado. O problema foi resolvi-do pelo químico italiano A. Avogadro (1776-1850) em 1811, mas os benefícios só começaram a ser sentidos50 anos mais tarde, com o trabalho de S. Cannizzaro (1826-1910).

Dalton e os seus contemporâneos consideravam o átomo como um objecto indivisível, tal como os filóso-fos gregos Leucipo e Demócrito. Os trabalhos sobre descargas eléctricas através de gases a pressão reduzida,iniciados por W. Crookes (1832-1919) em 1879, e finalizados com a determinação da relação carga/massa doelectrão por J. J. Thomson (1856-1940) em 1897, na Inglaterra, viriam a demonstrar que o átomo pode serdividido em partes de carga negativa e de carga positiva; a partícula de carga negativa, o electrão, apresentava--se comum a todos os átomos, mas a parte de carga positiva era diferente. Entretanto, em 1896, H. Becquerel(1852-1908), em França, descobriu que os sais de urânio emitem radiações, assim se reforçando a ideia de queos átomos não eram indivisíveis; a este fenómeno chamou radioactividade.

Em 1902, E. Rutherford (1871-1937) mostrou que um tipo de radioactividade – «radiações �» – era devidaa átomos de hélio carregados positivamente. Em 1910, H. Geiger e E. Marsden, discípulos de Rutherford,estudaram os desvios experimentados pelas partículas � ao bombardearem folhas de metal (ouro). Com basenestas experiências, Rutherford concluiu que o átomo é constituído por um núcleo de carga positiva, o qualconcentra quase toda a massa do átomo num pequeno volume, rodeado por electrões. Por seu lado, o núcleoseria constituído por partículas de carga positiva – depois chamados protões – conjuntamente com um certonúmero de electrões, pensava-se então, de modo que a carga nuclear total fosse equilibrada pela dos electrõesextranucleares; o átomo de hidrogénio seria o único que não teria electrões no núcleo, mas apenas um protão.


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Entretanto, em 1909, o americano R. Millikan (1868-1954) havia determinado a carga do electrão, permi-tindo assim, também, conhecer-se a sua massa, uma vez que a relação entre carga e massa havia já sido deter-minada por Thomson. Na continuação dos trabalhos de Thomson, F. Aston (1877-1946), determinandomassas atómicas com elevada precisão (pela técnica do espectrómetro de massa), descobriu, em 1919, que osátomos de um mesmo elemento podem ter massas diferentes. Em 1920, Rutherford sugeriu que os núcleosseriam constituídos por protões e partículas neutras, os neutrões, de massa aproximadamente igual à dosprotões; conforme o número de neutrões, assim átomos do mesmo elemento teriam diferentes massas. Na verdade, em 1932, J. Chadwick (1891-1974), em Inglaterra, descobria o neutrão.

As experiências realizadas a partir de 1930 viriam a revelar a existência de muitas outras «partículas funda-mentais» no Universo, além do electrão, protão e neutrão. A maior parte delas tem uma vida muito curta,transformando-se rapidamente noutras entidades mais estáveis. Em muitos casos, a sua existência foi previstateoricamente, antes de serem detectadas experimentalmente. Assim, os mesões �, partículas de massa inter-média entre as do protão e do electrão, constituíram objecto de uma hipótese em 1935, confirmada experi-mentalmente em 1947. Entretanto, já em 1932 se havia descoberto o positrão, partícula com massa igual à do electrão mas de carga positiva. O positrão e o antiprotão, descoberto em 1955 (este último, com a mesmamassa do protão e carga oposta) são exemplos de partículas de «antimatéria». São extremamente instáveis;assim, duas antipartículas, como o electrão e o positrão ou o protão e o antiprotão, podem aniquilar-semutuamente, produzindo energia. Mas o facto de serem instáveis na parte do Universo que conhecemos nãosignifica que noutra parte não sejam porventura as formas dominantes.

Note-se, a finalizar esta breve perspectiva histórica, que a divisibilidade do átomo permite dar afinal algumarazão aos filósofos gregos que, como Aristóteles e Platão, se opunham à ideia de partículas de matéria indivisí-veis (átomos). Na verdade, existem provas de que os próprios protões e neutrões não são partículas simples,mas constituídos por 3 quarks cada um. O protão é formado por 2 quarks de carga +2/3 e 1 quark de carga–1/3; o neutrão é formado por 1 quark de carga + 2/3 e 2 quarks de carga –1/3.

Nota histórica sobre a Tabela Periódica

Em meados do século XIX, com 59 elementos conhecidos, a pesquisa de semelhanças entre esse elementosera intensa entre os químicos – reacções em que intervêm e propriedades físicas como o ponto de fusão, oponto de ebulição, a densidade – com vista à sua organização em grupos. Já antes, porém, no livro de Lavoisiersobre os elementos (onde, no entanto, ele incluía a luz e o calor!), organizavam-se alguns elementos segundoas suas propriedades. A ideia de elemento, em todos estes estudos, correspondia à que hoje temos para subs-tância elementar.

Na Alemanha, Johann Döbereiner identificou conjuntos de três elementos com propriedades semelhantes– tríadas – como, por exemplo, Cl, Br, I; Li, Na, K; Ca, Sr, Ba. O seu compatriota Lothar Meyer reconheceuque o volume molar dos elementos era, aproximadamente, uma propriedade periódica da massa atómica. Em Inglaterra, John Rowlands verificou que, organizados os elementos segundo a ordem crescente das suasmassas atómicas, para os primeiros 16 elementos conhecidos, as propriedades repetiam-se de 8 em 8: o número2 (então, Li) semelhante ao número 10 (então, Na), o número 3 (então, Be) semelhante ao número 11 (então,Mg), etc., tal como as oitavas em música. Na Rússia, Dmitri Mendeleev (1869) deu um importante passoadiante em relação a estes estudos: deixou espaço em branco em alguns grupos de elementos, prevendo quenovos elementos seriam descobertos e antecipando, até, algumas das suas propriedades. Por exemplo, umespaço por baixo de Si, no grupo de C, viria a ser preenchido com a descoberta do germânio, em 1884.

Nota histórica sobre as massas atómicas

1808 – J. Dalton elaborou a primeira tabela de massas atómicas, atribuindo o valor 1 ao hidrogénio, combase na hipótese de que os compostos são formados por elementos na proporção de um átomo decada um. Esta hipótese implicaria a fórmula HO para a água (em vez de H2O) e a fórmula NHpara o amoníaco (em vez de NH3). Como resultado, a massa atómica do oxigénio vinha próxima de 8 (em vez de 16) e a do azoto próxima de 6 (em vez de 14).

1813 – O químico sueco J. J. Berzelius, baseando-se no pressuposto de que volumes iguais de diferenteselementos gasosos tinham o mesmo número de átomos, determinou valores para as massas atómicas,designadamente do oxigénio, azoto e cloro, que se verifica estarem muito próximos dos valorescorrectos. Este resultado é devido ao facto, então ignorado por Berzelius, de que as moléculasdaqueles elementos tinham o mesmo número de átomos.

1819 – Os químicos franceses Dulong e Petit, analisando a tabela de massas atómicas de Berzelius, verifi-caram, para a maioria dos casos, ser constante o produto da massa atómica pelo calor específico doelemento. Isto permitiu corrigir algumas massas atómicas determinadas por Berzelius. Simultanea-mente, Mitscherlich, atribuindo a mesma composição química a compostos que apresentavam for-mas cristalinas idênticas, determinou mais algumas massas atómicas.

1858 – O químico italiano S. Cannizzaro, com base nos trabalhos de Gay Lussac e na sugestão, já avançadapor Avogadro em 1811, de que as moléculas dos elementos gasosos poderiam conter mais do queum átomo, deduziu a atomicidade da molécula de hidrogénio, desenvolveu técnicas de determina-ção de densidades de vapor e relacionou-as com as massas moleculares. Esta contribuição foi deci-siva para a determinação de massas atómicas.

1919 – O físico inglês F. Aston determinou massas atómicas com elevada precisão por espectrometria de massa.

Nota histórica sobre a mecânica quântica

1900 – O físico alemão Max Planck (1858-1947), para interpretar as características da luz emitida porobjectos, em função da respectiva temperatura, propôs que a energia radiante não era emitida emquaisquer quantidades, mas apenas em certas quantidades bem definidas, múltiplas de um valormínimo h�: «quantum» de energia.

1905 – O físico alemão, depois naturalizado americano, Albert Einstein (1879-1955), baseado nos estudosde Planck para interpretar o efeito fotoeléctrico, propôs que era da própria natureza das radiaçõeselectromagnéticas não se apresentarem com quaisquer valores de energia. Para um feixe de radia-ções de frequência �, as energias possíveis seriam E = nh�, com n = 1, 2, 3, ..., conforme o númerode «partículas» de energia radiante (mais tarde chamadas fotões): dualismo onda-partícula.

1913 – O físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962) estendeu a ideia da quantização da energia ao elec-trão do átomo H, para interpretar o respectivo espectro de emissão descontínuo.

1923 – O físico americano Arthur H. Compton (1892-1962) descobriu o efeito que tem o seu nome, rela-cionado com a interacção de raios X com electrões: o fotão X comporta-se como tendo, além de uma energia h� , um momento linear p = h�/c = h/�.

1924 – O físico francês Louis Victor, príncipe De Broglie (1892-1987), inspirado no trabalho de Compton,estendeu a descrição onda-partícula para o fotão a qualquer partícula de momento linear p = mv, a qual, «de certo modo», teria um comprimento de onda � = h/p, tal como para o fotão.


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1924 – Para o físico alemão Max Born (1882-1970), a «descrição ondulatória» dos electrões feita por De Broglie não dispensava a necessidade de uma nova mecânica que começava então a ser esbo-çada: Mecânica Quântica.

1925 – Werner Heisenberg (1901-1976), discípulo de Born, prosseguindo o trabalho do seu mestre, pas-sou a representar as quantidades físicas por números complexos, num tratamento matemático queviria a clarificar estabelecendo relações com as propriedades das matrizes.

1925 – O matemático inglês, de pai suíço, Paul Adrian Maurice Dirac (1902-1984) desenvolveu um novoformalismo, equivalente ao de Heisenberg mas mais compreensível, baseado na Mecânica Clássicaatravés da introdução de um conjunto de postulados.

1925-26 – O físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) estabeleceu uma abordagem ondulatória daMecânica Quântica, inspirada na teoria de De Broglie, depois de, inicialmente, ter consideradodisparatadas as ideias do físico francês. Ao princípio, a teoria de Schrödinger não foi bem aceitenem por Heisenberg nem por Dirac, mas Born deu-lhe a sua aprovação avançando mesmo comuma interpretação física para a função de onda � em termos de probabilidade. As reticênciasde Heisenberg e Dirac à teoria de Schrödinger acabaram por se desvanecer quando, em 1926,este demonstrou que a sua teoria era matematicamente equivalente às teorias de Heisenberg ede Dirac. Começando com as equações de Heisenberg, que envolviam matrizes a representarquantidades físicas, Schrödinger mostrou que cada uma destas podia ser representada por umoperador apropriado.

1926 – Para interpretar pormenores dos espectros atómicos e a importante experiência de Stern e Gerlach(1921) (desdobramento de um feixe de átomos de prata por campos magnéticos não homogéneos),W. Pauli e, independentemente, G. E. Uhlenbeck e S. Goudsmit propuseram uma nova «carac-terística» para o electrão: spin.

1927 – Heisenberg identificou «observáveis incompatíveis» sempre que a propriedade comutativa da multi-plicação se não verificasse para os respectivos operadores e formulou o célebre Princípio da Indeter-minação, ou Princípio da Incerteza. Em particular, reconheceu que, se a posição de uma partículafor determinada com elevado rigor, o respectivo momento linear fica sujeito a grande indetermi-nação, e vice-versa.

1927 – Os físicos americanos C. Dawisson e L. Germer e o físico britânico G. P. Thomson obtiveram figurasde difracção com feixes de electrões.

1928 – Dirac estabeleceu uma teoria mais completa – Mecânica Quântica Relativista – associando princí-pios da Teoria da Relatividade à Mecânica Quântica. Em particular, a questão do spin ficou devida-mente esclarecida.

Nota histórica sobre a espectroscopia

1666 – Experiências por Isaac Newton com prismas de vidro, decompondo e recompondo a luz branca.

1752 – T. Melville observa cores vivas nos espectros de sais colocados em chamas.

1800 – Descoberta das radiações infravermelhas por J. Herschel, estudando o efeito térmico da luz invisí-vel, aquém do vermelho, no espectro solar.

1801 – Descoberta das radiações ultravioletas por J. W. Ritter, estudando o efeito da luz invisível, além do violeta, no escurecimento dos sais de prata.

1802 – Primeiro espectro solar utilizando uma fenda estreita para o feixe incidente num prisma, e primeiraobservação de riscas negras no espectro solar, por W. Wollaston.

1817 – J. von Fraunhofer estuda as riscas negras com mais pormenor, usando um pequeno telescópio paraver o espectro solar, e estende a observação à luz de outras estrelas e da Lua, registando algumasdiferenças.

1822 – J. Herschel utiliza o espectroscópio de Fraunhofer para estudos dos espectros visíveis de chamascoradas e salienta a potencialidade do método em análise.

1823 – Fraunhofer cria a primeira rede de difracção, passando um arame fino entre dois parafusos, utili-zando os respectivos sulcos.

1834 – D. Brewster (inventor do caleidoscópio) observa riscas de Fraunhofer quando luz branca atravessavários gases e refere o interesse do método em análise.

1852 – G. Stokes descobre o fenómeno de fluorescência e estabelece os fundamentos da análise espectral.

1853 – August Beer estabelece uma relação entre a absorção de luz por soluções coradas e a concentraçãoda solução.

1859 – G. Kirchhoff atribui as riscas negras no espectro solar à absorção de radiações pelos gases maisexteriores (mais frios) da atmosfera solar, as mesmas radiações que os mesmos gases podem emitirse excitados.

1861 – G. Kirchhoff e R. Bunsen descobrem o césio e o rubídio, através de novas riscas de cor azul e verme-lha, respectivamente, detectadas com um espectroscópio. W. Crookes descobre o tálio, de modosemelhante.

1862 – Fraunhofer introduz o conceito de «corpo negro» e estabelece a distribuição da respectiva intensi-dade em função do comprimento de onda.

1868 – Pierre Janssen, ao estudar um eclipse do Sol na Índia, detecta uma nova risca amarela no espectrosolar, atribuída a um novo elemento: hélio.

1868 – Anders J. Ångstrom mede os comprimentos de onda de cerca de 1000 riscas de Fraunhofer, utili-zando redes de difracção, e exprime-os em unidades de 10–10 m (1 Ångstrom).

1871 – Ångstrom mede os comprimentos de onda das 4 riscas conhecidas no espectro de emissão dohidrogénio, obtido por descarga eléctrica através de H2.

1882 – W. Abney e E. R. Festing obtêm espectros de absorção de infravermelhos de mais de 50 compostose identificam bandas com certos grupos de átomos nas moléculas.

1885 – J. J. Balmer encontra uma fórmula que reproduz os valores dos comprimentos de onda do espectrode emissão do hidrogénio.

1890 – Na linha da expressão de Balmer, J. Rydberg estabelece relações empíricas para os espectros deemissão.

1937 – Os empresários R. S. Perkin e C. W. Elmer formam uma companhia que fabrica os primeirosespectrómetros de infravermelhos para venda.

1945 – Os físicos americanos E. Purcell e F. Block descobrem o fenómeno de ressonância magnéticanuclear, dando origem à espectroscopia RMN.


87

Nota histórica sobre as noções de ácido e base

A palavra «ácido» (do latim «acidus», azedo) está associada ao sabor azedo comum a um certo número de substâncias deste tipo. A palavra «base», primitivamente «alcali» (do árabe «al Kali», cinzas de plantas) é tidacomo substância «anti-ácido» devido à capacidade de poder anular a acção dos ácidos. Outras propriedades sãoconhecidas há muito. Em 1663, Robert Boyle detectou variações de cor provocadas pelos ácidos quando adiciona-dos a certos extractos de plantas. Em 1774, Rovelle referia que as bases reagiam com os ácidos para formar sais.

Todavia, estes critérios primitivos para reconhecimento de ácidos e de bases não envolviam a formulaçãode qualquer explicação ou interpretação dos efeitos observados. As primeiras tentativas neste sentido estãoligadas aos trabalhos de vários cientistas na década 1770-80. Lavoisier, a partir da investigação da reacção decertos óxidos com a água, definia ácido como um composto que contém oxigénio (daqui a designação deoxigénio: gerador de ácidos). Em 1787, Berthollet sugeriu a hipótese de existirem ácidos sem possuírem oxi-génio. A prova conclusiva foi dada, em 1810, por Davy, ao provar que o cloro era uma substância elementare não um óxido, e, consequentemente, que o cloreto de hidrogénio, cuja solução em água apresentava pro-priedades ácidas, não continha oxigénio. Davy foi o primeiro a propor que um ácido era um composto quecontinha hidrogénio. J. von Liebig definiu ácido como substância que contém hidrogénio que pode ser des-locado por metais.

Em 1887, o químico sueco S. Arrhenius, na sequência dos seus trabalhos sobre condutibilidade eléctricade soluções, classificou como ácido qualquer substância capaz de originar iões de hidrogénio, H+, e iões nega-tivos, em solução aquosa, e como base um composto capaz de fornecer iões hidróxido, OH–, e iões positivospara a solução aquosa. Arrhenius reconhecia assim, e correctamente, que as características ácidas e básicasnuma solução derivam da presença dos iões H+ e OH–, respectivamente.

Embora os conceitos desenvolvidos por Arrhenius contribuíssem enormemente para o desenvolvimento daQuímica no início do século XX, algumas dificuldades, contudo, surgiam. Uma delas ligava-se à natureza do iãoH+ (protão) em solução aquosa; uma outra consistia no facto de haver substâncias que, não contendo o ião OH–, se comportavam como bases. O passo seguinte foi dado em 1923, com os trabalhos de J. N. Brönstede T. M. Lowry, que propuseram as seguintes definições: ácido, substância capaz de ceder iões H+, e base, substân-cia capaz de aceitar iões H+. Esta teoria é válida em soluções nas quais o solvente seja outro que não água.

Ainda em 1923, e tendo a teoria da ligação química iniciado os primeiros passos, G. N. Lewis propôsnovos conceitos de ácido e de base de âmbito mais geral do que os de Brönsted-Lowry. Segundo Lewis, baseé qualquer espécie que, na ligação com outra, cede electrões (ligação dativa); esta outra espécie será um ácido.

Nota histórica sobre o primeiro corante artificial

Durante as férias da Páscoa de 1856, um jovem estudante de Química inglês, de 18 anos e de nome WilliamPerkin, lançou-se num projecto ambicioso: preparar artificialmente, no laboratório que tinha em casa de seuspais, o quinino, que se extraía da casca de certas árvores da América como remédio para a malária.

Não conseguiu, o que não admira, pois os conhecimentos existentes na época não eram suficientes para per-mitir qualquer sucesso a este projecto (só em 1944 se tornou possível a síntese laboratorial do quinino, ou quinina).De facto, em vez do produto branco desejado, o que obteve foi uma massa negra. Ao tentar removê-la do frascoda experiência com água e álcool, obteve uma inesperada cor púrpura. Fascinado por este resultado, que nãocompreendia – sabe-se hoje que um dos reagentes utilizado (a anilina) continha, como impureza, uma outrasubstância (a toluidina) –, logo lhe procurou uma aplicação prática: aquelas soluções de cor púrpura tingiam aroupa. Estava fabricado o primeiro corante artificial para a indústria têxtil: mauveína. Até então, o único corantepúrpura conhecido era extraído de pequenos moluscos do Mediterrâneo, sendo, por isso, raro e muito caro.

O jovem Perkin registou a patente desta descoberta e, com a ajuda de seu pai, construiu uma fábrica paraa produção do corante, conseguindo desse modo uma grande fortuna. Entretanto continuou as suas investiga-ções, que aumentaram o seu prestígio.

9.2 Datas de descoberta dos elementos químicos mais importantes


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hidrogénio

hélio

lítio

berílio

boro

carbono

azoto

oxigénio

flúor

néon

sódio

magnésio

alumínio

silício

fósforo

enxofre

cloro

árgon

potássio

cálcio

escândio

titânio

vanádio

crómio

manganésio

ferro

cobalto

níquel

cobre

zinco

gálio

germânio

arsénio

selénio

bromo

krípton

rubídio

estrôncio

ítrio

H

He

Li

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B

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Na

Mg

Al

Si

P

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Cl

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K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

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1766

1868 / 1895

1818

1798

1808

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1772

1774

1887

1898

1807

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Antiguidade

1774

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1807

1808

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1825

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1797

1774

Antiguidade

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Antiguidade

1746

1875

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1817

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1843

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zircónio

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cádmio

índio

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telúrio

iodo

xénon

césio

bário

lantânio

háfnio

tântalo

tungsténio

rénio

ósmio

irídio

platina

ouro

mercúrio

tálio

chumbo

bismuto

polónio

astato

radão

frâncio

rádio

actínio

tório

protactínio

urânio

Zr

Nb

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Pd

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Cd

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Te

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Ta

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Pt

Au

Hg

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Pb

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At

Rn

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Th

Pa

U

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1778

1937

1844

1803

1803

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1817

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Antiguidade

Antiguidade

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1802

1783

1925

1803

1803

1735

Antiguidade

Antiguidade

1861

Antiguidade

1753

1898

1940

1900

1939

1898

1899

1828

1917

1841

N.o Atómico Elemento Símbolo Data

9.3 Notas biográficas de cientistas

Robert Boyle (1627-1691)

Nasceu em Lismore Castle, Irlanda; foi o 14.° e último filho do conde de Cork. Depois de frequentar ofamoso colégio de Eton, em Inglaterra, foi para Itália, onde estudou os trabalhos de Galileu. Com a morte deseu pai e perda da fortuna, regressou a Inglaterra em 1644, para se dedicar totalmente à Ciência. Falava seislínguas. Em 1663, reuniu um grupo importante de filósofos e cientistas e fundaram a Sociedade Real de Ciên-cias, em Londres. Os gases constituíram o objecto principal dos seus estudos. Em 1662, usando tubos devidro em U com mercúrio, estabeleceu a relação pV = constante. Introduziu a noção de elemento químicocomo matéria que não se decompõe noutra mais simples. Ainda acreditava, como os alquimistas, que o ourose podia obter a partir de outros metais. As suas ideias constam de um livro que publicou em 1680: O QuímicoCéptico. Algumas dessas ideias foram criticadas por Isaac Newton, mais novo do que Boyle.

Nasceu 11 anos depois da morte de Shakespeare.

Isaac Newton (1642-1727)

Notável cientista inglês, especialmente conhecido pela sua formulação dos princípios da dinâmica, pelo desenvolvimento do cálculo, pelos seus trabalhos sobre as forças da gravidade e pelos seus estudos de óptica, designadamente sobre a decomposição e recomposição da luz solar com prismas de vidro. Em 1665, aos 23 anos de idade, terminou o seu curso na Universidade de Cambridge, pouco antes de esta fechar devido àpeste. Consta que, regressado à quinta da família para continuar a estudar e a pensar, um dia a queda de umamaçã o fez pensar sobre a razão por que as maçãs (e outros objectos…) caem sempre na vertical e nunca parao lado ou «para cima». Assim teria nascido a sua teoria da gravitação, aplicável a quaisquer corpos na Terra e no Espaço; em particular, ficava explicado como é que a Terra mantém a Lua em órbita, sempre a «cair»para a Terra, mas sem nunca se juntarem.

Estas ideias só foram publicadas em 1687, na sua famosa obra Philosophiae Naturalis Principia Mathematica.Nessa altura, Bach tinha 2 anos.

Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794)

Nasceu em Paris, de uma família aristocrata. É considerado um dos fundadores da Química moderna. Aos 25 anos, foi feito membro da Academia das Ciências de França, que já o havia premiado por um trabalhoseu sobre o sistema de iluminação de Paris. Informado, em 1774, pelo químico inglês J. Priestley (1733-1804)sobre a obtenção de um gás por aquecimento de óxido de mercúrio, Lavoisier prosseguiu esses estudos pro-pondo que os átomos do gás estariam presentes em todos os ácidos; por isso lhe chamou «oxigénio», palavrade origem grega que significa «gerador de ácidos». Também propôs que a respiração é uma combustão,embora lenta. Os seus estudos cuidadosos revelaram que a massa total antes de uma reacção é igual à massatotal depois da reacção. Estas ideias constam de um livro famoso que publicou em 1789: Tratado Elementarde Química.

Além de cientista notável, desempenhou vários cargos públicos antes da Revolução Francesa. Um delesestava relacionado com o comércio do tabaco. Embora opondo-se à prática, então corrente, de juntar água aotabaco para enganar o comprador, e dadas as suas relações, como aristocrata, com o regime político anterior,designadamente como colector de impostos e Secretário do Tesouro, viria a ser executado pela guilhotina, em1794, sob a acusação de «adicionar água ao tabaco do povo».

Foi contemporâneo do célebre poeta alemão Goethe e do famoso pintor espanhol Goya.

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John Dalton (1766-1844)

Nasceu na aldeia de Eaglesfield, em Inglaterra, em 1766, numa família pobre. Aos 12 anos, já ensinavaMatemática. Pouco depois, iniciava uma sequência de observações meteorológicas, que haveria de se estenderpor toda a sua vida. A partir de 1793, na cidade de Manchester, passou a ensinar também Física, Química eMeteorologia. Em 1794 descreveu uma anomalia da visão, de que ele próprio sofria, e que consiste na dificul-dade em distinguir as cores, especialmente o vermelho e o verde; tal deficiência viria a chamar-se daltonismo.Os seus estudos principais incluíram o comportamento de gases e sua dissolução em líquidos e a composiçãode óxidos de azoto. Em 1803 e 1804 estabeleceu as bases da teoria atómica, o que lhe grangeou, desde logo,uma grande reputação no seu país.

Quando Dalton nasceu, Mozart tinha 10 anos e, no auge da sua fama, Beethoven tinha 33 anos.

Amedeo Avogadro (1776-1856)

De nome completo Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, nasceu em Turim, Itália. Formou-se emdireito e exerceu advocacia durante alguns anos. Em 1800 voltou-se para a Ciência, vindo a tornar-se um famoso professor de Física e Matemática, em Itália. Em 1811, sugeriu a hipótese que viria a ser conhecida porLei de Avogadro. Esta ideia, aliada ao conceito de molécula, não foi aceite na época. Só em 1860 outro cien-tista italiano – Stanislao Cannizzaro (1826-1910) –, através de várias experiências, fez aceitar pelo mundocientífico a validade da hipótese de Avogadro e a importância do conceito de molécula.

A hipótese de Avogadro surgiu quase no mesmo ano em que o grande compositor italiano Verdi nasceu(1813).

Michael Faraday (1791-1867)

Nasceu em Newington, Inglaterra, filho de um modesto ferreiro. Aos 14 anos já trabalhava como encader-nador, lendo à noite os livros científicos que encadernava de dia. Assistia frequentemente às conferências do famoso químico Davy, vindo a suceder-lhe como director da Royal Institution de Londres. Descobriu obenzeno, em 1825. Dedicou-se ao estudo da electricidade e do electromagnetismo e, na Química, especial-mente à electrólise. Costuma dizer-se que, se na altura já existisse o Prémio Nobel, Faraday teria obtido 6, tala variedade e importância dos seus trabalhos.

Faraday tinha 3 anos quando Lavoisier foi guilhotinado e 6 anos quando Schubert nasceu.

August Kékulé (1829-1896)

De nome completo Friedrich August Kékulé von Stradonitz, nasceu em Darmstadt, na Alemanha. Estu-dou arquitectura antes de se dedicar à Química. Em 1857, propôs a tetravalência do carbono, o que marca-ria o início da Química Orgânica estrutural. Em 1825, Faraday havia descoberto o benzeno e, em 1834,Mitslerchich determinou a sua fórmula molecular: C6H6. Mas a estrutura desta molécula permaneceu ummistério até que, em 1865, Kélulé propôs (diz-se, depois de um sonho com serpentes… ou macacos…) umaestrutura hexagonal com ligações C – C e C = C «em alternância».


Dmitri Yvanovitch Mendeleev (1834-1907)

Nasceu em Tobolsk, na Sibéria, de uma família pobre e numerosa, mas viveu quase sempre em S. Peters-burgo. Aqui escreveu livros e ensinou na Universidade. O seu trabalho mais importante foi a «classificaçãoperiódica dos elementos químicos». Depois disso, interessou-se sobretudo pelos recursos naturais da Rússia esuas aplicações comerciais, em particular a natureza e a origem do petróleo. Para esse efeito visitou os E.U.A.em 1876, tendo manifestado opinião muito desfavorável sobre a civilização que encontrou. No fim do séculoXIX, enfrentou alguns problemas políticos na Rússia e perdeu o seu lugar na Universidade, embora tenha sidonomeado director do Departamento de Pesos e Medidas. Em sua homenagem, ao elemento químico denúmero atómico 101 foi dado o nome de mendelévio.

Mendeleev foi contemporâneo do célebre pintor impressionista francês Cézanne (1839-1906).

Max Planck (1858-1947)

Filho de um professor da Universidade de Munique, na Alemanha, cedo decidiu estudar Física, apesardo conselho em sentido contrário do director do Departamento de Física daquela Universidade, queconsiderava, no fim do século XIX, que já tinham sido feitas todas as importantes descobertas em Física.Depois de algum tempo na Universidade de Munique, foi para Berlim estudar Termodinâmica. Este traba-lho viria a servir de base à sua famosa teoria quântica. Recebeu o Prémio Nobel da Física, em 1918.

Marie Curie (1867-1934)

Física de origem polaca. Casou em 1835 com o físico francês Pierre Curie. Em 1896 foi-lhe sugerido comotema de doutoramento o estudo das radiações emitidas pelos sais de urânio. No decurso dos estudos, osCurie descobriram e isolaram um novo elemento radioactivo, que baptizaram de polónio em homenagem aoseu país de origem. Alguns meses depois descobriram e isolaram o rádio.

Em 1899, foi-lhes cedido um cavernoso hangar, que funcionava como espaço de dissecação para estudan-tes de medicina, para tratar e isolar o rádio. Marie Curie na sua biografia descreve: «um abrigo de madeira,com telhado de vidro que não impedia a entrada de chuva, e sem quaisquer instalações internas... não haviachaminés para dar vazão aos gases venenosos provocados pelos nossos trabalhos químicos».

Prémio Nobel da Física em 1903 (com seu marido Pierre Curie e Henri Becquerel) e Prémio Nobel da Química em 1911. Foi a primeira mulher professora na universidade parisiense da Sorbonne.

Victor Grignard (1871-1935)

Nasceu em Cherbourg, em França. Trabalhou intensamente na síntese de muitos compostos orgânicos.Em 1900 preparou, pela primeira vez, compostos organometálicos, como CH3MgCl, extremamente úteis eversáteis em síntese orgânica, designadamente quando se pretende aumentar uma cadeia de átomos de car-bono. Partilhou, com o seu compatriota Paul Sabatier, o Prémio Nobel da Química, em 1912.

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Ernest Rutherford (1871-1937)

Nasceu na Nova Zelândia, em 1871. Doutorou-se na Universidade de Cambridge, Inglaterra, em 1895,para onde inicialmente tinha ido com a intenção de estudar o que hoje chamamos ondas de rádio, aparen-temente para fazer fortuna, voltar ao seu país e desposar a noiva. Contudo, o seu professor, J. J. Thomson,convenceu-o a trabalhar em radioactividade, um fenómeno recentemente descoberto.

Ainda em Cambridge, Rutherford descobriu as radiações � e �. Depois, na Universidade de McGill, noCanadá, de 1899 a 1907, demonstrou que as partículas � são núcleos de átomos de hélio e as partículas � sãoelectrões. Por este trabalho, recebeu o Prémio Nobel da Química em 1908. Já na Universidade de Manches-ter, Inglaterra, a partir de 1907 viria a realizar os seus estudos, igualmente famosos, sobre a estrutura nucleardos átomos. Em 1919, realizou a primeira transmutação artificial de um elemento noutro, ao transformarazoto em oxigénio, por bombardeamento com partículas �. A partir de 1919 sucedeu a Thomson como direc-tor do Laboratório Cavendish, da Universidade de Cambridge. Vários dos seus discípulos viriam a ser laurea-dos com o Prémio Nobel.

Quando Rutherford nasceu, van Gogh tinha 18 anos.

Albert Einstein (1879-1955)

Nascido na Alemanha, depois naturalizado americano, é por vezes considerado o Newton do século XX.Em 1905, enquanto funcionário do departamento suíço de patentes, em Berna, publicou três trabalhos – rela-tividade restrita, movimento browniano, efeito fotoeléctrico – que tiveram uma enorme influência no desen-volvimento da Física. Recebeu o Prémio Nobel da Física em 1921, pelos seus estudos sobre o efeitofotoeléctrico. Teve um papel decisivo na utilização do urânio como fonte de energia, designadamente na cons-trução de engenhos nucleares nos Estados Unidos. Após a deflagração das primeiras bombas atómicas, pug-nou pela utilização da energia nuclear apenas para fins pacíficos.

Niels Bohr (1885-1962)

Niels Henryk David Bohr nasceu em Copenhaga, na Dinamarca. Em 1911, doutorou-se em Física e foitrabalhar para Inglaterra, primeiro com J. J. Thomson, em Cambridge, e depois com E. Rutherford, emManchester. Em 1913 publicou as suas ideias revolucionárias sobre a estrutura electrónica dos átomos, quelhe valeriam o Prémio Nobel da Física em 1922. De regresso a Copenhaga, foi director do famoso Instituto deFísica Teórica a partir de 1920. Neste instituto estudaram vários cientistas célebres, entre eles W. Heisenberg,W. Pauli e L. Pauling.


10. Apoio a Trabalho de Projecto em Química 12.o ano

Nas páginas seguintes apresentamos algumas ideias e materiais que podem apoiar o Trabalho de Projectono 12.º ano de Química. Sempre que possível, a disciplina de «Projecto» pode associar valências da Químicae cruzamentos interdisciplinares desta área do saber com muitas outras, mais ou menos afins (Física, Biologia,Português, Inglês, etc.).

O Trabalho de Projecto supõe uma dinâmica que facilita a aquisição de competências muito importantespara qualquer actividade profissional.

10.1 Algumas generalidades sobre o Trabalho de Projecto *

Um projecto, em certo sentido, nunca acaba. De facto, quase sempre seria possível fazer mais e melhor.Chegados ao final do ano lectivo, é a hora de fazer a síntese, de preparar o relatório e a apresentação do Tra-balho de Projecto e, muito importante, de o avaliar. Avaliar é muito mais do que ter uma nota: avaliar serve,antes de mais, para fazer melhor da próxima vez.

De seguida fornecem-se alguns elementos, relacionados com o Trabalho de Projecto, que podem ser úteispara professores e alunos.

A – Relatório

Fazer um relatório não é mais do que fazer um «relato» escrito e organizado. Quem faz um relatório deveter o objectivo de explicar claramente a outros aquilo que se passou. É o professor quem determina ou aprovaos moldes do relatório a apresentar, embora a forma e a natureza do conteúdo do relatório devam ser natural-mente compreendidos e adoptados pelos alunos participantes.

Não há regras rígidas para a estrutura de um relatório, embora haja tradições e requisitos que não sedevem ignorar. O valor de um relatório não está no seu tamanho, mas sim na sua objectividade, organização,clareza de linguagem e, tanto quanto possível, na capacidade de induzir reflexão crítica e criativa. Pode haverbons relatórios com poucas páginas... A título de exemplo, apresenta-se um conjunto de aspectos a ter emconta na construção de um relatório.

Formatação – o tipo de letra convém ser discreto, com tamanho 11 ou 12 para o texto corrido e 14 paratítulos; é comum o espaçamento entre linhas ser 1,5 espaços; a página deverá ter margens grandes à esquerda(3 cm ou mais) para que a folha, quando furada ou encadernada, se possa ler completamente.

Título – deve ser apelativo mas, simultaneamente, elucidar sobre o tema em desenvolvimento, podendofazer alguma referência ao processo usado (uma frase). O título pode estar incluído numa folha de rosto do relatório. Esta folha deve ter letra maior do que o resto do relatório e será vantajoso se tiver uma ima-gem alusiva ao trabalho. Da primeira página deve constar, além do título, o nome dos intervenientes, aescola, o local e a data. A capa deve respeitar o gosto de cada grupo mas são desaconselhados abusos detipos, tamanhos e cores de letras.

Resumo – refere, de forma sucinta, o conteúdo do trabalho; indica a sua organização, as principais ferra-mentas utilizadas e uma descrição muito breve do produto final; ocupa, tipicamente, dois a cinco parágrafos.

93

* Texto adaptado de 10 TIC, Paiva, J., Silva, F., Batista, C. e Cunha, F., Texto Editores, 2005.

Introdução – justifica a escolha do tema. Podem ser apresentadas grelhas contendo a explicitação deobjectivos e as relações com outras disciplinas. Introduz o leitor naquilo que se vai relatar.

Processos utilizados – explica o que se fez e como foi desenvolvido o Trabalho de Projecto. A tabela dedistribuição e de calendarização de tarefas é um excelente ponto de partida para a escrita desta secção. Seráinteressante explicar um pouco melhor que recursos informáticos (hardware e software) foram usados, bemcomo as principais funções exploradas.

Caracterização do produto final – descreve pormenorizadamente o produto final, salientando as suas fun-ções ou propriedades mais relevantes.

Conclusões e comentários – explicita se os objectivos propostos foram atingidos; revela dificuldades ouimpedimentos na concretização do projecto; refere, por exemplo, o quanto o trabalho poderá ter contribuídopara a aquisição de conhecimentos e competências. Apresenta indicações para algumas melhorias do processode desenvolvimento e/ou do produto final e dá sugestões para um aproveitamento futuro do trabalho.

Suporte digital do relatório – poderá acompanhar o relatório em papel um complemento digital off-linee/ou uma página Web, contendo, nomeadamente, a aplicação produzida no contexto do trabalho.

B – Apresentação de um projecto

Os projectos podem ser apresentados usando diversos meios e configurando formatos variados. A formamais habitual de apresentar um Trabalho de Projecto é a exposição oral, acompanhada por uma projecçãousando um videoprojector.

Pode ser construída uma apresentação em PowerPoint, contendo alguns parágrafos relevantes que comu-niquem aspectos a salientar do processo de trabalho e/ou do produto final. É bom não usar grandes manchasde texto nos diapositivos. O PowerPoint tem a vantagem de ter alguma animação visual e sonora, mas tem a desvantagem de não permitir a visualização simultânea com a projecção do produto final em funcionamen-to. Uma apresentação deve ser bem cuidada. Independentemente dos talentos pessoais, ou do grupo, parafalar, é sempre possível optimizar a forma como se apresenta um Trabalho de Projecto. Antes de realizar umaapresentação devem estar bem definidos os objectivos a atingir, deve recolher-se a informação relevante edeve planear-se criteriosamente a sessão. Apresentam-se, em seguida, algumas sugestões individuais que sepodem transferir de forma prática também para o grupo, no seu conjunto.

Definir metas e objectivos

– Quais são os objectivos da apresentação? Porque se está a fazer a comunicação?

– O que se pretende com esta apresentação? Está-se a informar, a influenciar ou a explicar?

Recolher informação

– Quem é a audiência? Que características tem? – Para quantas pessoas se irá falar?

– Onde se vai falar? – De que recursos se disporá?

– O que sabem já? – Quanto tempo se terá para falar?

Planear a intervenção

– Dispor os assuntos numa sequência lógica;

– distinguir e planear o começo e o fim;

– planear o que se dirá em cada secção;


– preparar os materiais audiovisuais de apoio;

– organizar os conteúdos para cerca de um slide por minuto;

– preparar as «cábulas» sob a forma de cartões ou notas com frases curtas;

– conferir a duração da apresentação;

– treinar em voz alta, cronometrando;

– para evitar momentos mortos no final da apresentação podem planear-se questões capazes de gerar algumadinâmica, «quebrando o gelo».

C – Balanço / avaliação

O balanço de todo o trabalho desenvolvido é muito importante não só para quem o desenvolveu comotambém para os colegas e até para o professor, pois permite realçar os aspectos marcantes e dar conta deoutros a evitar em situações futuras.

O balanço acaba por ser uma avaliação global dos processos e do produto. Essa tarefa pode estar facilitadano caso de existirem os registos das opiniões dos colegas aquando da apresentação ou da utilização do produto.Depois da conclusão do Trabalho de Projecto, sugere-se que o grupo reflicta sobre os seguintes tópicos:

– O tema foi interessante? Foi útil?

– Permitiu aprender coisas novas?

– Gostaram de desenvolver o Trabalho de Projecto?

– Conseguiram a colaboração de outros professores?

Qualidades de uma boa apresentação

• Voz– Audível e clara;– fluente;– interessante;– bem ritmada;– dirigida para a audiência (não para a apresen-

tação projectada).

• Linguagem– Apropriada à audiência;– com o mínimo de palavras difíceis ou termos

técnicos;– de fácil compreensão.

• Postura– O orador deve mostrar-se confortável e con-

fiante;– deve olhar para a audiência;– deve ter uma boa linguagem corporal (não

estar demasiado estático);– deve evitar gestos repetidos (tiques como

bater com uma caneta constantemente namão, por exemplo).

• Conteúdo– Sequência lógica;– princípio, meio e fim claros;– não incluir frases irrelevantes;– uso moderado de humor, se possível (para

descontrair);– pontos importantes claramente sublinhados;– não ser demasiado extenso.

• Audiovisuais– Claros e legíveis;– apropriados, úteis e relevantes;– atractivos, organizados e «asseados» (evitar o

excesso de imagens ou de animação);– não incluir demasiada informação;– não ser demasiado estático (um só diapositivo

é desaconselhável);– notas devem ser usadas como guias e nunca

para serem lidas.

95

– Sentiram todo o apoio do professor?

– Sentiram que os colegas de grupo se empenharam?

– Acham que os colegas de grupo gostaram de realizar o trabalho?

– Os restantes colegas gostaram?

– O trabalho foi divulgado? Teve impacto positivo junto de quem o viu?

– Que aspectos negativos encontram no desenvolvimento do Trabalho de Projecto?

– Quais as principais dificuldades que encontraram?

– Que aspectos positivos realçam do desenvolvimento do Trabalho de Projecto?

– O que evitariam fazer se tivessem de refazer tudo?

– Que conselhos gostariam de deixar aos colegas acerca do Trabalho de Projecto?

– Como poderão dar continuidade a este trabalho?

– Genericamente, foram atingidos os objectivos do projecto?

10.2 Tarefas e exemplos de situações-problema

Um projecto envolve, muitas vezes, o tratamento de subquestões, ou subproblemas, que podem ser estru-turados sob a forma de situações-problema. Uma situação-problema é uma situação com relevância tecnológicae/ou social que permite colocar problemas pertinentes e interessantes, cuja resolução origina a construção deconhecimentos conceptuais e o desenvolvimento de competências. Na tabela seguinte dão-se alguns exemplosde situações-problema agrupadas de acordo com o tipo de tarefa que podem originar.


Tarefas relacionadas com… Exemplos de situações-problema

Pesquisa, organização e produçãode informação

• Cartaz – «Como actuar em caso de incêndio?»• Autocolante – «Poupe energia.»• Vídeo – «A biodiversidade»

Construção de artefactos• Como construir um sismógrafo?• Construir um poliedro.• Construir modelos moleculares.

Resolução de problemas• Como calcular o consumo de um computador?• Como medir a área de implantação de um parque infantil?• Qual a melhor planta para colocar no terraço?

Investigações experimentais

• Como medir a velocidade de um atleta?• Como optimizar o rendimento na síntese do ácido acetilsa-

licílico?• Qual é o melhor detergente?

Abordagem de controvérsias• A co-incineração: vantagens e desvantagens.• Alimentos trangénicos: sim ou não?• Sondagens e inquéritos: que verdade?

Organização de eventos• Campanha de recolha de pilhas usadas.• Organizar um «almoço saudável» na cantina.• Simulação de um sismo.

A execução de um projecto deve implicar a elaboração de produtos concretos. A concepção de produtosconcretos permite promover a aprendizagem, pois implica uma organização e estruturação da informação. A divulgação dos produtos obtidos é um aspecto fundamental a ter em conta, pois a comunicação é um dosprincipais factores de reformulação e reorganização das ideias. Na tabela seguinte sugere-se um conjuntodiversificado de produtos que podem ser obtidos no final do projecto, ou então resultar da concretização deactividades parcelares.

10.3 Alguns temas e recursos para projectos em ciências

Apresentam-se de seguida algumas possibilidades de temas de eventual interesse para Trabalho de Projectono 12.º ano, com ligação mais ou menos directa à área da Química. Na secção 12.4 é fornecida bibliografiacomplementar para Trabalho de Projecto. A estes recursos devem adicionar-se todos os associados a uma pes-quisa coerente na Internet. Sítios como www.mocho.pt, www.spq.pt e www.12q.te.pt podem ajudar.

97

• RelatórioPode ser elaborado de acordo com o formato mais tradicionalou de forma mais livre (simples relato).

• Comunicação oral

A verbalização de ideias é uma poderosa ferramenta na cons-trução de conceitos. A comunicação oral poderá ser maisespontânea ou mais formal (com limite de tempo, suportesaudiovisuais, etc.).

• Página Internet//apresentação

De efeito espectacular. A interactividade é um ponto a valorizar.Há que não descurar a qualidade da mensagem.

• ArtefactoObjectos tridimensionais: modelos (ex.: modelo molecular),mecanismos (campainha) ou modelo (vulcão).

• Memória descritivaDescrição das especificações (finalidades, características emodo de funcionamento) de um artefacto.

• Material audiovisual

Pode ser do tipo «evento» (vídeo do trabalho de campo, gra-vação do debate, etc.) ou do tipo «documentário». Este últimoimplica trabalho suplementar na construção do guião e namontagem.

• Artigo/notíciaSe for um artigo de carácter científico tem a estrutura de umrelatório científico. Uma notícia de divulgação tem um caráctermais jornalístico.

• Cartaz/desdobrável

Os materiais utilizados, as imagens, a concepção gráfica e asideias-chave a transmitir constituem os pontos fulcrais. Tratan-do-se de um cartaz de carácter científico, é desenvolvido deacordo com a estrutura de um relatório.

• DossierTrabalho escrito de carácter mais esquemático (por exemplo,organizado por folhas ou fichas, com tópicos), com concep-ção mais imaginativa (estrutura, grafismo, imagem, etc.).

• MonografiaTrabalho escrito original que resulta essencialmente de pes-quisa documental.

Temáticas*

• A química da água• A química da alimentação• A educação do consumidor• A equação risco/benefício na química• A evolução química na Terra e a origem da vida• A evolução química no Espaço e a origem da vida• A química da floresta• A gestão de resíduos• A informação em produtos e serviços de consumo• A química do vinho• A química e a guerra• A química na arte• A química do cosmos• Arte e química• A biotecnologia• As chuvas ácidas e o ambiente• A química e o clima• Educação ambiental• Educação para a saúde e a química• Fogo e gelo – energia geotérmica• Fotografia – da magia à Química-Física• Gestão de resíduos e poluição ambiental• Mais energia: contributos da química• Moléculas da vida• Novos produtos e materiais• O calcário e as grutas calcárias• Os ácidos e bases em materiais de uso comum• Os cheiros, o sexo e a química• Os compostos de carbono• Os metais e as ligas metálicas• Química e agricultura• Química e ambiente• Química e crime• Química e indústria• Química e medicina tradicional• Química e o aumento das produções agrícolas• Química e saúde• Recursos minerais• Resíduos sólidos domésticos e poluição ambiental


* A colocação destas entradas num motor de busca como o Google conduz, na maioria dos casos, a sítios de Internet que podemconter muita informação digital complementar interessante. Esta informação deve sujeitar-se ao sentido crítico de alunos e professorese, sendo usada nos trabalhos, ser devidamente citada.

11. Tabelas de consulta

As tabelas de consulta aqui disponíveis podem ser fotocopiadas e usadas como mais um elemento de con-sulta para o aluno.

Não são exaustivas na informação fornecida, mas permitem completar a informação existente no manual.

Tabela 1 Constantes de formação de complexos

Tabela 2 Solubilidade de sais

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(*) Dados relativos a T = 20 oC e força iónica igual a 0,1.

Ião complexo Kf (25 oC)Complexos com ligando: EDTA

K f *

[Ag(CN)2]–

[Ag(NH3)2]+

[Al(OH)4]–

[Cd(CN)4]2–

[CuI2]–

[Cu(NH3)4]2+

[Fe(SCN)]2+

[Ni(CN)4]2–

[Pb(OH)3]–

[Zn(NH3)4]2+

[Zn(OH)4]2–

3,0 × 1020

1,7 × 107

2,5 × 1033

8,3 × 1017

7,9 × 108

5,6 × 1011

1,05 × 103

1,7 × 1030

7,9 × 1013

7,8 × 108

3,2 × 1015

Catião: Fe2+

Catião: Fe3+

Catião: Mg2+

Catião: Ni2+

Catião: Pb2+

Catião: Zn2+

2,1 × 1014

1,3 × 1025

4,9 × 108

4,2 × 1018

1,1 × 1018

3,2 × 1016

1. Todos os sais de metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) são muito solúveis.

2. Todos os sais de amónio, NH4+, são muito solúveis.

3. Todos os nitratos, NO3–, cloratos, ClO3

–, e percloratos, ClO4–, são muito solúveis.

4. A maioria dos hidróxidos, OH–, são insolúveis. A excepção são os hidróxidos de metais alcalinos e o hidróxido

de bário, Ba(OH)2, que são muito solúveis. O hidróxido de cálcio é medianamente solúvel.

5. A maioria dos cloretos, Cl–, brometos, Br– e iodetos, I–, são muito solúveis. As excepções são os sais destes

aniões contendo Ag+, Hg22+ e Pb2+.

6. Todos os carbonatos, CO32–, fosfatos, PO4

3– e sulfuretos, S2–, são pouco solúveis. As excepções são os sais

referidos em 1 e 2.

7. A maioria dos sulfatos, SO42–, são muito solúveis. Os sulfatos de cálcio, CaSO4, e de prata, Ag2SO4, são media-

namente solúveis. Os sulfatos de bário, BaSO4, mercúrio (II), HgSO4, e de chumbo, PbSO4, são pouco solúveis.

Tabela 3 Constante de produto de solubilidade, Ks, para alguns sais pouco solúveis, a 25 oC


Alumínio Cobre

Al(OH)3 3,1 × 10–34

AlPO4 3,9 × 10–11Cul 1,1 × 10–12

Cu2S 7,2 × 10–49

CuS 4,0 × 10–36

CuCO3 2,3 × 10–10

CuCrO4 3,6 × 10–6

Cu(OH)2 2,2 × 10–20

Cu3(PO4)2 1 × 10–37

Bário

BaCO3 5,1 × 10–9

BaCrO4 1,2 × 10–10

BaF2 1,0 × 10–6

BaSO4 1,1 × 10–10

Cálcio Ferro

CaCO3 4,5 × 10–9

Ca(OH)2 9,1 × 10–6

Ca3(PO4)2 2,0 × 10–29

CaSO4 9,1 × 10–6

CaF2 2,7 × 10–11

FeCO3 2,1 × 10–11

Fe(OH)2 1,4 × 10–15

Fe(OH)3 3,7 × 10–40

FeS 4,2 × 10–17

Chumbo Magnésio

PbBr2 3,9 × 10–5

PbCO3 7,4 × 10–14

PbCI2 1,7 × 10–5

PbCrO4 2,8 × 10–13

Pb(OH)2 1,1 × 10–20

PbI2 8,7 × 10–9

Pb3(PO4)2 8,0 × 10–43

PbSO4 1,7 × 10–8

PbS 7,1 × 10–28

PbBr2 3,9 × 10–5

MgCO3 3,5 × 10–5

Mg(OH)2 1,8 × 10–11

Prata

AgBr 4,9 × 10–13

AgCI 1,8 × 10–10

AgI 8,3 × 10–17

Ag2SO4 1,5 × 10–5

Ag2S 6,3 × 10–50

12. Bibliografia

Nota: Parte das referências bibliográficas indicadas constam do Programa curricular para o 12.o ano dadisciplina de Química.

12.1 Bibliografia sobre química e tecnologia

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12.2 Bibliografia sobre ensino da química

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12.3 Bibliografia sobre trabalho laboratorial

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BASSET, J. et al. (1981) Vogel – Análise Química Quantitativa, 4.a ed., Rio de Janeiro, Editora Guanabara.

BURRIEL MARTÍ, F., et al. (2003) Química Analítica Cualitativa, 18.a ed., Madrid, Thomson.

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MENEZES, M. D., CURTO, M. J. (1995) A Magia da Ciência – Experiências de Química e Física para Fazer na Escola – 9.o ano, Lis-boa, Lisboa Editora.

NEVES, M., ARNÁIZ, F., PIKE, R. (2000) «Química à Microscala – Uma Solução para um Problema Crítico», Química, 80, 32-34.

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SUMMERLIN, L., et al. (1996) Demonstrações de Química, vol. 2, 2.a ed., Lisboa, SPQ.

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103

12.4 Bibliografia específica para Trabalho de Projecto

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CASTRO, L. & RICARDO, M. (1992) Gerir o Trabalho de Projecto, Lisboa, Texto Editores.

COSME, A. & TRINDADE, R. (2001) Área de Projecto – Percursos com Sentidos, Porto, Edições ASA.

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GOUVEIA, R. (2000) Se Eu Não Fosse Professora de Física..., Porto, Areal Editores.

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