Caderno de Apoio Ao Professor12

q 12 química 12.o ano

CADERNO DE APOIO AO PROFESSOR Victor Gil João Paiva António José Ferreira João Vale

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

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

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

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

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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 ......................................................................................................

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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 ...............................................................

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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

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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 como auxiliares 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 das actividades lectivas, em estreita relação com o Programa. Uma larga parte deste Caderno centra-se no trabalho 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 enquadramento 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 o manual 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 os 10.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 autónoma das 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).

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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, apresentações em 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 de aprendizagem 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 da eficácia do ensino/aprendizagem e sem prejuízo de uma directa correspondência com as três unidades do Programa. Por exemplo, à primeira unidade chamamos «1. Metais», com um primeiro capítulo «1.1 Metais e ligas metálicas», em vez de «1. Metais e ligas metálicas» com «1.1 Metais e ligas metálicas», tal como se encontra no 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 com a secção «1.2.2 Pilhas e baterias: uma oxidação útil». Introduzimos um subtítulo «1.3.5 Compostos de metais e comportamento ácido-base» porque nos parece que, de outra forma, este importante tema ficaria demasiado 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 na secção 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 unidade é de vidros e não de plásticos que se trata. Entretanto, procedeu-se a uma troca de 3.3 e 3.4, de modo que a sequência 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 calendarização que 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 carga semanal de três aulas, a que corresponde um total de 99 aulas de 90 minutos cada. Destas, apenas 82 aulas estão contempladas no desenvolvimento programático proposto, ficando as restantes (17 aulas) disponíveis para 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 programático proposto e 12 aulas agrupadas na categoria Actividades complementares/imprevistas (A.C./I.), onde se inserem 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 englobadas na 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 professores poderão, pois, recorrendo a esta proposta, ajustar a calendarização com outras A.L. opcionais.

Semana 1

Semana 5

Semana 6

Semana 7

Semana 8

Semana 11

Semana 12

Semana 14

Semana 15

Semana 17 Semana 3

Semana 4

Semana 2

Semana 9

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Semana 10

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Semana 13

Semana 16

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Capítulo 3.5

A.L. 3.2

A.L. 3.3

Capítulo 3.4

A.L. 3.6

A.L. 3.4

Capítulo 3.3

A.L. 3.1

A.L. 3.5

Capítulo 3.2

A.P.L.

Capítulo 3.1

A.L. 2.5

A.L. 2.4

A.L. 2.3

Capítulo 2.3

A.P.L.

Capítulo 2.2

A.L. 2.2

A.L. 2.1

Capítulo 2.1

A.L. 1.7

A.L. 1.6

A.L. 1.5

A.L. 1.4

Capítulo 1.3

A.L. 1.3

Capítulo 1.2

A.L. 1.2

A.L. 1.1

A.P.L.

Capítulo 1.1

A.C. / I.

4 • Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Semana 19

Semana 20

Semana 22

Semana 23

Semana 25

Semana 27

Semana 28

Semana 30

Semana 31

Semana 32

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Semana 33

Semana 18

Semana 21

Semana 26

Semana 24

Semana 29 Capítulo 3.5

A.L. 3.2

A.L. 3.3

Capítulo 3.4

A.L. 3.6

A.L. 3.4

Capítulo 3.3

A.L. 3.1

A.L. 3.5

Capítulo 3.2

A.P.L.

Capítulo 3.1

A.L. 2.5

A.L. 2.4

A.L. 2.3

Capítulo 2.3

A.P.L.

Capítulo 2.2

A.L. 2.2

A.L. 2.1

Capítulo 2.1

A.L. 1.7

A.L. 1.6

A.L. 1.5

A.L. 1.4

Capítulo 1.3

A.L. 1.3

Capítulo 1.2

A.L. 1.2

A.L. 1.1

A.P.L.

Capítulo 1.1

A.C. / I.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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 supercondutividade. O supercondutor contendo ítrio é melhor (é supercondutor a temperatura mais elevada), no entanto, tem energia de ionização mais elevada. 5. «Os físicos Müller e Bednorz receberam o Prémio Nobel da Física em 1987 por esta descoberta importantíssima, que anunciava a possibilidade futura de grandes economias: no transporte de electricidade, em computadores mais rápidos, em equipamento electrónico mais pequeno e mais eficiente e em carros e comboios que se deslocam por levitação»; «Paul Chu, o investigador da Universidade de Houston que, juntamente com três físicos da Universidade de Alabama, descobriu o primeiro material supercondutor»; «em vez de identificar correctamente o material em questão como um óxido de ítrio, cobre e bário, trocou o símbolo do ítrio, um ‘y’, pelo símbolo de um outro elemento químico da mesma família, ‘yb’, que representa o itérbio.»; «parece que se verificaram mesmo fugas, pois antes de o artigo surgir na revista corriam rumores de que o itérbio seria um dos ingredientes da fórmula mágica».

Actividade 3: Percursos 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.

(página 40)

7

Actividade 4: A oxidação do ferro

(página 47)

1. 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) 2. (2 Fe (s) + O2 (g) + 2 H2O (l) d 2 Fe2+ (aq) + 4 OH– (aq)) × 2 4 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)) × 2 4 Fe2+ (aq) + 8 OH– (aq) d 4 Fe(OH)2 (s) 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 3 O (g) + x H O (l) d Fe O ·xH O (s) 2 Fe (s) + ᎏ 2 2 2 3 2 2

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 de reagentes é: 2 × M(Zn)  130 g. Então a massa é 32,5 g por cada mole de electrões. Note-se que O2 não faz 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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 corrente eléctrica. Nas células electrolíticas aplica-se corrente eléctrica para provocar reacções químicas que não 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 de uma 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) 2 H2O d O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–

redução oxidação

Electrólise do cloreto de sódio: 2 H2O (l) + 2 e– d H2 (g) + 2 OH– (aq) redução oxidação 2 Cl– (aq) d Cl2 (g) + 2 e– Electrólise do cloreto de sódio com eléctrodo activo de cobre: redução 2 H2O + 2 e– d H2 (g) + 2 OH– (aq) 2+ – oxidação Cu (s) d Cu (aq) + 2 e f) Eléctrodo positivo: Cl2. Eléctrodo negativo: H2. g) Descoloração, devido à acção do cloro. 7. Resposta aberta.

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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 quanto maior for o percurso óptico: Lei de Lambert-Beer, A = ¡ ᐉ c onde A é a absorvância e ᐉ é o percurso óptico da radiação. b) O vinho é vermelho, pelo que absorve preferencialmente as radiações azul e verde. O copo é azul, pelo que absorverá preferencialmente as radiações vermelha e verde. O verde é fortemente absorvido, pelo que o vinho terá uma coloração mais próxima da magenta. Em todo o caso, terá uma coloração mais escura, 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 oxidação a iões metálicos que são depois absorvidos pelo organismo, pelo que o mecanismo de absorção não deve ser semelhante. 3. 26Fe: [Ar] 3d 6 4s2 [Ar] 3d 10 4s2 O zinco possui a orbital d totalmente preenchida. Não tem electrões desemparelhados, ao contrário do ferro. 30Zn:

5. Resposta aberta.

Actividade 10: Sais para pintura 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) A [Pb(OH)3]– (aq) + CrO42– (aq) em que há formação de espécies iónicas que ficam em solução. e 5. ZnO (s) + H2O (l) A Zn2+ (aq) + 2 OH– (aq) + ZnO (s) + 5 H2O (l) A Zn[(OH)(H2O)3] (aq) + H3O+ (aq). 6. Resposta aberta.

(página 110)

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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 solubilidade 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; Compostos de 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 do Líbano; ii) Revolução iraniana ou Greve na Venezuela; iii) Crise financeira asiática ou Crise financeira internacional. 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 últimas 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»; …

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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 temperaturas 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 circunstâncias que possam facilitar a acumulação de gás em compartimentos, canais, poços, esgotos ou outros pontos baixos nas proximidades». Isto sugere que, em caso de fuga, ocorrerá acumulação junto ao 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; l = M/Vm = 44/22,4 = 1,96 g dm–3 M(C4H10) = 58 g/mol; l = 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 ventilação inferior. 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 fracção molar na mistura, sendo assim o que mais contribui para a pressão total, de acordo com a Lei de Dalton: pA = xA p. b) ptotal = 24 MPa (para uma temperatura de 25 ºC é uma pressão muito superior à do ensaio; como o butano e o propano não se comportam como gases ideais, a pressão que exercem é muito menor do que o valor calculado). Repare-se que a massa de butano existente na botija é muito maior. Isto porque o butano não tem comportamento de gás ideal na situação considerada e, antes de atingir a pressão de ensaio, ele liquefaz-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 transportes colectivos, em detrimento de transportes privados; plantação de árvores. 3. Opção por electrodomésticos de elevada eficiência energética; substituição de lâmpadas de incandescência por lâmpadas economizadoras; evitar o uso de automóvel em pequenos percursos.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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» sugere combustíveis obtidos a partir da prática de agricultura intensiva, tendo uma conotação negativa do ponto de vista ambiental. 2. Os cereais destinados à alimentação passaram a ser usados na produção de biocombustíveis, gerando um défice 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 destes compostos 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 de volume (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. 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 chuvas 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 de terreno; rendimento baixo; a tecnologia é cara.

13

Actividade 8: Toxicidade do monóxido de carbono

(página 224)

1. É inodoro e invisível. 2. Orbitais atómicas +

Fe

Orbitais atómicas

Orbital molecular C

O

Fe

C

O Fe

+

C

O

Fe

C

O

Orbitais moleculares

3. Fe

C

O

4.

Concentração de CO 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

10 000

> 1,0

Perigo de vida ao fim de alguns minutos.

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)

CH3

CH3 CH3

C

CH2

CH

CH3

CH3

b) Usa-se a designação iso-octano porque o 2,2,4-trimetilpentano é um isómero do octano. 3. B.

14 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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

H

O

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

H

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.

CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

CH

CH3

CH3

CH3

CH3

CH2

CH2

CH

CH

CH3

CH2

CH3

CH3 CH3

CH2

CH2

CH2

CH

CH2

CH3 CH3

CH3 CH3 CH3

CH2

CH

CH2

CH2

CH2

CH2

CH CH3

CH3

CH3

CH3 CH3

CH3 CH3

CH2

CH2

CH2

CH

C

CH2

CH2

C

CH3 CH3

CH3 CH2

CH

CH

CH2

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH2

CH

CH2

CH2

CH

CH3

CH

CH2

CH2 CH3

CH3

CH3

CH3 CH3

CH2

CH2

CH3 CH3 CH3

CH2

CH

CH3

CH3

C CH3

CH3 CH3

CH

CH3 CH3

CH3 CH2

C

CH2

CH

CH

CH3

CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

CH3

CH3 CH3 CH3 CH3

C

C

CH3 CH3

CH3 CH3

CH2

C CH2 CH3

15

Actividade 11: Simulações computacionais e ligações intermoleculares

(página 260)

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

ii)

Água

Água

Vidro

Plástico

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 intermoleculares.

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) + 13 ᎏ O2 (g) d 4 CO2 (g) + 5 H2O (g) 2 b) 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

c) E = 5494 kJ mol–1, E = 497 kJ mol-1, E = 1598 kJ mol–1, E = 924 kJ mol–1, respectivamente. d) 6cHo = –2288 kJ mol–1. 2. Resposta aberta.

16 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Actividade 14: O lado bom das radiações ionizantes

(página 282)

1. Radiações electromagnéticas: raios X, radiações a. Feixes de partículas: positrões, neutrões de baixa energia. 2. A. Z 3. Os núcleos são estáveis quando a razão ᎏ 5 1. A–Z Z tecnécio-99: Z = 43, A = 99; ᎏ = 0,77 A–Z Z tálio-201: Z = 81, A = 201; ᎏ = 0,68 A–Z

Z iodo-123: Z = 53, A = 123; ᎏ = 0,76 A–Z Z gálio-67: Z = 31, A = 67; ᎏ = 0,86 A–Z

4. Não existe qualquer risco de os alimentos serem contaminados por substâncias radioactivas, uma vez que são 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. Combustíveis

para os quais existem

Alternativas aos combustíveis que pode ser o recurso à

Energia nuclear produzida em reacções de

que pode causar

Problemas ecológicos

Fusão nuclear

Fissão nuclear

ocorre nas

ocorre nas

Estrelas

Centrais nucleares

Poluição

cuja energia se relaciona com conceitos e leis da Termodinâmica, como

Entalpia e variação de entalpia Entalpia de formação Entalpia de combustão Lei de Hess 1.ª Lei da Termodinâmica

17

Unidade 3 Actividade 1: Plásticos em Portugal e no Mundo 1.

(página 323)

Produção mundial / (× 107 toneladas)

Evolução da produção mundial de plásticos 45 40 35 30 25 20 15 10 5 0 1940

1950

1960

1970

1980

1990

2000

2010

2020

Ano

2. Total = (Consumo de matérias-primas) + (Importações de semi-elaborados e obras) – (Exportações de semi-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 certeza, este tipo de embalagem (note-se que a notícia é de 1991!). 3.

Sacos de compras

Vantagens

Desvantagens

Plástico

É impermeável; é resistente; produção menos poluente.

É um recurso não renovável; possui um tempo de biodegradabilidade muito elevado.

Papel

É biodegradável; usa matérias-primas renováveis.

Não é impermeável; é menos resistente; produção mais poluente.

4. B, D e E. 5. Resposta aberta. 6. Resposta aberta.

18 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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 polímero (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 segundo sugere 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 recentemente, 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 supercondutividade. 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 quimioterapia e radioterapia, computadores com gigantesca capacidade de armazenamento, baixos consumos de energia e 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.

19

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

Unidade 1 Texto complementar 1 Palavras-chave: substância elementar, Tabela Periódica dos Elementos, metais, semi-metais, não-metais, grupos, 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, de que são exemplos o metal ferro, Fe (s), e o gás cloro, Cl2 (g), correspondentes aos elementos ferro, Fe, e cloro, 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 o caso 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 átomos para além das suas massas relativas (recorde-se que a descoberta de uma estrutura nuclear para os átomos data de 1910). Assim, as primeiras tentativas de sistematização e racionalização dos conhecimentos neste campo – que culminariam na criação da Tabela Periódica dos Elementos – basearam-se, naturalmente, nas características 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 que não 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 semelhanças entre os respectivos elementos, por sua vez decorrentes de semelhanças nas estruturas dos correspondentes átomos. A cada família corresponde, assim, uma coluna de átomos na Tabela Periódica. Estas colunas estão colocadas lado a lado, de forma a respeitar-se uma ordem crescente de número atómico, dispondo os metais à esquerda e os não-metais à direita (inicialmente atendeu-se à ordem crescente das massas atómicas, que, com poucas excepções, viria a identificar-se com a ordem crescente da carga nuclear). Esta forma de organizar os elementos traduz a maneira como as respectivas propriedades variam regularmente com o número atómico, repetindo-se, no essencial, perante certas diferenças neste número. Por isso se fala de período e de propriedades periódicas dos elementos. Na Tabela Periódica, as colunas designam-se por grupos e as linhas designam-se por períodos (Fig. 1).

20 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

1 1

H

2 Li

18 2

13

14

15

16

17

He

Be

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

3 Na Mg 4

K

4

5

6

Cl

Ar

Ca Sc Ti

V

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br

Kr

3

5 Rb

Sr

6 Cs

Ba La Hf

Ta

7 Fr

Ra

Db Sg

Y

Ac

7

Nb Mo Tc

Zr

Rf

W

8

9

10

11

12

Ru Rh Pd Ag Cd

In

Sn Sb Te

Pt Au Hg

Tl

Pb Bi

Re Os

Ir

Pa

U

Xe

Po At

Rn

Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Th

I

Np Pu Am Cm Bk Cf

Uuo

Tm Yb Lu

Es Fm Md No Lr

Fig. 1 Grupos e períodos na Tabela Periódica.

Na sua forma moderna, a Tabela Periódica tem 18 grupos, começando nos metais alcalinos e acabando nos gases 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 elementos cada um. Isto quer dizer que, de Z = 2 até Z = 20, as propriedades, no essencial, se repetem de oito em oito no valor do número atómico (Fig. 2). 2He 3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

11Na 12Mg 13AI 14Si 15P

16S

9F

10Ne

17Cl 18Ar

19K 20Ca

Fig. 2 Excerto da Tabela Periódica.

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, apresenta um 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 muito semelhantes 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 elementos actinóides, ou actinídeos, onde se inclui o urânio, U (Z = 92).

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Texto complementar 2 Palavras-chave: elementos mais abundantes na Terra. São conhecidas as percentagens dos elementos mais abundantes na Terra. Trata-se de uma estimativa em termos de quantidade química, que está relacionada com o número de átomos. Em termos de massa, há que atender a que os átomos de diferentes elementos têm, em geral, massas diferentes. Um simples cálculo, utilizando as massas atómicas dos elementos, permite obter valores em percentagem em massa a partir de dados de percentagem em número de átomos. Note-se, por exemplo, que embora a percentagem de oxigénio seja 48,8% e a do ferro 14,3%, em número 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). 35% Ferro 15% Silício

13% Magnésio 7% Outros

30% Oxigénio

Fig. 3 Abundância dos diferentes elementos na Terra.

Que o ferro seja relativamente abundante não deve surpreender, se tivermos em atenção que o respectivo núcleo atómico é o mais estável nos processos de nucleossíntese que, depois do Big Bang, há cerca de 15 mil milhões de anos, se terão verificado nas estrelas de maior massa (centros muito compactos e quentes). 4

Acresce que, face à grande abundância de hélio-4, 2He, no início do Universo (além de hidrogénio), surgiram predominantemente núcleos de número de massa e de número atómico múltiplos de 4 e 2, respectivamente. Entre os elementos mais abundantes no Universo contam-se, assim, os não-metais carbono (isótopo 12 16 mais abundante, 6C) e oxigénio (isótopo mais abundante, 8O), e os metais magnésio (isótopo mais abundante, 24 56 12Mg) e ferro (isótopo mais abundante, 28Fe). Mas a distribuição dos metais na Terra, e a do ferro em particular, não é uniforme. O ferro concentra-se no interior 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 plâncton não existe, e sem plâncton não há vida superior. A experiência mostra que «adubar» certas zonas do oceano Pacífico com sulfato de ferro (II) aumenta drasticamente as respectivas flora e fauna.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Unidade 2 Texto complementar 3 Palavras-chave: orbitais de valência, estados de energia, termos, regra de Hund, energia correspondente a uma determinada distribuição electrónica. Sempre que as orbitais de valência não estejam completas, há várias maneiras distintas de distribuir os electrões, compatíveis com a mesma configuração. Por exemplo, para o átomo de carbono, 1s 2, 2s 2, 2p 2, os dois electrões p podem ser considerados na mesma orbital (2pz, por exemplo) ou em orbitais diferentes. Estas duas situações não são equivalentes e correspondem a valores de energia diferentes; com efeito, a repulsão entre os dois electrões p não é a mesma nos dois casos. Considerados os dois electrões em orbitais p diferentes, ainda há a 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  (combinações de 6, 2 a 2). Estes 15 estados correspondem a cinco níveis de energia diferentes, agrupados em três grupos chamados termos. Os termos diferem em energia porque a repulsão electrónica difere; os níveis em cada 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 aquele em que os electrões 2p foram considerados com o mesmo spin. Esta verificação genérica é conhecida por regra de Hund (1927). Por isso se representa, por vezes, a distribuição electrónica do átomo C assim: 2p

2s

1s

Note-se, no entanto, que já não é apenas a configuração electrónica que está a ser representada graficamente, 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 determinada distribuição electrónica não é simplesmente a soma das energias associadas a cada orbital multiplicadas pelo número 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.

23

Texto complementar 4 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 orbitais 3d têm energia inferior à orbital 4s. Por isso, na configuração electrónica do ferro, por exemplo, a orbital 4s é indicada depois das 3d : [Ar] 3d 6 4s 2. Pela mesma razão se diz que a dupla ionização de Fe com produção do ião Fe2+ (configuração [Ar] 3d 6) corresponde à perda dos dois electrões 4s. Mas então por que motivo a subconfiguração 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 configuração 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 surpreende, pois, que a regra do preenchimento sucessivo das orbitais de energia crescente – regra da «construção» (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.)

Texto complementar 5 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 iões representados por esferas que se tangenciam; a distância internuclear é igual à soma dos raios iónicos: 281 pm = rNa+ + rCl– Na+

Cl-

281 pm

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 ligação covalente. Metade da distância que separa os dois núcleos de cloro (na molécula) é informativo do raio covalente do cloro: a distância entre os núcleos de cloro na molécula Cl2 é 198 pm, logo o raio covalente do cloro é 99 pm.

24 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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

Al

286 pm

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 próxima da de ligações intramoleculares do que da de ligações intermoleculares. A mesma coisa se diz das ligações em sólidos como o diamante, a grafite, a sílica. Trata-se de estruturas gigantes baseadas em ligações covalentes entre átomos. Na grafite, porém, com a sua estrutura em camadas de átomos ligados covalentemente, as ligações 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 os respectivos núcleos, em comparação com a curva equivalente para dois átomos H. E B

A 2 × raio de Van der Waals

Comprimento de ligação

He2

H2 0

100

200

300

400

d / pm

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

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 pm não é suficientemente estável para se poder considerar uma molécula. Outros cálculos mais recentes indicam a 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, num arranjo de energia igual à dos átomos separados. Porque as forças entre moléculas como as de hélio se designam frequentemente por forças de Van der Waals, metade dessa distância – 128 pm – é o chamado raio de Van der Waals do hélio.

25

Texto complementar 6 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 dois lóbulos, um para cada lado do núcleo, e as orbitais d quatro lóbulos. A figura 5 mostra as representações das funções matemáticas respectivas. + +

+

A

C

B

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

Trata-se de curvas em duas dimensões, relativamente exteriores, como conjuntos de pontos, onde aquelas funções assumem os mesmos valores. Isto significa idêntica probabilidade electrónica nesses pontos. Como o que 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. x +

y +

Fig. 6 Representação em perspectiva da orbital 3dx 2 – y 2.

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

Texto complementar 7 Palavras-chave: compostos iónicos, constante de Madelung. Para compostos iónicos, ignorando a covalência residual e considerando os iões substituídos por cargas pontuais, é possível calcular um valor teórico para a energia de rede (U ), que então se identifica aproximadamente 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 grandeza da carga dos iões M (+) ou X (–) e r é a distância interiónica. Para NaCl temos U = –866 kJ mol–1, que é surpreendentemente (em face das aproximações acima referidas) próximo do valor experimental, que é 766 kJ mol–1.

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Texto complementar 8 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 desenhada, 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 fortemente sequestrado por moléculas de ácido oxálico, formando um ião complexo. Tratando-se de uma associação 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, com competição entre a estabilidade do complexo de Fe (II) com ácido oxálico e a estabilidade da associação à componente hemo da proteína hemoglobina. Se o ferro é fundamental na vida de muitos animais, designadamente no transporte de oxigénio, o magnésio 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 o outro cor verde. Em animais como a minhoca e o caracol, o papel do ferro é desempenhado pelo cobre, com o ião Cu2+ envolvido num ião complexo transportador do oxigénio no organismo. Este complexo tem cor azul, 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 certas doses. Por exemplo, um nível excessivo de ferro no cérebro constitui uma das condições para a ocorrência de doenças degenerativas, como a doença de Parkinson.

Texto complementar 9 Palavras-chave: ião complexo, sais de metais, orbital molecular, O.M. ligantes, O.M. não-ligantes, electrões 3d, geometria dos complexos.

Absorvância

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

λ

= 493 nm

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

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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 por associação das orbitais de valência do átomo Ti com as orbitais de valência dos átomos O do ligando (6 moléculas H2O para cada átomo Ti, num arranjo octaédrico). Teremos, assim, um conjunto de O.M. ligantes e um conjunto de O.M. antiligantes. Mas há, também, um conjunto de O.M. não-ligantes devido à forma especial das orbitais 3d. Estas O.M. não-ligantes são, em boa aproximação, as orbitais 3dxy , 3dxz e 3dyz , cuja representação na figura 8 mostra que os respectivos lóbulos se desenvolvem entre os eixos x, y e z, definidos pela geometria octaédrica do complexo (eixos das ligações m Ti – O entre metal e ligandos). x

y

z

+

+ y

+

z +

dxy

+ x +

dyz

dxz

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

Ora, a atribuição dos electrões de valência pelas várias O.M. coloca 12 electrões nas orbitais ligantes (seis ligações 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 para uma das O.M. antiligantes mais acessíveis em energia.

Texto complementar 10 Palavras-chave: cores primárias, cores complementares, mistura de pigmentos, mistura de luzes, absorção da 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 uma delas, as outras duas originam cor. Por exemplo, uma solução transparente que absorva radiações azuis é amarela, cor resultante de luz vermelha + luz verde. É o caso de uma solução aquosa de cromato de potássio, K2CrO4. Azul e amarelo são cores complementares, pois a sobreposição de luz azul com amarelo (amarelo = luz verde + luz vermelha) dá luz branca. Uma solução transparente que absorva radiações vermelhas é azul-celeste (ciano). É o caso de uma solução aquosa de sulfato de cobre, CuSO4. Vermelho e azul-celeste são cores complementares, pois a sobreposição 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 pigmentos de 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 absorve luz vermelha (reflectindo luz azul + luz verde); na mistura, é a luz verde a única a ser reflectida.

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Texto complementar 11 Palavras-chave: ácido Brönsted-Lowry, ácido de Lewis, base de Lewis, espécie anfotérica, basicidade dos óxidos e hidróxidos anfotéricos, pH. O dióxido de carbono não é um ácido no sentido de Brönsted-Lowry, correspondente à cedência de iões (não há átomos H na molécula CO2). É, sim, um ácido no conceito mais abrangente de ácidos e bases devido a Lewis: – ácido de Lewis: espécie aceitadora de um par de electrões de outra, numa ligação de covalência dativa; H+

– 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 O

C

O

+

O

H

u

H a

C O

O

O

H a

C O

O

O

H

C O

O

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 em água, mas solúveis em ácidos Zn(OH)2 (s) + 2 H3O+ (aq) A Zn2+ (aq) + 4 H2O (l) e em bases Zn(OH)2 (s) + 2 OH– (aq) A [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) A Cr3+ (aq) + 6 H2O (l) Cr(OH)3 (s) + 3 OH– (aq) A [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) A Zn2+ (aq) + 4 H2O (l) pode ser interpretada através do equilíbrio Zn(OH)2 (s) u Zn2+ (aq) + 2 OH– (aq)

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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-se a de partida. Por outro lado, as características ácidas exigem a intervenção directa do ião metálico, não mais um ião espectador 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.

Texto complementar 12 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. Apresentamos três situações que, não sendo explicitamente do Programa, podem a ele ser ligadas e satisfazer alunos 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 acetato de sódio 0,300 mol dm–3, com Ka = 1,75 × 10 –5. 1. Cálculo do pH da solução tampão A 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 formação de ácido acético. ninicial(ácido acético) = 0,300 mol dm –3 × 0,100 dm3 = 3,00 × 10 –2 mol ninicial(ião acetato) = 0,300 mol dm –3 × 0,100 dm3 = 3,00 × 10 –2 mol = 0,102 mol dm –3 × 1,50 × 10 –3 dm3 = 1,53 × 10 –4 mol nadicionado(H3O+)

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CH3COOH (aq) + H2O (l) u CH3COO– (aq) + H3O+ (aq) (reacção à adição de ácido)

3,00 × 10 –2 mol +1,53 × 10 –4 mol 3,02 × 10 –2 mol

3,00 × 10 –2 mol –1,53 × 10 –4 mol 2,98 × 10 –2 mol

(1,53 × 10 –4 + 1,75 × 10 –5 mol) –1,53 × 10 –4 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 formação 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, correctamente, |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 ionização da água 2 H2O (l) u H3O+ (aq) + OH– (aq) é alterada, mais precisamente dificultada, pela adição dos iões H 3O+ de HCl; x será, pois, inferior a 1,0 × 10–7. Como |OH–|e tem só a contribuição de H2O, é

|OH–|e= x pelo 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.

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«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) adicionado A adição de HCl vai fazer com que se consumam iões OH–, deslocando a reacção no sentido da formação 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 a H3O+ (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) adicionado Agora, têm-se as seguintes quantidades: n(OH–) = 0,0200 mol dm–3 × 0,0500 dm3 = 1,00 × 10 –3 mol n(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) adicionado À semelhança do cálculo 2: n(OH–) = 0,0200 mol dm–3 × 0,0500 dm3 = 1,00 × 10 –3 mol n(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 e pH = –log |H3O+| = –log(3,23 × 10 –3) = 2,50 Calculando o valor de pH para outros volumes de titulante (adicionados) podemos construir uma curva de pH, em forma de degrau, reflectindo a brusca descida de |OH–| (e subida de |H3O+|) na passagem pelo ponto de equivalência, contrariamente ao que sucede antes e depois (efeito tampão para soluções muito ácidas ou muito básicas). Notar-se-á que não só a variação de |OH–| (ou de |H3O+|) não é linear, como o pH implica a função logaritmo, pelo que nunca se poderia esperar um comportamento linear.

Texto complementar 13 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 cor depende da acidez do meio a que são adicionadas. Estes indicadores de pH são, eles próprios, soluções de ácidos ou bases fracos, sujeitos a um equilíbrio que se pode representar por 1

HInd + 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 do meio, 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 recorrendo ao chamado «eléctrodo de vidro». Este é, essencialmente, uma pequena ampola de vidro, que contém uma solução de pH constante e que se mergulha na solução de pH a conhecer; o potencial de um fio de platina nele integrado é uma função do pH da solução. O eléctrodo de vidro e o eléctrodo de calomelanos (ou de Ag/AgCl) de referência surgem, modernamente, na forma de um eléctrodo combinado, como mostra a figura 9. Existem outros eléctrodos sensíveis à concentração de espécies em solução além de H3O+, tais como Na+, Ca2+, NH4+ , CN–.

Fio de platina KCl (aq) Eléctrodo de referência (Ag/AgCl) Solução tampão Membrana de vidro

Fig. 9 Eléctrodo combinado para determinação potenciométrica de pH.

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Texto complementar 14 Palavras-chave: equação dos gases em condições não ideais, volume excluído, intensidade das forças de atracção entre as moléculas. A equação p V = n R T verifica-se em condições em que o gás se comporta praticamente como um gás ideal. Para maior número de moléculas por unidade de volume (portanto, maiores pressões) ou para temperaturas mais baixas (próximas da temperatura de liquefacção), o volume molecular passa a não ser desprezável em relação ao volume ocupado pela amostra gasosa e as forças de coesão intermolecular passam a adquirir maior importância. Assim, por um lado, é necessário ter em conta que o volume à disposição de cada molécula não é o volume V do 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 tanto maior quanto maior for o tamanho efectivo das moléculas; assim, para CO2 será maior do que para H2. Com esta 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 respectivo choque com a parede do vaso e, consequentemente, a pressão. Assim, a pressão real será inferior ao valor teórico previsto pela equação dos gases ideais ou pela equação acima, as quais supõem nulas as interacções entre moléculas. O valor teórico p na equação acima deverá então ser substituído pela pressão real acrescida 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 a intensidade 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 tabela seguinte inclui valores a e b para alguns gases.

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

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).

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Texto complementar 15 Palavras-chave: derivados halogenados de hidrocarbonetos, camada de ozono. Muitos dos compostos orgânicos constituídos por outros elementos além de C e H podem considerar-se derivados 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:

CH3Cl

CH2Cl2

CHCl3

CCl4

clorometano (cloreto de metilo)

diclorometano (clorofórmio)

triclorometano

tetraclorometano (tetracloreto de carbono)

CCl2F2

CCl3F

CBrClF2

diclorodifluorometano (freon-12)

triclorofluorometano (freon-11)

bromoclorodifluorometano (halon-1211)

Cl

CH2 = CHCl

CH2 = CCl2

cloroeteno (cloreto de vinilo)

1,1-dicloroeteno

H C

H

Cl

C

Cl C

Cl

trans-1,2-dicloroeteno

H

C H

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 em unidades de ar condicionado e como gases propulsores em sprays. São exemplos dos chamados CFC (clorofluorcarbonetos), 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 são solventes importantes.

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Texto complementar 16 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 molécula 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 ligação OH 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 nas espécies 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 das energias de todas as ligações.

Texto complementar 17 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, caracterizar essas orbitais híbridas, acaso se veja vantagem em substituir o conjunto inicial de O.M. canónicas ␺i por um conjunto de «orbitais» moleculares (quase) localizadas ␹i. Dado que esta substituição – meramente matemática – não altera a função de onda ␺, não é legítimo pensar na hibridização de O.A. como se fosse um fenómeno 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) as orbitais híbridas. Deste modo, são incorrectas afirmações, que ainda persistem, do género «A molécula de metano tem geometria tetraédrica, porque o átomo C tem hibridização sp 3.», ou «A hibridização sp conduz a ligações lineares.», 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 1s de H e 2s e 2p de C, conduz exactamente à mesma função de onda ⌿ e , portanto, à mesma energia, aos mesmos parâmetros geométricos ou qualquer propriedade molecular, quer se utilizem as O.M. canónicas ␺i como combinações lineares dessas O.A., quer se utilizem as «orbitais» ␹i como base, desde que se incluam – como se deve, em geral – as interacções residuais entre estas.

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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 de orbitais híbridas e outras, com o mesmo nível de aproximação, conduz ao mesmo conjunto de O.M. canónicas, 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 das orbitais moleculares, quer na teoria das ligações de valência. Acontece, porém que a consideração de tais interacções 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 fórmulas menos 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, por exemplo, momentos dipolares. No entanto, existem situações em que, pelo contrário, as interacções residuais entre «orbitais» localizadas são decisivas. Por exemplo, ignorar tais interacções levaria a prever igual energia para os oito electrões das ligações C – H do metano, quando, na verdade, a respectiva configuração electrónica implica a existência de dois electrões com uma certa energia e seis electrões com outra, superior.

Texto complementar 18 Palavras-chave: isomeria óptica, enantiomeria, centro quiral, mistura racémica. A diferença entre dois isómeros pode ser bastante mais subtil do que nos exemplos considerados no manual. Por exemplo, são conhecidas duas formas de ácido láctico, CH3 – CH(OH) – CO2H, cujas estruturas estão relacionadas como o estão um objecto e a respectiva imagem num espelho plano: HO

OH

C

C H3C

H

CO2H

HO2C

H

CH3

Dentro da estereoisomeria, este último exemplo é um caso de isomeria óptica ou enantiomeria. Pode verificar-se que as duas formas não são totalmente sobreponíveis: uma está para a outra como uma luva da mão direita está para a luva da mão esquerda. Propriedades físicas como o ponto de fusão, a densidade, a solubilidade e outras, são idênticas para os dois 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 a esquerda – 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, com os açúcares e com os aminoácidos, como por exemplo a alanina: CH3 – *CH(NH2) – CO2H. As proteínas dos seres humanos são constituídas apenas por aminoácidos L.

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Nas interacções ou reacções com outras moléculas quirais, os enantiómeros D e L comportam-se de forma diferente, tal como uma luva direita se ajusta à mão direita, mas não à mão esquerda. Daqui decorrem algumas propriedades diferentes. Por exemplo, os aminoácidos D são doces, ao passo que os aminoácidos L são amargos ou insípidos. Igualmente, as formas D e L de certos compostos diferem no cheiro. H 3C CH3

C

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

H2C

Limoneno H

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

N

O H H

H H

O H N

O C C O

Talidomida

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.

Texto complementar 19 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: UV-C UV longínquo

UV-B UV médio

UV-A UV próximo

200

290 320

400

nm

As radiações UV-C, de maior energia, e, em parte, as radiações UV-B, são absorvidas pelo oxigénio e pelo ozono da estratosfera: h␯ O2 d 2 O ␭  242 nm

h␯ O3 d O + O2 ␭  320 nm

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

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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

HO

CH2

C

CO2H

NH2

Tirosina

Uma exposição excessiva a radiações UV-B pode produzir queimaduras e, eventualmente, cancro. Os protectores solares destinam-se a permitir o bronzeamento duradouro pelas radiações UV-B sem queimaduras ou outros riscos maiores. Embora haja protectores solares que actuam difundindo as radiações UV – por exemplo, óxido de zinco, ZnO, e óxido de titânio, TiO2 –, os cremes mais utilizados são concebidos de forma a absorverem UV-A e UV-B. Esta absorção excita electrões e o excesso de energia é, depois, ou convertido totalmente 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 acção protectora é caracterizada pelo factor de protecção solar, que se define pela razão entre os tempos mínimos para obter eritema ou vermelhidão, com e sem protector solar. Um factor de protecção 6, por exemplo, significa 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 ultravioleta. Na verdade, a areia reflecte as radiações UV em mais de 50%, mesmo à sombra, e a água deixa-se atravessar por elas até uma profundidade de 1 metro.

Texto complementar 20 Palavras-chave: descoberta da radioactividade. Inspirado pelos trabalhos de Röntgen sobre os chamados «raios catódicos», capazes de produzir fenómenos de fosforescência, e que em 1895 culminaram na descoberta (em larga medida acidental) dos raios X, Henri Becquerel, professor de Física na Escola Politécnica de Paris, pensou que certas substâncias, que se tornavam fosforescentes 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 impressionada pela 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 o tempo 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 cristal pela luz solar que impressionava a chapa fotográfica, mas radiações, até aí desconhecidas, provenientes dos átomos 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 de urânio teria outros átomos responsáveis por esta diferença. Os seus colaboradores Marie e Pierre Curie viriam a descobrir esses novos átomos, a que chamaram polónio e rádio. Entretanto, ao fenómeno descoberto por Becquerel passou a chamar-se radioactividade.

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Texto complementar 21 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 das proteínas: H H H

H H2 N

C

H2N

COOH

H2N

C

Glicina (Gly)

C

COOH

H2N

C

C

H2N

COOH

C

CH2CH3

Leucina (Leu)

COOH

H

CH2

HN

C

CH2

H2C

CH2

CONH2 Fenilalanina (Phe)

Isoleucina (Ileu)

CH3

H

CH H3C

CH2

H3C

Valina (Val)

CH2

COOH

COOH

CH

CH3

H H 2N

COOH

H3C

Alanina (Ala)

H

C

CH

CH3

H

H 2N

COOH

CH2

Glutamina (Gln)

Prolina (Pro)

H H H2N

H2N

C

C

COOH

H

COOH H2N

CH2

C

COOH

CH2

CH2

CH2

COOH

COOH

OH

Ácido aspártico (Asp)

Serina (Ser)

Ácido glutâmico (Glu)

H H H2N

H

C

H2N

C

COOH

CH2

H

C

OH

CH2

CH3

S

Treonina (Thr)

H2N COOH

H H2N

C

COOH

CH2

C

COOH

CH2 CH3

Metionina (Met)

SH

OH

Cisteína (Cys)

Tirosina (Tyr)

H

H H2N

C

COOH

(CH2)4 NH2 Lisina (Lys)

H2N

C

COOH

H2 N

C

C

COOH

C

COOH H

CH2 H2N

CH2

(CH2)3 HN

H2N

H

H

NH

Arginina (Arg)

NH2

HN

N

Histidina (His)

C

COOH

N

CH2

H

CONH2

Triptofano (Trp)

Asparagina (Asn)

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Texto complementar 22 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 C (s) + O2 (g) d CO2 (g)

(eq. 1) (eq. 2)

2 CO (g) + O2 (g) d 2 CO2 (g)

H1 = –394 kJ 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)

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Texto complementar 23 Palavras-chave: química verde, princípios. A «química verde» é a designação atribuída ao desenvolvimento de produtos e processos químicos que reduzem 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 o nosso 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 processo químico: 1. É melhor prevenir a formação de resíduos do que ter de tratá-los, depois de se terem criado, para eliminar 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 substâncias 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 desejadas e a minimizar a sua toxicidade. 5. O uso de substâncias auxiliares (solventes, agentes para promover separações, etc.) deve ser evitado sempre que possível; quando usados, esses agentes devem ser inócuos. 6. Devem reconhecer-se os impactos económicos e ambientais dos requisitos energéticos dos processos químicos 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 renováveis de preferência a não renováveis. 8. Devem minimizar-se ou, se possível, evitar derivações (uso de grupos bloqueadores, de passos de protecção/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 não persistam no ambiente e se decomponham em produtos de degradação inócuos. 11. Devem ser usados métodos analíticos que permitam monitorização directa dos processos de fabrico em tempo 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 minimizar o potencial de ocorrência de acidentes químicos tais como fugas, explosões e incêndios. in revista Química (2004), n.° 95

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Unidade 3 Texto complementar 24 Palavras-chave: polímero, fabrico de objectos plásticos. Existem vários processos de fabrico de objectos de plástico ou de borracha: extrusão, injecção, rotomoldagem, 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 ser transformada em tubos, etc., ou injectada em moldes. Para obter peças de grandes dimensões, como cascos de barcos, recorre-se à rotomoldagem. Trata-se de uma técnica que se assemelha à usada para fazer ovos de Páscoa (chocolate). Coloca-se o plástico num molde que pode ser aberto e separado em duas partes, e que se aquece e se faz rodar. A matéria aquecida toma a forma do molde, que é depois arrefecido e aberto para retirar o plástico endurecido com a forma do molde. Já o fabrico de sacos, filmes e garrafas, pode ser compreendido com base no princípio que leva à formação das conhecidas «bolas» de pastilha elástica ou bolas de sabão – 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 considerável relativamente ao que se propôs para a componente de Química dos dois anos anteriores. Tal aprofundamento diz respeito não só aos conteúdos de ensino tratados, mas, sobretudo, aos processos e técnicas analíticas usados. Tal como em anos anteriores, os objectivos e conteúdos de ensino articulam-se com os do Programa, ainda que em algumas situações existam objectivos e conteúdos que são muito próprios das actividades laboratoriais. 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 relativas à 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 de pesquisa laboratorial, isto é, práticas educativas de natureza investigativa realizadas no laboratório. O formato de pesquisa permite diversificar e aprofundar o tipo de competências a desenvolver através da componente prático-laboratorial obrigatória. Procura-se, desta forma, que os conhecimentos e competências desenvolvidos pelos alunos se aproximem mais das necessidades da actividade científica e tecnológica real.

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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 trabalho prático no qual existe a manipulação e controlo de variáveis. Na última coluna do quadro distribuímos as actividades laboratoriais existentes no manual 12 Q, de acordo com a tipologia proposta.

Designação

Natureza do trabalho

Exemplos

Trabalho experimental

Controlar ou manipular variáveis para verificar os efeitos sobre outras variáveis.

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

Identificação/classificação/ quantificação

Utilizar testes, tipologias ou chaves dicotómicas para classificar, 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 padrões

Recolher e estudar conjuntos de dados para encontrar possíveis relações entre eles.

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

Exploração

Aprofundar conhecimentos sobre determinada realidade 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 determinadas propriedades ou funções.

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

Nos parágrafos seguintes descrevemos de forma resumida as diferentes actividades que constam no Programa.

A.L. 1.1 Composição de uma liga metálica (opcional) Nesta actividade laboratorial optámos por aprofundar a análise qualitativa, nomeadamente no que respeita ao uso em conjugação com técnicas de separação. Deixámos para mais tarde a abordagem das diversas técnicas de 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 interpretação dos resultados obtidos; – limita a análise aos metais que são mais frequentes em moedas, o que permite diminuir a variedade dos reagentes e técnicas analíticas necessárias. O trabalho laboratorial proposto, «Separar para detectar», pode adquirir o formato de uma pesquisa laboratorial, 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 dificuldade do obstáculo e pela clareza do objectivo. A marcha geral de análise que se propõe foi especialmente concebida para moedas e permite detectar os metais Sn, Pb, Cu, Ni, Zn, Fe e Al. O procedimento considera o uso de centrifugação na separação de precipitados. Incluímos uma caixa técnica «Centrifugação», na qual se mostram as principais vantagens desta técnica de separação. Os aquecimentos deverão ser feitos sempre em banho de água (70 a 90 oC). Os ensaios realizados sobre papel de filtro podem ser plastificados (com película autocolante) e incluídos em relatórios ou noutros trabalhos escritos.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

No texto de introdução da actividade laboratorial refere-se a composição de várias moedas. Podemos aqui acrescentar 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 interior constituído por várias camadas que incluem latão e níquel. Nas antigas moedas de 100 escudos, o anel era em cuproníquel e o interior em latão com 1% de níquel. As moedas de 200 escudos tinham o interior em cuproníquel e o anel em latão com 1% de níquel. Nesta actividade laboratorial usa-se um conjunto vasto de substâncias, algumas das quais são perigosas por serem 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.

Resíduo

«Separar para detectar»

Perigo

Eliminação

Mercúrio

5. e 14.

Tóxico

Cobrir o resíduo com enxofre em pó e aguardar alguns minutos (forma-se sulfureto de mercúrio, que é insolúvel em água). Eliminar para aterro.

Cobre

15.

Tóxico

Passar todo o material contaminado por uma tina com água onde está uma folha de alumínio. O Al e Cu2+ reagem, originando Al3+ e Cu. Eliminar para aterro.

Chumbo

9.

Tóxico

Tratar com solução de metassilicato de sódio (NaSiO3) para que precipite silicato de chumbo. Eliminar para aterro.

Níquel

13.

Nocivo

Tratar com solução de hidróxido de sódio. Eliminar para aterro.

Os restantes resíduos poderão ser eliminados por diluição. Note-se que é essencial que os ensaios sejam feitos 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 oportunidade para recordar os vários tipos de reacções químicas. Pode ser explorada como uma pesquisa laboratorial do 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 fundamental 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. Nestes casos, 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 sejam eliminados 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-se que a vantagem da reciclagem do cobre é também energética, já que exige cinco a sete vezes menos energia do que o processamento do minério.

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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», os factores ambientais que potenciam mais a corrosão e, num segundo, «Cuidar do ferro», o efeito do contacto com outros metais, na corrosão de peças de ferro, bem como a influência de defeitos na superfície na corrosão do ferro. O trabalho está desenvolvido como pesquisa laboratorial do tipo trabalho experimental (isto é, com controlo de variáveis). Contudo, tem também uma importante componente de pesquisa de padrões, neste caso dizendo 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 por ferricianeto 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 partir das 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-se por caixas de Petri. Na exploração da actividade podem realçar-se os aspectos económicos, nomeadamente no que respeita a prejuízos causados pela corrosão, bem como a importância do conhecimento científico e tecnológico na construção 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 mesmo tempo que se procura evidenciar a importância destes dois metais na saúde humana. Exploram-se alguns conceitos-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 dirigido numa perspectiva de identificação/classificação/quantificação, mas parece-nos que, face ao grau de dificuldade do 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 clorídrico 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 ácido clorídrico 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

O uso de solução padrão de magnésio na titulação conjunta de cálcio e magnésio justifica-se pelo facto do eriocromo T ser, na verdade, um indicador de magnésio, já que com o cálcio não se obtém um ponto final nítido. De qualquer modo, caso se usasse uma solução padrão de cálcio, no ponto final este iria ligar-se ao EDTA do complexo Mg-EDTA, libertando Mg2+ – que provocaria mudança de cor. Convém alertar para a necessidade de utilizar quantidades mínimas de indicador – apenas as necessárias para 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 dimensão 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 espectrofotometria, que é aqui usada para determinar a concentração total de ferro numa amostra de água. Pode ser encarado 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+ e fenantrolina, 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 bastante baixos, 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 uma solução padrão. É frequente, neste tipo de trabalhos, os alunos trocarem, por engano, as soluções e causarem contaminações durante as diversas medições que é necessário efectuar. Esta ocorrência deve ser aproveitada para 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 disponíveis. Com essa finalidade, desenvolvemos a caixa de técnica «Recta de calibração no computador». Além das propostas aí apresentadas sugerimos ainda que a escala do gráfico possa ser melhorada, por exemplo procedendo da seguinte forma: clique duas vezes sobre o eixo dos XX. Na caixa Formatar eixo e na pasta Padrões, 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 poliprótico. Esta evolução é condicionada pela existência de vários sistemas tampão. A actividade pode ser entendida como uma oportunidade para exploração do conceito de solução tampão, que permita aprofundar conhecimentos e levantar questões. São previsíveis dificuldades na montagem para realização da titulação potenciométrica no trabalho «Curva de titulação CO32–/HCl». Não nos parece que a construção desta montagem seja uma aprendizagem importante. Por esse motivo, sugerimos que a montagem laboratorial já esteja preparada no início do trabalho: isso permitirá 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 diminuir quando as variações de pH forem mais acentuadas.

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Optámos também por não apresentar a capacidade dos instrumentos de medida (pipeta e proveta) na lista de material. Poderão ser os alunos a fazer a melhor selecção a partir de um conjunto de material disponibilizado num lote de equipamento fornecido inicialmente. Note-se que este trabalho é particularmente adequado à utilização de SATD – Sistemas de Aquisição e Tratamento 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 um inibidor», estuda-se a influência de um inibidor na reacção de decomposição do peróxido de hidrogénio por acção da catalase. São pesquisas laboratoriais do tipo trabalho experimental, isto é, em que se procura manipular 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 pesquisa do tipo construção de artefacto. Trata-se de construir uma pilha a partir de materiais simples. Para orientar a realização da actividade, fornecemos algumas orientações e sugestões sob o título «Pilha a partir de materiais simples». Antes, porém, propomos um trabalho experimental intitulado «Uma questão de concentração», na qual se estuda o efeito produzido pela mudança de concentração do electrólito sobre a tensão, no caso particular de uma pilha de Daniell. Pensamos que a realização deste primeiro trabalho permitirá consolidar conceitos fundamentais para a abordagem do problema proposto.

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

Temperatura

Esta actividade corresponde à simulação do processo industrial de separação do petróleo bruto por destilação 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 destilação. Note-se, porém, que a maioria das misturas forma azeotropos. Misturas zeotrópicas, isto é não-azeotrópicas, com três ou mais componentes são difíceis de encontrar. Propomos uma mistura de três componentes: etanol, 1-propanol e 1-butanol. Esta mistura tem a grande vantagem de não possuir Tc componentes tóxicos. Convém realçar que na destilação fraccionada Tb do petróleo o número de componentes da mistura é muito superior. A evolução ideal da temperatura em função do volume de Ta destilado ao longo de uma destilação fraccionada de uma mistura de três componentes assemelha-se ao gráfico mostrado na figura Volume de destilado ao lado.

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Uma caixa técnica «Destilação fraccionada» fornece a informação mais importante sobre montagens laboratoriais. A montagem pode incluir, em vez de um termómetro, uma sonda de temperatura ligada a um SATD, 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 vulgares 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 temperatura de ebulição, sobem pela coluna através de tubos unidos aos pratos e cobertos por campânulas, de modo que 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 sempre a mesma composição química – fracções. O resíduo que fica na base da coluna de destilação não pode ser submetido a temperaturas ainda mais altas para obter as fracções ainda existentes neste resíduo: procedendo desta forma, a temperatura provocaria a destruição das fracções. Para obter as fracções deste resíduo, procede-se à sua transferência para outra coluna, onde agora, sob uma pressão mais baixa, próxima do vácuo, se consegue a vaporização das fracções a 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, relacionando-se esta com a acção dos anticongelantes. Na introdução aprofundam-se conhecimentos sobre a relação entre 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 laboratorial 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 sacarose, 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 disponível não permite a realização dos numerosos ensaios necessários à pesquisa de padrões na relação entre a composição quantitativa da solução e o abaixamento crioscópico/elevação ebulioscópica. Para atingir este último objectivo, desenvolvemos uma actividade na qual se pretende que, através da análise de dados experimentais, os alunos consigam estabelecer a relação entre a composição da solução e as propriedades coligativas já referidas. Note-se que os valores fornecidos na tabela não são, na realidade, dados experimentais. 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 uma opção a considerar se existir equipamento disponível e tempo suficiente.

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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 uma solução 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 possibilidade de avaliar erros experimentais e limitações laboratoriais, uma vez que se pode comparar o valor obtido com 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 eficiência dos combustíveis» para saber qual dos dois constitui o melhor combustível. Procura-se, desta forma, analisar a influência da presença do grupo -OH na eficiência energética de um combustível. É, portanto, um trabalho laboratorial de pesquisa de padrões. Uma parte importante do trabalho consiste no estabelecimento das melhores condições para a determinação da entalpia de combustão. Trata-se de construir uma montagem o mais parecida possível com um calorímetro, 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 desenvolvido, «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 eficiência energética 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 informação fornecida na tabela 24 do manual (página 299): 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

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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

Sinais de perigo

Frases R

metanol

F, T

11-23/24/2539/23/24/25

etanol

F

11

1-propanol

2-propanol

1-butanol

2-butanol

1-pentanol

2-pentanol

3-pentanol

F, Xi

Xn

Xn

Xn

Xn

Xn

Xn

11-41-67

11-36-67

10-22-37/38 41-67

10-36/37-67

10-20

10-20

10-20

Frases S

7-16-36/37-45

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

7-16

O vapor irrita os olhos. A inalação de vapor concentrado pode causar irritação dos olhos e do tracto respiratório. A substância pode afectar o sistema nervoso central.

7-16-24-26-39

Irrita os olhos e pode afectar o sistema nervoso central. A exposição a concentrações elevadas pode resultar na perda de consciência. O contacto prolongado ou repetitivo com a substância pode causar dermatite. Uma exposição crónica pode causar danos no fígado.

7-16-24/25-26

Irrita os olhos e o aparelho respiratório e pode afectar o sistema nervoso central, resultando em depressão. A inalação de concentrações elevadas pode afectar o sistema nervoso central, causando, progressivamente, dores de cabeça, tonturas, perda de consciência e coma. Inalação de vapores pode causar irritação no aparelho respiratório. Pode originar efeitos narcóticos.

7/9-13-26 37/39-46

O vapor irrita os olhos e o aparelho respiratório. Pode afectar o sistema 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.

7/9-13-24/ 25-26-46

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

24/25

Irrita os olhos, a pele e o aparelho respiratório. Pode afectar o sistema nervoso central. A exposição a concentrações extremas pode resultar na perda de consciência. Possibilidade de afectar a córnea. A inalação causa irritação do aparelho respiratório e raramente edema pulmonar.

24/25

A inalação de concentrações elevadas pode afectar o sistema nervoso central, causando, progressivamente, dores de cabeça, tonturas, perda de consciência e coma. A inalação de vapor pode causar irritação do aparelho respiratório. Pode ocasionar edema pulmonar e pneumonite química. Pode afectar os rins.

24/25

Irrita os olhos, pele e o aparelho respiratório. Pode haver risco de pneumonite química. Pode afectar o sistema nervoso central. A exposição pode ocasionar perda de consciência. As propriedades tóxicas desta substância ainda não foram totalmente investigadas.

1-hexanol

Xn

22

24/25

Irrita o aparelho respiratório e a pele. Irrita severamente os olhos. Pode haver risco de pneumonite química. A inalação de concentrações elevadas afecta o sistema nervoso central, causando, progressivamente, dores de cabeça, tonturas, perda de consciência e coma.

2-hexanol

_

10

16

A substância irrita a pele e pode afectar o sistema nervoso central. As propriedades tóxicas desta substância ainda não foram totalmente investigadas.

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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 uma sequência de processos físicos e químicos que permitam obter biodiesel. Pretende-se fazer a produção de um material, neste caso um biocombustível. O esquema seguinte sintetiza a produção de biodiesel. Metano

Metanol reciclado

Mistura catalítica

Catalisador Neutralização Óleo vegetal Óleo de fritar Gordura animal

Esterificação

Ácido

Sólida

Neutralização

Separação de fases

Reciclagem de metanol

Glicerina

Líquida

Purificação

Biodiesel Reciclagem de metanol

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 familiaridade com a marcha geral de análise de plásticos e as técnicas nela usadas. Usam-se amostras de plásticos conhecidos 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 identificação/classificação. O trabalho laboratorial pode ser relacionado com técnicas industriais de separação, muito úteis na triagem de resíduos. Um dos problemas associados à reciclagem do plástico prende-se com a separação de diversos tipos de plástico. A separação do PVC do PET é um exemplo: estes dois tipos de plásticos contaminam-se mutuamente 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 na formação de uma espuma que arrasta para a superfície uns, enquanto outros se depositam no fundo do recipiente de água (isto pela modificação das propriedades de um deles). Recorrendo a um surfactante, é possível 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 identificação/classificação/quantificação. Caso se pretenda medir o índice de refracção do vidro de uma célula espectrofotométrica, deve ter-se um cuidado redobrado. As células espectrofotométricas são particularmente caras e qualquer risco na superfície óptica 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 refracção do vidro de garrafa.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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 vidro mais leve do que o crown, com índice de refracção 1,70. No entanto, em armações maiores muitas vezes as lentes são de plástico acrílico. O plástico é cada vez mais utilizado, em detrimento do vidro, em lentes simples. Apesar de o primeiro não ter um período de duração superior ao do vidro, nem possuir tanta resistência a 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 qual se pretende obter um produto com determinadas características. Mas para isso é necessário efectuar uma pesquisa de padrões, que é fundamental para obter os melhores resultados, neste caso a melhor composição para um vidro que é feito no laboratório. No processo industrial de preparação de vidro faz-se uma rigorosa preparação e medição das matérias-primas, que são depois misturadas e submetidas a uma fusão inicial, antes de serem submetidas a altas temperaturas. 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 mil toneladas 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 atenção às condições de formação dos cristais. Nesse sentido, trata-se de uma investigação do tipo trabalho experimental, 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 resíduo 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 uma pesquisa laboratorial de exploração. Alerta-se para as regras de segurança básicas a usar quando se cheiram substâncias em laboratório, através de 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 apresentar pressão de vapor razoavelmente elevada e alguma solubilidade na água. A massa molar não pode ser muito elevada (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 odores nitidamente distintos.

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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 respectivas características. Realça-se a necessidade de realizar ensaios físicos e químicos para melhor caracterizar as propriedades das amostras obtidas. No trabalho laboratorial «Borracha natural» faz-se a síntese de borracha natural, por catálise ácida. Deve alertar-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 pretende preparar quatro polímeros diferentes. No primeiro, «Síntese do poliestireno», propõe-se a síntese de um polímero por adição. Optámos pela síntese do poliestireno por se nos afigurar mais simples do que a síntese do poli(metacrilato de metilo), proposta nas sugestões metodológicas do Programa. Pensamos que ficam igualmente contemplados os objectos de 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 se prevejam diferenças importantes nas aprendizagens dos alunos. No terceiro trabalho, «Preparação do rayon», faz-se a preparação de um polímero artificial, no qual procurámos simplificar ao máximo o procedimento exigido. Por fim, no trabalho «Preparação de uma resina de poliéster a partir do glicerol», sugere-se a síntese do gliptal. 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 equivalentes: os polímeros são caracterizados, a segurança é discutida e todos os trabalhos terminam com uma questão de 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 diferente, apresentando, no final, os resultados à turma (turno) e discutindo as eventuais dificuldades. A apresentação e discussão pode ser feita através de uma apresentação oral, mas também por meio de um trabalho escrito 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 instalação laboratorial. Estas notas podem ser complementadas com outras que já tínhamos apresentado na Actividade Prática «Visita a uma instalação industrial», em 11 Q.

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6.2 Respostas às questões das Actividades Laboratoriais Os trabalhos designados por «Laboratório» contêm as actividades laboratoriais propriamente ditas. Organizámo-las com Questões pré-laboratoriais e Questões pós-laboratorais. Nesta secção fornecemos algumas respostas 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 ligandos são iões CN–, cianeto. 5. Os sais pouco solúveis retêm os iões tóxicos na sua estrutura, pois não se dissolvem facilmente. Desta forma impede-se a disseminação no meio ambiente, diminuindo a toxicidade dos resíduos.

Actividade Laboratorial 1.2 De cobre a cobre Questões pré-laboratoriais 1. O uso de reagentes em pequena escala permite diminuir custos e atenuar os eventuais riscos associados à 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 caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Em caso de acidente 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 com água 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 possível mostrar-lhe o rótulo).

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Acetona: Facilmente inflamável. Manter o recipiente num lugar bem ventilado. Conservar longe de fontes 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, lavar imediatamente 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 do produto). Questões pós-laboratoriais 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 rendimento só será calculado com rigor se estas massas também o forem. As outras medições feitas durante todo o trabalho envolvem reagentes em excesso, pelo que não têm influência no rendimento da reacção. 4. O produto secundário obtido em 7 é uma solução aquosa de nitrato de sódio, NaNO3, e o produto obtido em 10 é uma solução aquosa de sulfato de zinco, ZnSO4. Ambos os sais podem ser obtidos por cristalização.

Actividade Laboratorial 1.3 Agressões ambientais ao ferro Questões pré-laboratoriais 2. Maior corrosão: solução alcalina, solução ácida e água do mar. Menor corrosão: óleo alimentar, água destilada e água fervida. 3. Variável de controlo: peça a corroer, tamanho e forma da peça, temperatura ambiente. Variável independente: meio que provoca corrosão. Variável dependente: corrosão observada. Questões pós-laboratoriais 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 Questões pré-laboratoriais 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. Questões pós-laboratoriais 1. Boa protecção: zinco, alumínio, magnésio. 2. Prego com superfície riscada.

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Actividade Laboratorial 1.4 Cálcio e magnésio no leite Questões pré-laboratoriais 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 permitirá 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 afastamento entre os resultados obtidos e os valores fornecidos nos rótulos dará indicação sobre a maior ou menor influência de erros experimentais, em particular de erros sistemáticos. 3. B, A, C, E, D. Questões pós-laboratoriais cEDTA × VEDTA 0,040 × 0,010 = ᎏᎏ 1. cMg = ᎏᎏ V1 V1 4. 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43– (aq) d Ca3(PO4)2 (s) Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq) d Ca(OH)2 (s)

cEDTA × VEDTA 0,040 × 0,010 cCa = ᎏᎏ = ᎏᎏ V1 V1 3 Mg2+ (aq) + 2 PO43– (aq) d Mg3(PO4)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH– (aq) d Mg(OH)2 (s)

Actividade Laboratorial 1.5 Ferro em água Questões pré-laboratoriais 1. Fazendo uso de papel indicador de pH. 2. O valor 510 nm, correspondente ao máximo de absorção. Questões pós-laboratoriais 1. Solução A, cFe2+ = 0 mg dm–3 10,00 mg dm–3 × 0,0050 dm3 Solução B, cFe2+ = ᎏᎏᎏ = 1,00 mg dm–3 0,0500 dm3 10,00 mg dm–3 × 0,0100 dm3 Solução C, cFe2+ = ᎏᎏᎏ = 2,00 mg dm–3 0,0500 dm3 10,00 mg dm–3 × 0,0200 dm3 Solução D, cFe2+ = ᎏᎏᎏ = 4,00 mg dm–3 0,0500 dm3 10,00 mg dm–3 × 0,0250 dm3 Solução E, cFe2+ = ᎏᎏᎏ = 5,00 mg dm–3 0,0500 dm3 10,00 mg dm–3 × 0,0300 dm3 Solução F, cFe2+ = ᎏᎏᎏ = 6,00 mg dm–3 0,0500 dm3

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2. Ver caixa Técnica «Recta de calibração no computador». 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 água diluída Y for 0,357 mg dm–3, então a concentração de ferro na água será 10 × 0,357 mg dm–3 = 3,57 mg dm–3.

Actividade Laboratorial 1.6 Curva de titulação CO23 / HCl Questões pré-laboratoriais 1. C. 2. B, E, C, A, D. 3. Trata-se de uma tabela do género: VHCI/cm3

pH

0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 …

Questões pós-laboratoriais 1. Espera-se um gráfico do género do apresentado ao lado. 2. Podem identificar-se duas zonas tampão. Os pares de espécies responsáveis pela zona tampão são CO32–/HCO3– e HCO3–/H2CO3. 3. H2CO3 (aq) d H2O (l) + CO2 (g) 4. Porque no sangue existem vários sistemas tampão, sendo o mais importante o sistema CO2/ HCO3–.

pH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

Volume de HCl / cm3

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Actividade Laboratorial 1.7 Catálise enzimática: efeito da temperatura Questões pré-laboratoriais 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 subtâncias envolvidas na reacção. V

Questões pós-laboratoriais

V

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. t

t

Catálise enzimática: efeito de um inibidor Questões pré-laboratoriais 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 espécies envolvidas na reacção, bem como a temperatura. Questões pós-laboratoriais 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 Questões pré-laboratoriais 1. Por exemplo, conjugar volumes iguais de: b) ZnSO4 (aq), 0,01 mol dm–3, e a) ZnSO4 (aq), 0,01 mol dm–3, e CuSO4 (aq), 0,30 mol dm–3. –3 –3 c) ZnSO4 (aq), 0,30 mol dm , e CuSO4 (aq), 0,01 mol dm–3. CuSO4 (aq), 0,01 mol dm . 0,059 2. E – E o = – ᎏ log Q n Zn2+ (aq) + 2e– d Zn (s)

Eo (Zn2+| Zn) = – 0,76 V

Cu2+ (aq) + 2e– d Cu (s)

Eo (Cu2+| Cu) |= 0,34 V

Como Eo = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V e n = 2, vem: 0,059 0,059 a) E – 1,10 = – ᎏ log 1/30 = 1,14 V b) E – 1,10 = – ᎏ log 1 = 1,10 V 2 2 0,059 c) E – 1,10 = – ᎏ log 30 = 1,06 V 2

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Questões pós-laboratoriais 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.

Actividade Laboratorial 2.1 Da mistura às suas fracções Questões pré-laboratoriais 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 pontos de ebulição próximos, a forma mais eficiente de proceder à sua separação é usando a técnica de destilação fraccionada.

Temperatura

Questões pós-laboratoriais Tc Tb Ta Volume de destilado

Actividade Laboratorial 2.2 Diminuir o ponto de congelação da água Questões pré-laboratoriais 1. A. Note-se o sobrearrefecimento antes da congelação. Questões pós-laboratoriais 1. 6Tc = 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 mais aumenta a quantidade de espécies em solução (2 moles de iões). O etilenoglicol origina apenas uma mole de espécies em solução. Recorde-se que o carbonato de cálcio é um sal pouco solúvel.

Aumento do ponto de ebulição da água Questões pré-laboratoriais 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Questões pós-laboratoriais 1. Te = Te(solução de etilenoglicol) – Te(água). 2. Eventuais diferenças poderão dever-se a: presença de impurezas nas amostras, diferença do valor da pressão atmosférica, etc. 3. Não. Só no caso de termos uma substância pura é que durante a ebulição a temperatura se mantém praticamente 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 massa de 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 .

Actividade Laboratorial 2.3 Ácido com base Questões pré-laboratoriais 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 temperatura do sistema. Questões pós-laboratoriais 2. Q = ms × 3,9 × (Tmáxima  Tmínima). 3. A partir do gráfico (temperatura em função do volume de solução titulante adicionada) extraímos o valor 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: H o = Q/n. 4. Eventuais diferenças poderão dever-se a erros experimentais ou, por exemplo, ao facto de a temperatura para a qual se calculou H o não ser 298 K. 5. Porque a agitação constitui uma forma de fornecer energia ao sistema, sob a forma de trabalho. Sendo assim, o sistema não será tão isolado quanto se pretende.

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Actividade Laboratorial 2.4 Oxigénio e a eficiência dos combustíveis Questões pré-laboratoriais 1. Material

Vantagens

Desvantagens

Corticite

Tem baixa condutividade térmica.

Difícil de obter e de trabalhar.

Folha de alumínio

É fácil de obter e de trabalhar. Bom reflector (impede as transferências de 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 ser perfurado para se adaptar ao recipiente. Difícil de trabalhar.

Feltro

Tem baixa condutividade térmica.

Mais difícil de obter.

19 2. Combustão do n-hexano: C6H14 (l) + ᎏ O2 (g)  7 H2O (g) + 6 CO2 (g) 2 Combustão do 1-hexanol: C6H13OH (l) + 9 O2 (g)  7 H2O (g) + 6 CO2 (g) Ho =  fHo(produtos)   fHo(reagentes) cH o(n-hexano) = 7 × (– 241,8 kJ mol–1) + 6 × (– 393,5 kJ mol–1) – [(–199 kJ mol–1) + 19/2 × (0)]   cH o(n-hexano) = – 3854,6 kJ mol–1 cH o(1-hexanol) = 7 × (– 241,8 kJ mol–1) + 6 × (– 393,5 kJ mol–1) – [(– 378 kJ mol–1) + 19/2 × (0)]   cH o(1-hexanol) = – 3675,6 kJ mol–1 O n-hexano é o que tem maior poder energético.

Questões pós-laboratoriais 2. cH o(n-hexano) = Q/(mn-hexano /Mn-hexano) em kJ mol–1 cH o(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 temperatura 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 – H existentes nos produtos da reacção (H2O). Ora, no 1-hexanol já existe uma ligação O – H; por isso, a sua 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Actividade Laboratorial 2.5 Estrutura dos álcoois e eficiência energética Questões pré-laboratoriais 1. CH3 — CH2 — OH

CH2 — CH2 — CH2 — CH3 | OH

CH2 — CH2 — CH3 | OH

CH3 — CH — CH3 | OH

CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3 | OH

2. Quanto maior for o comprimento, maior será a entalpia de combustão (em valor absoluto). Questões pós-laboratoriais 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. Álcool

6cH/kJ mol–1

etanol 1-propanol

Espera-se um gráfico do tipo: ΔeH / kJ mol–1

3.

-1000 -1500

2-propanol

-2000

1-butanol

-2500

1-pentanol

-3000 -3500 - 4000 2

3

4

5

6

N.o de átomos de carbono

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 combustão do etanol. A entalpia de combustão para o 1-hexanol será aproximadamente igual à soma da entalpia de combustão do 1-pentanol e do metanol. 7. A energia libertada aquando da queima do combustível não ter sido aproveitada na totalidade para elevar a temperatura da água.

Actividade Laboratorial 3.1 Analisar para identificar Questões pré-laboratoriais 3. Usar uma pinça adequada para manipular as amostras. Usar equipamento de protecção individual (óculos de protecção e bata). Se necessário, usar luvas termorresistentes.

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Manter as substâncias afastadas de qualquer fonte de ignição e evitar choques e fricções. Questões pós-laboratoriais 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.

Actividade Laboratorial 3.2 Índice de refracção Questões pré-laboratoriais 1. As vantagens de um aquário de acrílico em relação a um aquário de vidro são: o menor índice de refracção (distorce menos a imagem quando observado angularmente), o menor peso e a maior dificuldade em 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.

Actividade Laboratorial 3.3 Preparação de vidro Questões pré-laboratoriais 1. Como fonte de sílica pode usar-se a areia. O fundente baixa o ponto de fusão da sílica para valores inferiores a 1600 OC. 2. Usando um almofariz ou um triturador. 3. Um contentor de metal ou de porcelana, pois resistem a temperaturas muito elevadas. Questões pós-laboratoriais 2. Amostra

Solubilidade em água

Dureza

Acção de ácidos e de bases

A B C D E

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 ácidos e bases.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Preparação de um sal duplo Questões pré-laboratoriais 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 tapar e 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

Questões pós-laboratoriais 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 são pouco solúveis em álcool etílico.

Actividade Laboratorial 3.5 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 superfície onde se dá o ressalto.

Borracha vulcanizada Questões pré-laboratoriais 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. Questões pós-laboratoriais 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 borracha vulcanizada, em comparação com a borracha natural, não seja tão pegajosa em ambientes mais quentes, e dura e quebradiça em ambientes mais frios. O aumento de coesão estrutural provocada pelas pontes de enxofre explica também que a borracha vulcanizada não se dissolva tão facilmente como a borracha natural.

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Actividade Laboratorial 3.6 Síntese do poliestireno Questões pré-laboratoriais 1.

n CH

CH2

CH2

CH n

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 provocar incêndios. Irritante para os olhos. Possibilidade de sensibilização em contacto com a pele. Manter o recipiente bem fechado e num lugar fresco. Manter afastado de ácidos e bases fortes. Usar protecção adequada. Questões pós-laboratoriais 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 Questões pré-laboratoriais O

1.

n CIOC

(CH2)4

COCI + n H2N

(CH2)6

NH2

C

O (CH2)4

C

NH

(CH2)6

NH

n

+ (2n - 1) HCI

2. Copolímero. 3. Hexano: Facilmente inflamável. Risco de efeitos graves para a saúde em caso de exposição prolongada ou 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 as vias respiratórias. Não respirar o pó. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Usar protecção adequada. Em caso de acidente ou indisposição, consultar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo). Questões pós-laboratoriais 1. Poliamidas. 2. Sintético. 3. Em têxteis, fios e cordas, etc.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Preparação do rayon Questões pré-laboratoriais 1. Cu(OH)2 (aq) + 4 NH3 (s) A [Cu(NH3)4](OH)2 (aq) 2. HO

O

CH2OH O

OH

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 organismos aquáticos. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Usar protecção adequada. Em caso de acidente ou indisposição, consultar imediatamente um 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 imediatamente com 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). Questões pós-laboratoriais 1. É usado como fibra têxtil (seda artificial). 2. Artificial.

Preparação de uma resina de poliéster a partir do glicerol Questões pré-laboratoriais 1. Copolímero. 2. Nocivo por ingestão. Irritante para as vias respiratórias e pele. Possibilidade de sensibilização por inalação e em contacto com a pele. Não fechar o recipiente hermeticamente. Evitar o contacto com a pele e os olhos. Em caso de contacto com os olhos, lavar imediatamente com água abundante e chamar um médico. Usar protecção adequada para as mãos e olhos/cara. Em caso de ingestão, consultar imediatamente um médico e mostrar-lhe o rótulo ou a embalagem. Questões pós-laboratoriais 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.

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6.3 Instruções de funcionamento de equipamento laboratorial Espectrofotómetro Jenway 6100 Características técnicas: Gama de comprimentos de onda: 320 a 920 nm

Precisão do comprimento de onda: ± 1 nm

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

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

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 䉱 e 䉲 – 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 absorvância 1. 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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: I intensidade da luz transmitida pela solução de referência Absorvância = log ᎏᎏᎏᎏᎏᎏ = log ᎏo intensidade da luz transmitida pela amostra I B – Leituras em transmitância 1. 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: I % de transmitância = ᎏt × 100% Io A transmitância expressa como percentagem não é conclusiva sobre a concentração da amostra que é iluminada. C – Leituras em concentração 1. 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 䉱 e 䉲 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 1700 Menor divisão da escala: 0,0005 Escala internacional de açúcar: 0 a 95% Menor divisão da escala: 0,5% Precisão: 0,0003 Temperatura de trabalho: 0 a 50 oC

A B

D C

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.

E G

F H

I J

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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 intercepção das 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 pretende 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 temperatura Se efectuar medições a uma temperatura inferior a 20 oC, deverá acrescentar à medida efectuada um factor de correcção. Para compensar a diferença existente entre a temperatura de calibração (20 oC) e a temperatura 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

7. Guião de utilização de transparências Do projecto 12Q faz parte um conjunto de 10 transparências. Estas são fornecidas ao professor apenas em formato 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 frequentemente presentes. Em alguns casos, como na formação da ferrugem, não são muito desejáveis. Mas em muitas outras situações, os metais são de extrema utilidade: máquinas agrícolas, linhas de caminho-de-ferro, fios eléctricos, joalharia e glóbulos vermelhos do sangue são só alguns exemplos.

QUÍMICA • 12.o ANO

12 Q

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1

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METAIS E LIGAS METÁLICAS

dfsfdfshd Nome do elemento

Símbolo químico

Exemplo de aplicação enquanto metal

Exemplo da relevância na forma de ião

Alumínio

Al

Portas e janelas, trens de cozinha, aviões.

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

Cobre

Cu

Tubagens, fios eléctricos.

Sulfato de cobre, CuSO4; fungicida.

Cr

Revestimentos cromados, ferramentas.

Ferro

Fe

Edifícios, automóveis, navios, pontes.

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

Ouro

Au

Joalharia, reserva monetária, revestimento de satélites.

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

Prata

Ag

Joalharia, soldadura.

Brometo de prata, AgBr; fotografia.

Titânio

Ti

Ferramentas, aviões.

Óxido de titânio (IV), TiO2; pigmento.

Crómio

Tipo de liga

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

Aplicações

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

Construção civil, indústria metalomecânica, ferramentas.

Aço inox

Ferro + crómio (+ níquel)

Peças de máquinas, tubagens, utensílios, ferramentas.

Amálgamas

Mercúrio + outro metal

Deposição de metais em camada delgada, medicina.

Aços

Bronze Constantan Cuproníquel

Cobre + estanho

Peças para navios, parafusos, esculturas, objectos decorativos.

Cobre + níquel

Termopares metálicos, resistências eléctricas.

Cobre + níquel

Tubagens, moedas.

Latão

Cobre + zinco

Construções metálicas, utensílios.

Ouro amarelo

Ouro + prata + cobre

Joalharia, cunhagem de moedas.

Ouro branco

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

Joalharia.

Solda

Chumbo + estanho

Soldadura.

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Transparência n.° 2 – Reacções dos metais Quando uma gota de água entra em contacto com um pedaço de ferro, várias reacções ocorrem. Onde?

O que se passa?

Designação do fenómeno

Na superfície do metal

O ferro é oxidado a ferro (II) Fe(s) A Fe2+ (aq) + 2 e– e passa para a solução (gota de água)

Semi-reacção de oxidação

O oxigénio é reduzido Sobretudo à superfície da gota e junto ao metal

No interior da gota

2

1

ᎏ

O2 (aq) + H2O (l) A 2 OH– (aq) 2 e passa para a solução (gota de água) e–

+

Semi-reacção de redução

Forma-se Fe(OH)2: Fe2+ + 2 OH– d Fe(OH)2 com subsequente formação de Fe2O3.xH2O: O2 (aq)

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

Numa pilha eléctrica, há que assegurar que a semi-reacção de oxidação e a semi-reacção de redução ocorram separadamente. Na pilha esquematizada podemos visualizar dois eléctrodos, um de zinco e um de cobre, mergulhados numa solução aquosa de sulfato de zinco e numa solução aquosa de sulfato de cobre, respectivamente. A unir as duas soluções aquosas existe um tubo constituído por uma solução salina de KCl e a unir os dois eléctrodos um fio condutor onde está intercalado um voltímetro.

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Do lado esquerdo está a formar-se Zn2+ à custa de Zn, ou seja, está a ocorrer 2 12 Q a reacção de oxidação do Zn. Diz-se, pois, que o eléctrodo de zinco é o eléctrodo negativo, também denominado ânodo. Os electrões libertados aquando da oxidação do zinco são em igual número aos que no eléctrodo de cobre em contacto com CuSO4 (aq) promovem a formação de (mais) Cu à custa de Cu2+ com deposição de Cu no eléctrodo de cobre. Neste eléctrodo ocorre, portanto, a redução do Cu2+. O eléctrodo de cobre é o eléctrodo positivo, também denominado cátodo. Os catiões K+ que se encontram na ponte salina deslocam-se para a semi-pilha onde ocorre a redução por forma a suprir o desaparecimento de 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 iões Zn2+ 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 exemplo, NaCl (aq)). De igual modo, como é Cu2+ que se transforma em Cu, não é indispensável ter um eléctrodo de cobre: poderá ser de grafite, por exemplo. QUÍMICA • 12.o ANO

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REACÇÕES DOS METAIS

Ponte salina

Oxidação do ferro Atmos fera

O2

O2

e-

Água

2 OH- + F e 2+

F e (OH) 2

O2

–

F e 2O3.xH2O Ferrugem

Cl -

K+

4 OH- F e 2+

4 e - + O2 + 2 H2O

e-

Fe

e-

Ferro

Série electroquímica

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A equação de Nernst permite determinar a tensão de uma pilha para concentrações de reagentes e produtos tal que Q & 1. Na equação, E o corresponde à tensão padrão (concentrações unitárias, Q = 1), n ao número de 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 de várias espécies é muito útil quando se pretende comparar o seu poder oxidante (ou o poder redutor). É esta comparação que, no caso de uma reacção de oxidação-redução em condições padrão, permite prever em que 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 diversos objectos, utensílios, etc., que contribuem para a melhoria da qualidade de vida, desempenham um papel importante a nível das actividades vitais dos organismos vivos. A hemoglobina e a clorofila são dois exemplos do importante papel que os complexos de metais assumem na manutenção da vida. A hemoglobina é uma proteína que contém por molécula 4 grupos hemo, cada um formado por um ião Fe2+ coordenado por 4 átomos N de uma porfina, num arranjo geométrico planar. Revela especial importância no transporte de oxigénio. À clorofila deve-se a cor verde das plantas. A sua molécula é constituída por um ião Mg2+ associado a uma molécula orgânica (porfirina). A clorofila assume especial importância na fotossíntese.

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3

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METAIS, AMBIENTE E VIDA H2C

H

HC

CH3 CH 2

H3C N

N Fe

H

H

N

H3C

N

H H H H H CO2H

H

HC

H2C

CH3 H H

H H CO2H

R

CH3

H 3C

H N

H

N

H

H

Mg N

H H3C

N CH3

H2C H H2C CO2

H

O CO2CH3

Fitilo

Fitilo = C29H39

Pescadores comem o peixe com elevados teores de mercúrio. Plâncton fixa compostos de mercúrio, mas não excreta.

Pequenos peixes alimentam-se de plâncton. Compostos de mercúrio acumulam-se: 200 ppb.

Baía com 2 ppb de compostos de mercúrio.

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

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

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

A chamada doença de Minamata, que afectou cerca de 10 000 pessoas na cidade japonesa com o mesmo nome, deveu-se a intoxicação por mercúrio, como resultado de uma continuada descarga (por parte de uma unidade fabril da região) de desperdícios com elevados teores de mercúrio na baía ali existente, ao longo de décadas. Este metal era associado ao plâncton e depois entrava na cadeia alimentar através de peixes de pequeno e grande porte, que ingeriam o plâncton tóxico. Os pescadores e habitantes da região, ao comerem o peixe contaminado com mercúrio, prejudicaram gravemente a sua saúde, desenvolvendo doenças 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 taxa de formação destes mesmos combustíveis torna-os não renováveis. O tempo de duração para as reservas de petróleo, gás natural e carvão é cerca de 50, 60 e 200 anos, respectivamente. Daí a importância da procura e do desenvolvimento de fontes de energia renováveis, que actualmente ainda tem pouca expressão na produção de energia.

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4

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COMBUSTÍVEIS FÓSSEIS E A CRISE ENERGÉTICA Quando se acabam as reservas?

Fontes de energia / consumo Solar e outras 0,4% Nuclear 6,7%

Hidroeléctrica 2,3%

130 N.º de anos

Biomassa e resíduos 11,1%

60 40

Petróleo 35,3%

Gás 20,2%

Gás natural

Petróleo

Carvão 24,0%

Turfa < 60% carbono

Lenhite 60 - 70% carbono

Carvão

Hulha 75 - 80% carbono

Antracite > 90% carbono

O carvão é um material combustível de origem orgânica. É essencialmente formado por carbono, associado em geral a outros elementos de origem animal, vegetal ou mineral. Da incarbonização de matéria vegetal das florestas (ao ficar soterrada e privada do ar) resulta primeiramente a turfa, com um teor de carbono inferior a 60%. O afundamento dos depósitos e consequente cobertura por sedimentos leva à formação da lenhite (transformação com algumas dezenas de milhões de anos), com um teor de carbono compreendido entre 60 e 70%. O aumento de pressão e temperatura ocasionará novos carvões. Primeiro a hulha, com cerca de 75-80% de carbono, e depois a antracite, com um teor de carbono superior a 90% (após transformações com duração da ordem de duas centenas de milhões de anos). Europa e Ásia 34% 12% Ásia e Pacífico 8% 3%

América do Norte 5% 6%

África 8% 9%

América Central e do Sul 4% 9%

Médio Oriente 41% 61%

Petróleo Gás natural

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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 região do Médio Oriente também possuir reservas apreciáveis, é na Europa e ex-União Soviética que se concentram as 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 correspondente à primeira orbital molecular ligante da molécula H2, e a correspondente à primeira orbital molecular antiligante, ambas baseadas nas orbitais atómicas 1s dos átomos H. Apresenta-se também o diagrama de energia para as orbitais moleculares de valência de moléculas X2 (X = N, O, F) e a respectiva ocupação por electrões, com consequente apuramento da ordem de ligação: ordem 3 para N2, ordem 2 para O2, ordem 1 para F2.

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5

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LIGAÇÃO QUÍMICA Molécula H2

s A2

σ

P

A

s 2B

2

M

B

Primeira orbital molecular ligante de H2

s A2

s B2

σ*2

A

M

B

Primeira orbital molecular antiligante de H2

Moléculas N2, O2 e F2

σ*x

σ*x

π*y

π*z

2p

σ*x

σ*x

π*y

π*z

π*y

π*z

π*y

πy

πz

πy

πz

πy

π*z πz

2p πy

πz

σx

σx

σ*s

σ*s σs Molécula X2

N2 Átomo X

Ordem de ligação: 3 (N D N)

σx

σ*s

σs

2s

2s

Átomo X

σx

σ*s

σs

σs

O2

F2

2 (O F O)

1 (F GF)

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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 orbitais híbridas em que cada uma possui dois lóbulos como a orbital p, mas em que 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, pela T.L.V. na versão original, que ignora efeitos de não-localização. Segundo esta teoria, o átomo de hidrogénio estabelece ligação com o átomo de carbono mediante a sobreposição da sua orbital 1s (simetria esférica) com uma orbital sp 3 do carbono (região assinalada com preenchimento de fundo), coerente com a geometria tetraédrica do metano.

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6

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LIGAÇÃO QUÍMICA Orbitais híbridas ajustadas à geometria de CH4, C2H4, C2H2 e C6H6 CH4 – orbitais híbridas sp3

H C H H 109,5˚ H

C2H4 – orbitais híbridas sp2

C2H2 – orbitais híbridas sp y

y z

z

x

H

H

H

H

z

z

C6H6 – orbitais híbridas sp2

z

z

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A molécula de eteno possui cinco ligações m, correspondendo quatro delas à sobreposição de cada orbital 1s do hidrogénio com uma orbital híbrida do carbono. Cada orbital híbrida é construída a partir de uma orbital 2s e duas orbitais 2p (2px e 2py) – três orbitais híbridas sp 2. A outra ligação m corresponde à sobreposição de duas destas orbitais híbridas sp 2 (uma de cada carbono). A sobreposição de orbitais híbridas e a sobreposição com orbitais 1s de H encontram-se assinaladas na figura com preenchimento de fundo. A cada átomo de carbono associam-se três orbitais híbridas, cujos eixos fazem ângulos de 120 o, em conformidade com a geometria da molécula. Na linguagem T.O.M., além de possuir cinco O.M. m ligantes, a molécula de eteno possui uma O.M. / ligante, duplamente ocupada, formada a partir de orbitais 2p de eixos paralelos (eixo z, por exemplo), uma por cada átomo C. Estas O.A. têm eixos perpendiculares ao plano definido pelos núcleos desta molécula planar. A molécula de etino possui três ligações m, correspondendo duas delas à sobreposição de cada orbital 1s do hidrogénio com uma orbital híbrida do carbono. Cada orbital híbrida é construída a partir de uma orbital 2s e uma orbital 2p – orbital híbrida sp. A outra ligação m é resultante da sobreposição de duas destas orbitais híbridas sp (uma de cada carbono). Cada átomo de carbono possui duas orbitais híbridas de eixos colineares, em conformidade com a geometria linear da molécula. Além de possuir O.M. m ligantes, a molécula de eteno possui duas O.M. / ligantes, formadas a partir de orbitais 2py e 2pz de eixos paralelos, duas por cada átomo C. A estrutura da molécula de benzeno pode ser representada com base no exemplo do eteno. Considerando três orbitais híbridas sp 2 para cada átomo de carbono, estabelece-se um total de 12 ligações m em que seis correspondem a sobreposição de orbitais híbridas, e o resto à sobreposição de cada orbital 1s de H com uma orbital híbrida de C. Um conjunto de seis O.A. 2p de eixos paralelos (perpendiculares ao plano nuclear desta molécula 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 domínio delicado da ligação química, para que não se criem ou alimentem concepções incorrectas. É o caso especial do conceito de orbital híbrida. Há que evitar, por exemplo, que se considerem estas orbitais como o resultado de um fenómeno real (hibridização de O.A.) a que os átomos estariam sujeitos. Em particular, não são as orbitais híbridas que justificam a geometria molecular, mas esta que determina aquelas, e isso somente caso 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).

74 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

Transparência n.° 7 – De onde vem a energia dos combustíveis? Os combustíveis não são, só por si, fontes de energia: exigem a presença de oxigénio, definindo-se o par combustível/oxigénio como a real fonte de energia. O oxigénio designa-se por comburente, mas tem uma parte tão activa quanto o combustível. A energia libertada numa combustão leva muitas vezes à ideia (errada) de que a energia se liberta pela ruptura de ligações. Com efeito, romper ligações é sempre um processo endoenergético; é a formação de novas ligações que é um processo exoenergético. Quando há uma combustão (tipicamente exotérmica), acontece que a energia libertada na formação de novas ligações (em moléculas de água e dióxido de carbono) é superior à energia gasta na ruptura das ligações dos reagentes (gasolina e oxigénio, por exemplo).

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DE ONDE VEM A ENERGIA DOS COMBUSTÍVEIS?

gasolina vaporizada

C

gasolina vaporizada + oxigénio

C

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

A

Combustão: mais energia libertada na formação de novas moléculas do que energia investida na quebra de ligações.

B

C

D

E

1.º Tempo

2.º Tempo

4.º Tempo

Compressão

Instante em que a faísca salta da vela

3.º Tempo

Admissão

Explosão

Escape

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

Transparência n.° 8 – Os plásticos como polímeros não naturais Apesar de, vulgarmente, os plásticos serem identificados com um símbolo de reciclagem que informa sobre a natureza do polímero, isto não significa que o plástico em si seja uma substância apenas. De facto, o plástico é uma mistura de substâncias, não sendo de estranhar que o polímero seja aquele que se encontra em maior quantidade no plástico. Em menor quantidade, encontram-se aditivos, usados com o objectivo de conferirem propriedades particulares.

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OS PLÁSTICOS COMO POLÍMEROS NÃO NATURAIS Plástico / Fibra = Polímero + Aditivos • Plastificantes – para facilitarem a moldagem. • Pigmentos/corantes – conferem cor. • Cargas – dão consistência e tornam o produto mais barato. Aditivos

• 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.

TIPOS DE PLÁSTICOS Produtos resultantes da reciclagem

Símbolo

Material

1

Poli(tereftalato) de etileno

Fibras para a indústria têxtil, peluches e carpetes.

Polietileno de alta densidade

Canalizações para água e gás, bidões, contentores e estantes.

PET 2 PEAD 3

Poli(cloreto de vinilo)

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

Polietileno de baixa densidade

Sacos de supermercado, tubos e películas estanques a água.

PVC 4 PEBD 5

Polipropileno

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

Poliestireno

Vasos e cabides.

PP 6 PS 7

Vários

Variados.

OUTROS Adaptado de revista Proteste , n.o 228 – Setembro de 2002. • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

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Transparência n.° 9 – Famílias de compostos orgânicos no fabrico de polímeros; os vidros Identificam-se as principais famílias de compostos orgânicos que intervêm na síntese de polímeros.

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FAMÍLIAS DE COMPOSTOS ORGÂNICOS NO FABRICO DE POLÍMEROS Designação

- -

C

- -

Grupo funcional

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

C

-OH

Família química

Alcenos (olefinas)

H2C = CH2 H3C – CH = CH2

Álcoois

H3C – CH2OH HO – CH2 – CH2 – OH

etanol etano-1,2-diol

H3C – CO2H

ácido etanóico (ácido acético)

-CO2H

Grupo carboxílico

-CO2Cl

Grupo cloreto de acilo

-NH2

Grupo amina

Aminas primárias

Grupo éster

Ésteres

Grupo amida

Amidas

Ácidos carboxílicos

Cloretos de ácido

- C - O-

eteno propeno

CO2H ácido benzo-1,4-dióico

HO2C

H3C – CO2Cl

cloreto de acetilo

H3C – CH2NH2

etanamina

H2N – CH2 – CH2 – NH2

etano-1,2-diamina

H3C – C – O – CH2 – CH3

O

acetato de etilo

O

-C N -

H3C – C – NH2

O

etanamida

O

OS VIDROS Vidro sódico

Vidro de quartzo

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

Exemplos

Ligação dupla

Grupo hidroxilo

O Si

O

Na+

Si

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Transparência n.° 10 – Os novos materiais Os nanotubos possuem múltiplas aplicações. O futuro reserva muito à nanotecnologia, uma vez que a possibilidade de ter processos dinâmicos em nano-escala pode revolucionar o funcionamento das sociedades, com aplicações que vão desde a medicina à comunicação. Para a nanotecnologia são necessários nanomateriais. Usam-se em particular os fulerenos, de que o C60 é o mais conhecido.

QUÍMICA • 12.o ANO

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OS NOVOS MATERIAIS

C60 – futeboleno

Nanotubo de átomos de carbono

Fibras de carbono Jante de liga leve

Nota: Sugere-se a visualização da molécula de C60 com óculos de celofane azul-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.

Lã de vidro Roofmate

Cermet: compósito usado em ferramentas de corte

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

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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 de muitas 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 professor e distribuídos para exploração na aula ou em casa, individualmente ou em grupo. Algumas aplicações carecem 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 manipulação 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 estritamente à relação pV = n RT. A simulação pode ser usada com alunos do 12.o ano de escolaridade. Para que a simulação seja explorada convenientemente e com aprendizagem significativa é conveniente usar um Roteiro de Exploração, individualmente ou em grupos de dois alunos, com a colaboração do professor. Podem igualmente ser editados e personalizados 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 ) – respectivamente). Caso não seja, faça clique nos quadros «em branco» posicionados à frente das respectivas grandezas (o que deverá ser feito após conclusão de cada um dos passos seguintes). 2. Verifique a influência do aumento da temperatura, clicando no quadrado que procede a indicação (T ) +, na pressão do gás, observando o manómetro. De que forma variou a pressão do gás com o aumento de temperatura? Que variáveis foram tidas como constantes? Que lei 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 influência na variação de pressão observada no manómetro (compare com a situação do passo 1 em termos de grandeza 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 ) +, na pressão do gás, observando o manómetro. De que forma variou a pressão do gás com o aumento de volume? Que variáveis foram tidas como constantes? Que lei se encontra inerente ao que acabou de constatar? 5. Manipule a grandeza das variáveis T e N em situações distintas da anterior, verificando a sua influência na variação de pressão observada no manómetro (compare com a situação do passo 4 em termos de grandeza 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 quadrado que procede a indicação (N) +, na pressão do gás, observando o manómetro. De que forma variou a pressão 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 influência na variação de pressão observada no manómetro (compare com a situação do passo 6 em termos de grandeza de variação da pressão e justifique a diferença com base na lei dos gases ideais).

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8.2 Ligações intermoleculares 1. Requisitos mínimos Java V. M. ou Flash Player 6/7.

2. Objectivos do programa de computador No espaço de simulação Ligações intermoleculares pretende-se que os alunos explorem situações resultantes da aproximação a uma substância apolar ou polar de um corpo electrizado ou não, com inferência sobre as interacções estabelecidas. Para algumas situações, poder-se-á visualizar a parte final da respectiva actividade experimental 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 ligações características das substâncias envolvidas (iguais ou diferentes?). É reservado um espaço de simulação para o tipo de ligações intermoleculares: dipolo instantâneo – dipolo induzido. Neste espaço pretende-se que os alunos acompanhem a formação de interacções dipolo instantâneo – dipolo induzido a partir de moléculas apolares.

3. Roteiro de exploração 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), e Pausa 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 que acontece às cargas eléctricas da vara de vidro e, depois, da barra de ferro, quando friccionadas por um determinado pano, bem como, a existir, o movimento de cargas. 10. Seleccione e explore, de forma semelhante à anterior, outras situações, seleccionando outras substâncias 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 miscíveis e 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 observe na 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 1. Requisitos mínimos Netscape Navigator 4.0 ou Internet Explorer 4.0.

2. Objectivos do programa de computador O programa Tabela Periódica consiste na exploração da Tabela Periódica de diferentes modos. A partir desta aplicação, os alunos podem reconhecer a predominância de elementos metálicos na Tabela Periódica em relação aos elementos não-metálicos, comparar os elementos metálicos e não-metálicos pelo tipo de iões que predominantemente formam, verificar que aos elementos metálicos está associada baixa energia de ionização e aos não-metálicos alta energia de ionização, etc.

3. Roteiro de exploração 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 anteriormente.

13. Seleccione as restantes opções e visualize a Tabela Periódica com base na opção que indicou.

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14. Com a Tabela Periódica na tela do seu computador, que elemento(s) vizinho(s) fazem parte do mesmo período que o ferro? E do mesmo grupo? 15. Clique no elemento ferro e visualize um pequeno texto sobre a origem da palavra «ferro», o aparecimento 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 página Home do elemento ferro ou, então, dar seguimento contínuo a uma vasta série de informação 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 ao ferro. 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 Pauling para cada um. Como variam? Compare os valores do raio atómico e da energia de ionização com o que tinha 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 1. Requisitos mínimos 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 serem visualizados em 3D. Para isso é necessário usar óculos para visão estereoscópica. Estes óculos podem ser adquiridos, via Internet, por exemplo, em http://stereoscopy.com/reel3d/anaglyph-glasses.html, mas também podem ser facilmente improvisados pelos alunos com cartão (ou armação de óculos antiga) e papel colorido translúcido – celofane, por exemplo – azul e vermelho).

3. Roteiro de exploração 1. Passe o cursor do rato sobre a indicação «Acetato de etilo»; ao ver que existe uma hiperligação, faça clique.

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 molécula de 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 disponíveis a três dimensões usando esta técnica. Poderá ser colocada uma questão final e/ou inicial sobre os fundamentos da estereoscopia (ver http://www.jcpaiva.net/?d=curriculum/12/1209).

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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 hipótese que 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 em 1803, com J. Dalton (1766-1844), que a teoria atómica se ligou fortemente à observação experimental. Dalton elaborou a primeira lista de massas atómicas, numa escala em que tomava o hidrogénio para padrão. Postulando que, durante uma reacção química, não se destroem nem se criam átomos, justificou a lei da conservação 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 numa relação constante. Igualmente concordante com a teoria, estava a lei das proporções múltiplas, devida ao próprio Dalton. Um outro problema se colocava, entretanto, ao verificar-se que os «átomos» podiam combinar-se e, no entanto, produzir o mesmo número de partículas. Presentemente temos dificuldade em compreender a confusão que uma reacção simples como H2 (g) + Cl2 (g) A 2 HCl (g) pudesse ter causado; certo é que o conceito de molécula ainda não havia sido criado. O problema foi resolvido pelo químico italiano A. Avogadro (1776-1850) em 1811, mas os benefícios só começaram a ser sentidos 50 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 filósofos 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 do electrão por J. J. Thomson (1856-1940) em 1897, na Inglaterra, viriam a demonstrar que o átomo pode ser dividido 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 que os átomos não eram indivisíveis; a este fenómeno chamou radioactividade. Em 1902, E. Rutherford (1871-1937) mostrou que um tipo de radioactividade – «radiações _» – era devida a 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 base nestas experiências, Rutherford concluiu que o átomo é constituído por um núcleo de carga positiva, o qual concentra quase toda a massa do átomo num pequeno volume, rodeado por electrões. Por seu lado, o núcleo seria constituído por partículas de carga positiva – depois chamados protões – conjuntamente com um certo número de electrões, pensava-se então, de modo que a carga nuclear total fosse equilibrada pela dos electrões extranucleares; 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, permitindo assim, também, conhecer-se a sua massa, uma vez que a relação entre carga e massa havia já sido determinada por Thomson. Na continuação dos trabalhos de Thomson, F. Aston (1877-1946), determinando massas atómicas com elevada precisão (pela técnica do espectrómetro de massa), descobriu, em 1919, que os átomos de um mesmo elemento podem ter massas diferentes. Em 1920, Rutherford sugeriu que os núcleos seriam constituídos por protões e partículas neutras, os neutrões, de massa aproximadamente igual à dos protões; 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 fundamentais» 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 prevista teoricamente, antes de serem detectadas experimentalmente. Assim, os mesões /, partículas de massa intermédia entre as do protão e do electrão, constituíram objecto de uma hipótese em 1935, confirmada experimentalmente 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 mesma massa 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-se mutuamente, produzindo energia. Mas o facto de serem instáveis na parte do Universo que conhecemos não significa 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 alguma razão aos filósofos gregos que, como Aristóteles e Platão, se opunham à ideia de partículas de matéria indivisíveis (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 elementos era intensa entre os químicos – reacções em que intervêm e propriedades físicas como o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade – com vista à sua organização em grupos. Já antes, porém, no livro de Lavoisier sobre os elementos (onde, no entanto, ele incluía a luz e o calor!), organizavam-se alguns elementos segundo as suas propriedades. A ideia de elemento, em todos estes estudos, correspondia à que hoje temos para substância 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 reconheceu que 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 suas massas atómicas, para os primeiros 16 elementos conhecidos, as propriedades repetiam-se de 8 em 8: o número 2 (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 passo adiante em relação a estes estudos: deixou espaço em branco em alguns grupos de elementos, prevendo que novos elementos seriam descobertos e antecipando, até, algumas das suas propriedades. Por exemplo, um espaço por baixo de Si, no grupo de C, viria a ser preenchido com a descoberta do germânio, em 1884.

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Nota histórica sobre as massas atómicas 1808 – J. Dalton elaborou a primeira tabela de massas atómicas, atribuindo o valor 1 ao hidrogénio, com base na hipótese de que os compostos são formados por elementos na proporção de um átomo de cada um. Esta hipótese implicaria a fórmula HO para a água (em vez de H2O) e a fórmula NH para 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 diferentes elementos 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 valores correctos. Este resultado é devido ao facto, então ignorado por Berzelius, de que as moléculas daqueles elementos tinham o mesmo número de átomos. 1819 – Os químicos franceses Dulong e Petit, analisando a tabela de massas atómicas de Berzelius, verificaram, para a maioria dos casos, ser constante o produto da massa atómica pelo calor específico do elemento. Isto permitiu corrigir algumas massas atómicas determinadas por Berzelius. Simultaneamente, Mitscherlich, atribuindo a mesma composição química a compostos que apresentavam formas cristalinas idênticas, determinou mais algumas massas atómicas. 1858 – O químico italiano S. Cannizzaro, com base nos trabalhos de Gay Lussac e na sugestão, já avançada por Avogadro em 1811, de que as moléculas dos elementos gasosos poderiam conter mais do que um átomo, deduziu a atomicidade da molécula de hidrogénio, desenvolveu técnicas de determinação de densidades de vapor e relacionou-as com as massas moleculares. Esta contribuição foi decisiva 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 por objectos, em função da respectiva temperatura, propôs que a energia radiante não era emitida em quaisquer quantidades, mas apenas em certas quantidades bem definidas, múltiplas de um valor mínimo h ␯: «quantum» de energia. 1905 – O físico alemão, depois naturalizado americano, Albert Einstein (1879-1955), baseado nos estudos de Planck para interpretar o efeito fotoeléctrico, propôs que era da própria natureza das radiações electromagnéticas não se apresentarem com quaisquer valores de energia. Para um feixe de radiações de frequência ␯, as energias possíveis seriam E = nh ␯, com n = 1, 2, 3, ..., conforme o número de «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 electrão 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, relacionado 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 esboçada: Mecânica Quântica. 1925 – Werner Heisenberg (1901-1976), discípulo de Born, prosseguindo o trabalho do seu mestre, passou a representar as quantidades físicas por números complexos, num tratamento matemático que viria a clarificar estabelecendo relações com as propriedades das matrizes. 1925 – O matemático inglês, de pai suíço, Paul Adrian Maurice Dirac (1902-1984) desenvolveu um novo formalismo, equivalente ao de Heisenberg mas mais compreensível, baseado na Mecânica Clássica através da introdução de um conjunto de postulados. 1925-26 – O físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) estabeleceu uma abordagem ondulatória da Mecânica Quântica, inspirada na teoria de De Broglie, depois de, inicialmente, ter considerado disparatadas as ideias do físico francês. Ao princípio, a teoria de Schrödinger não foi bem aceite nem por Heisenberg nem por Dirac, mas Born deu-lhe a sua aprovação avançando mesmo com uma interpretação física para a função de onda ^ em termos de probabilidade. As reticências de 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 e de Dirac. Começando com as equações de Heisenberg, que envolviam matrizes a representar quantidades físicas, Schrödinger mostrou que cada uma destas podia ser representada por um operador 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 «característica» para o electrão: spin. 1927 – Heisenberg identificou «observáveis incompatíveis» sempre que a propriedade comutativa da multiplicação se não verificasse para os respectivos operadores e formulou o célebre Princípio da Indeterminação, ou Princípio da Incerteza. Em particular, reconheceu que, se a posição de uma partícula for determinada com elevado rigor, o respectivo momento linear fica sujeito a grande indeterminação, e vice-versa. 1927 – Os físicos americanos C. Dawisson e L. Germer e o físico britânico G. P. Thomson obtiveram figuras de difracção com feixes de electrões. 1928 – Dirac estabeleceu uma teoria mais completa – Mecânica Quântica Relativista – associando princípios da Teoria da Relatividade à Mecânica Quântica. Em particular, a questão do spin ficou devidamente 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 invisível, 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.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

1802 – Primeiro espectro solar utilizando uma fenda estreita para o feixe incidente num prisma, e primeira observação de riscas negras no espectro solar, por W. Wollaston. 1817 – J. von Fraunhofer estuda as riscas negras com mais pormenor, usando um pequeno telescópio para ver o espectro solar, e estende a observação à luz de outras estrelas e da Lua, registando algumas diferenças. 1822 – J. Herschel utiliza o espectroscópio de Fraunhofer para estudos dos espectros visíveis de chamas coradas e salienta a potencialidade do método em análise. 1823 – Fraunhofer cria a primeira rede de difracção, passando um arame fino entre dois parafusos, utilizando os respectivos sulcos. 1834 – D. Brewster (inventor do caleidoscópio) observa riscas de Fraunhofer quando luz branca atravessa vários 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 concentração da solução. 1859 – G. Kirchhoff atribui as riscas negras no espectro solar à absorção de radiações pelos gases mais exteriores (mais frios) da atmosfera solar, as mesmas radiações que os mesmos gases podem emitir se excitados. 1861 – G. Kirchhoff e R. Bunsen descobrem o césio e o rubídio, através de novas riscas de cor azul e vermelha, respectivamente, detectadas com um espectroscópio. W. Crookes descobre o tálio, de modo semelhante. 1862 – Fraunhofer introduz o conceito de «corpo negro» e estabelece a distribuição da respectiva intensidade em função do comprimento de onda. 1868 – Pierre Janssen, ao estudar um eclipse do Sol na Índia, detecta uma nova risca amarela no espectro solar, atribuída a um novo elemento: hélio. 1868 – Anders J. Ångstrom mede os comprimentos de onda de cerca de 1000 riscas de Fraunhofer, utilizando 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 do hidrogénio, obtido por descarga eléctrica através de H2. 1882 – W. Abney e E. R. Festing obtêm espectros de absorção de infravermelhos de mais de 50 compostos e 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 espectro de emissão do hidrogénio. 1890 – Na linha da expressão de Balmer, J. Rydberg estabelece relações empíricas para os espectros de emissão. 1937 – Os empresários R. S. Perkin e C. W. Elmer formam uma companhia que fabrica os primeiros espectrómetros de infravermelhos para venda. 1945 – Os físicos americanos E. Purcell e F. Block descobrem o fenómeno de ressonância magnética nuclear, dando origem à espectroscopia RMN.

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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 tida como substância «anti-ácido» devido à capacidade de poder anular a acção dos ácidos. Outras propriedades são conhecidas há muito. Em 1663, Robert Boyle detectou variações de cor provocadas pelos ácidos quando adicionados 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 formulação de qualquer explicação ou interpretação dos efeitos observados. As primeiras tentativas neste sentido estão ligadas aos trabalhos de vários cientistas na década 1770-80. Lavoisier, a partir da investigação da reacção de certos óxidos com a água, definia ácido como um composto que contém oxigénio (daqui a designação de oxigénio: gerador de ácidos). Em 1787, Berthollet sugeriu a hipótese de existirem ácidos sem possuírem oxigénio. A prova conclusiva foi dada, em 1810, por Davy, ao provar que o cloro era uma substância elementar e não um óxido, e, consequentemente, que o cloreto de hidrogénio, cuja solução em água apresentava propriedades ácidas, não continha oxigénio. Davy foi o primeiro a propor que um ácido era um composto que continha hidrogénio. J. von Liebig definiu ácido como substância que contém hidrogénio que pode ser deslocado por metais. Em 1887, o químico sueco S. Arrhenius, na sequência dos seus trabalhos sobre condutibilidade eléctrica de soluções, classificou como ácido qualquer substância capaz de originar iões de hidrogénio, H+, e iões negativos, em solução aquosa, e como base um composto capaz de fornecer iões hidróxido, OH–, e iões positivos para a solução aquosa. Arrhenius reconhecia assim, e correctamente, que as características ácidas e básicas numa solução derivam da presença dos iões H+ e OH–, respectivamente. Embora os conceitos desenvolvidos por Arrhenius contribuíssem enormemente para o desenvolvimento da Química no início do século XX, algumas dificuldades, contudo, surgiam. Uma delas ligava-se à natureza do ião H+ (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. Brönsted e T. M. Lowry, que propuseram as seguintes definições: ácido, substância capaz de ceder iões H+, e base, substância 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 propôs novos conceitos de ácido e de base de âmbito mais geral do que os de Brönsted-Lowry. Segundo Lewis, base é 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 William Perkin, lançou-se num projecto ambicioso: preparar artificialmente, no laboratório que tinha em casa de seus pais, 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 permitir 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 frasco da experiência com água e álcool, obteve uma inesperada cor púrpura. Fascinado por este resultado, que não compreendia – sabe-se hoje que um dos reagentes utilizado (a anilina) continha, como impureza, uma outra substância (a toluidina) –, logo lhe procurou uma aplicação prática: aquelas soluções de cor púrpura tingiam a roupa. Estava fabricado o primeiro corante artificial para a indústria têxtil: mauveína. Até então, o único corante púrpura 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 para a produção do corante, conseguindo desse modo uma grande fortuna. Entretanto continuou as suas investigações, que aumentaram o seu prestígio.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

9.2 Datas de descoberta dos elementos químicos mais importantes N.o Atómico

Elemento

Símbolo

Data

N.o Atómico

Elemento

Símbolo

Data

1

hidrogénio

H

1766

40

zircónio

Zr

1824

2

hélio

He

1868 / 1895

41

nióbio

Nb

1802

3

lítio

Li

1818

42

molibdénio

Mo

1778

4

berílio

Be

1798

43

tecnécio

Tc

1937

5

boro

B

1808

44

ruténio

Ru

1844

6

carbono

C

Antiguidade

45

ródio

Rh

1803

7

azoto

N

1772

46

paládio

Pd

1803

8

oxigénio

O

1774

47

prata

Ag

Antiguidade

9

flúor

F

1887

48

cádmio

Cd

1817

10

néon

Ne

1898

49

índio

In

1863

11

sódio

Na

1807

50

estanho

Sn

Antiguidade

12

magnésio

Mg

1808

51

antimónio

Sb

Antiguidade

13

alumínio

Al

1827

52

telúrio

Te

1783

14

silício

Si

1824

53

iodo

I

1811

15

fósforo

P

1669

54

xénon

Xe

1898

16

enxofre

S

Antiguidade

55

césio

Cs

1860

17

cloro

Cl

1774

56

bário

Ba

1808

18

árgon

Ar

1894

57

lantânio

La

1839

19

potássio

K

1807

72

háfnio

Hf

1923

20

cálcio

Ca

1808

73

tântalo

Ta

1802

21

escândio

Sc

1879

74

tungsténio

W

1783

22

titânio

Ti

1825

75

rénio

Re

1925

23

vanádio

V

1830

76

ósmio

Os

1803

24

crómio

Cr

1797

77

irídio

Ir

1803

25

manganésio

Mn

1774

78

platina

Pt

1735

26

ferro

Fe

Antiguidade

79

ouro

Au

Antiguidade

27

cobalto

Co

1735

80

mercúrio

Hg

Antiguidade

28

níquel

Ni

1751

81

tálio

Tl

1861

29

cobre

Cu

Antiguidade

82

chumbo

Pb

Antiguidade

30

zinco

Zn

1746

83

bismuto

Bi

1753

31

gálio

Ga

1875

84

polónio

Po

1898

32

germânio

Ge

1886

85

astato

At

1940

33

arsénio

As

1250

86

radão

Rn

1900

34

selénio

Se

1817

87

frâncio

Fr

1939

35

bromo

Br

1826

88

rádio

Ra

1898

36

krípton

Kr

1898

89

actínio

Ac

1899

37

rubídio

Rb

1861

90

tório

Th

1828

38

estrôncio

Sr

1808

91

protactínio

Pa

1917

39

ítrio

Y

1843

92

urânio

U

1841

89

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 o famoso colégio de Eton, em Inglaterra, foi para Itália, onde estudou os trabalhos de Galileu. Com a morte de seu pai e perda da fortuna, regressou a Inglaterra em 1644, para se dedicar totalmente à Ciência. Falava seis línguas. Em 1663, reuniu um grupo importante de filósofos e cientistas e fundaram a Sociedade Real de Ciências, em Londres. Os gases constituíram o objecto principal dos seus estudos. Em 1662, usando tubos de vidro em U com mercúrio, estabeleceu a relação pV = constante. Introduziu a noção de elemento químico como matéria que não se decompõe noutra mais simples. Ainda acreditava, como os alquimistas, que o ouro se podia obter a partir de outros metais. As suas ideias constam de um livro que publicou em 1680: O Químico Céptico. 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 à peste. Consta que, regressado à quinta da família para continuar a estudar e a pensar, um dia a queda de uma maçã o fez pensar sobre a razão por que as maçãs (e outros objectos…) caem sempre na vertical e nunca para o 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 trabalho seu 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 propondo que os átomos do gás estariam presentes em todos os ácidos; por isso lhe chamou «oxigénio», palavra de 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 massa total depois da reacção. Estas ideias constam de um livro famoso que publicou em 1789: Tratado Elementar de Química. Além de cientista notável, desempenhou vários cargos públicos antes da Revolução Francesa. Um deles estava relacionado com o comércio do tabaco. Embora opondo-se à prática, então corrente, de juntar água ao tabaco 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, em 1794, 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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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

John Dalton (1766-1844) Nasceu na aldeia de Eaglesfield, em Inglaterra, em 1766, numa família pobre. Aos 12 anos, já ensinava Matemática. Pouco depois, iniciava uma sequência de observações meteorológicas, que haveria de se estender por toda a sua vida. A partir de 1793, na cidade de Manchester, passou a ensinar também Física, Química e Meteorologia. Em 1794 descreveu uma anomalia da visão, de que ele próprio sofria, e que consiste na dificuldade 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 composição de 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 em direito 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 por Lei de Avogadro. Esta ideia, aliada ao conceito de molécula, não foi aceite na época. Só em 1860 outro cientista italiano – Stanislao Cannizzaro (1826-1910) –, através de várias experiências, fez aceitar pelo mundo científico 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 encadernador, 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 o benzeno, em 1825. Dedicou-se ao estudo da electricidade e do electromagnetismo e, na Química, especialmente à electrólise. Costuma dizer-se que, se na altura já existisse o Prémio Nobel, Faraday teria obtido 6, tal a 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. Estudou arquitectura antes de se dedicar à Química. Em 1857, propôs a tetravalência do carbono, o que marcaria 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 um mistério até que, em 1865, Kélulé propôs (diz-se, depois de um sonho com serpentes… ou macacos…) uma estrutura hexagonal com ligações C – C e C = C «em alternância».

91

Dmitri Yvanovitch Mendeleev (1834-1907) Nasceu em Tobolsk, na Sibéria, de uma família pobre e numerosa, mas viveu quase sempre em S. Petersburgo. Aqui escreveu livros e ensinou na Universidade. O seu trabalho mais importante foi a «classificação periódica dos elementos químicos». Depois disso, interessou-se sobretudo pelos recursos naturais da Rússia e suas 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 século XIX, enfrentou alguns problemas políticos na Rússia e perdeu o seu lugar na Universidade, embora tenha sido nomeado director do Departamento de Pesos e Medidas. Em sua homenagem, ao elemento químico de número 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, apesar do conselho em sentido contrário do director do Departamento de Física daquela Universidade, que considerava, 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 trabalho 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 como tema de doutoramento o estudo das radiações emitidas pelos sais de urânio. No decurso dos estudos, os Curie descobriram e isolaram um novo elemento radioactivo, que baptizaram de polónio em homenagem ao seu 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 estudantes 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 havia chaminés 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 e versáteis em síntese orgânica, designadamente quando se pretende aumentar uma cadeia de átomos de carbono. Partilhou, com o seu compatriota Paul Sabatier, o Prémio Nobel da Química, em 1912.

92 •

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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, aparentemente 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, no Canadá, de 1899 a 1907, demonstrou que as partículas _ são núcleos de átomos de hélio e as partículas ` são electrões. Por este trabalho, recebeu o Prémio Nobel da Química em 1908. Já na Universidade de Manchester, Inglaterra, a partir de 1907 viria a realizar os seus estudos, igualmente famosos, sobre a estrutura nuclear dos átomos. Em 1919, realizou a primeira transmutação artificial de um elemento noutro, ao transformar azoto em oxigénio, por bombardeamento com partículas _. A partir de 1919 sucedeu a Thomson como director do Laboratório Cavendish, da Universidade de Cambridge. Vários dos seus discípulos viriam a ser laureados 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 – relatividade restrita, movimento browniano, efeito fotoeléctrico – que tiveram uma enorme influência no desenvolvimento da Física. Recebeu o Prémio Nobel da Física em 1921, pelos seus estudos sobre o efeito fotoeléctrico. Teve um papel decisivo na utilização do urânio como fonte de energia, designadamente na construção de engenhos nucleares nos Estados Unidos. Após a deflagração das primeiras bombas atómicas, pugnou 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 foi trabalhar para Inglaterra, primeiro com J. J. Thomson, em Cambridge, e depois com E. Rutherford, em Manchester. Em 1913 publicou as suas ideias revolucionárias sobre a estrutura electrónica dos átomos, que lhe valeriam o Prémio Nobel da Física em 1922. De regresso a Copenhaga, foi director do famoso Instituto de Física Teórica a partir de 1920. Neste instituto estudaram vários cientistas célebres, entre eles W. Heisenberg, W. Pauli e L. Pauling.

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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 Projecto no 12.º ano de Química. Sempre que possível, a disciplina de «Projecto» pode associar valências da Química e 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 importantes para 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 Trabalho 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 úteis para professores e alunos.

A – Relatório Fazer um relatório não é mais do que fazer um «relato» escrito e organizado. Quem faz um relatório deve ter o objectivo de explicar claramente a outros aquilo que se passou. É o professor quem determina ou aprova os moldes do relatório a apresentar, embora a forma e a natureza do conteúdo do relatório devam ser naturalmente compreendidos e adoptados pelos alunos participantes. Não há regras rígidas para a estrutura de um relatório, embora haja tradições e requisitos que não se devem 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 haver bons relatórios com poucas páginas... A título de exemplo, apresenta-se um conjunto de aspectos a ter em conta na construção de um relatório. Formatação – o tipo de letra convém ser discreto, com tamanho 11 ou 12 para o texto corrido e 14 para títulos; 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, podendo fazer 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 imagem alusiva ao trabalho. Da primeira página deve constar, além do título, o nome dos intervenientes, a escola, o local e a data. A capa deve respeitar o gosto de cada grupo mas são desaconselhados abusos de tipos, tamanhos e cores de letras. Resumo – refere, de forma sucinta, o conteúdo do trabalho; indica a sua organização, as principais ferramentas utilizadas e uma descrição muito breve do produto final; ocupa, tipicamente, dois a cinco parágrafos. * Texto adaptado de 10 TIC, Paiva, J., Silva, F., Batista, C. e Cunha, F., Texto Editores, 2005.

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Introdução – justifica a escolha do tema. Podem ser apresentadas grelhas contendo a explicitação de objectivos 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 de distribuição e de calendarização de tarefas é um excelente ponto de partida para a escrita desta secção. Será interessante explicar um pouco melhor que recursos informáticos (hardware e software) foram usados, bem como as principais funções exploradas. Caracterização do produto final – descreve pormenorizadamente o produto final, salientando as suas funções ou propriedades mais relevantes. Conclusões e comentários – explicita se os objectivos propostos foram atingidos; revela dificuldades ou impedimentos na concretização do projecto; refere, por exemplo, o quanto o trabalho poderá ter contribuído para a aquisição de conhecimentos e competências. Apresenta indicações para algumas melhorias do processo de 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-line e/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 forma mais habitual de apresentar um Trabalho de Projecto é a exposição oral, acompanhada por uma projecção usando um videoprojector. Pode ser construída uma apresentação em PowerPoint, contendo alguns parágrafos relevantes que comuniquem aspectos a salientar do processo de trabalho e/ou do produto final. É bom não usar grandes manchas de 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 funcionamento. Uma apresentação deve ser bem cuidada. Independentemente dos talentos pessoais, ou do grupo, para falar, é sempre possível optimizar a forma como se apresenta um Trabalho de Projecto. Antes de realizar uma apresentação devem estar bem definidos os objectivos a atingir, deve recolher-se a informação relevante e deve planear-se criteriosamente a sessão. Apresentam-se, em seguida, algumas sugestões individuais que se podem 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;

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– 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 alguma dinâmica, «quebrando o gelo».

Qualidades de uma boa apresentação • Voz – Audível e clara; – fluente; – interessante; – bem ritmada; – dirigida para a audiência (não para a apresentação 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 confiante; – 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 na mão, 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.

C – Balanço / avaliação O balanço de todo o trabalho desenvolvido é muito importante não só para quem o desenvolveu como também para os colegas e até para o professor, pois permite realçar os aspectos marcantes e dar conta de outros a evitar em situações futuras. O balanço acaba por ser uma avaliação global dos processos e do produto. Essa tarefa pode estar facilitada no 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?

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– 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 estruturados sob a forma de situações-problema. Uma situação-problema é uma situação com relevância tecnológica e/ou social que permite colocar problemas pertinentes e interessantes, cuja resolução origina a construção de conhecimentos conceptuais e o desenvolvimento de competências. Na tabela seguinte dão-se alguns exemplos de situações-problema agrupadas de acordo com o tipo de tarefa que podem originar.

Tarefas relacionadas com…

Pesquisa, organização e produção de informação

Exemplos de situações-problema • 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 acetilsalicílico? • 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.

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A execução de um projecto deve implicar a elaboração de produtos concretos. A concepção de produtos concretos 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 dos principais factores de reformulação e reorganização das ideias. Na tabela seguinte sugere-se um conjunto diversificado de produtos que podem ser obtidos no final do projecto, ou então resultar da concretização de actividades parcelares.

• Relatório

Pode ser elaborado de acordo com o formato mais tradicional ou de forma mais livre (simples relato).

• Comunicação oral

A verbalização de ideias é uma poderosa ferramenta na construção de conceitos. A comunicação oral poderá ser mais espontânea ou mais formal (com limite de tempo, suportes audiovisuais, etc.).

• Página Internet/ /apresentação

De efeito espectacular. A interactividade é um ponto a valorizar. Há que não descurar a qualidade da mensagem.

• Artefacto

Objectos tridimensionais: modelos (ex.: modelo molecular), mecanismos (campainha) ou modelo (vulcão).

• Memória descritiva

Descrição das especificações (finalidades, características e modo de funcionamento) de um artefacto.

• Material audiovisual

Pode ser do tipo «evento» (vídeo do trabalho de campo, gravação do debate, etc.) ou do tipo «documentário». Este último implica trabalho suplementar na construção do guião e na montagem.

• Artigo/notícia

Se for um artigo de carácter científico tem a estrutura de um relatório científico. Uma notícia de divulgação tem um carácter mais jornalístico.

• Cartaz/desdobrável

Os materiais utilizados, as imagens, a concepção gráfica e as ideias-chave a transmitir constituem os pontos fulcrais. Tratando-se de um cartaz de carácter científico, é desenvolvido de acordo com a estrutura de um relatório.

• Dossier

Trabalho escrito de carácter mais esquemático (por exemplo, organizado por folhas ou fichas, com tópicos), com concepção mais imaginativa (estrutura, grafismo, imagem, etc.).

• Monografia

Trabalho escrito original que resulta essencialmente de pesquisa documental.

10.3 Alguns temas e recursos para projectos em ciências Apresentam-se de seguida algumas possibilidades de temas de eventual interesse para Trabalho de Projecto no 12.º ano, com ligação mais ou menos directa à área da Química. Na secção 12.4 é fornecida bibliografia complementar para Trabalho de Projecto. A estes recursos devem adicionar-se todos os associados a uma pesquisa coerente na Internet. Sítios como www.mocho.pt, www.spq.pt e www.12q.te.pt podem ajudar.

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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 podem conter muita informação digital complementar interessante. Esta informação deve sujeitar-se ao sentido crítico de alunos e professores e, sendo usada nos trabalhos, ser devidamente citada.

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11. Tabelas de consulta As tabelas de consulta aqui disponíveis podem ser fotocopiadas e usadas como mais um elemento de consulta para o aluno. Não são exaustivas na informação fornecida, mas permitem completar a informação existente no manual.

Tabela 1 Constantes de formação de complexos

Ião complexo

K f (25 oC)

Complexos com ligando: EDTA

Kf*

[Ag(CN)2]–

3,0 × 1020

Catião: Fe2+

2,1 × 1014

[Ag(NH3)2]+

1,7 × 107

Catião: Fe3+

1,3 × 1025

[Al(OH)4]–

2,5 ×

[Cd(CN)4]2–

8,3 × 1017

[CuI2

7,9 ×

]–

108

5,6 × 1011

[Cu(NH3)4]2+ [Fe(SCN)]2+

1033

1,05 ×

Catião:

Mg2+

Catião: Ni2+

4,9 × 108 4,2 × 1018

Pb2+

1,1 × 1018

Catião: Zn2+

3,2 × 1016

Catião:

103

[Ni(CN)4]2–

1,7 × 1030

[Pb(OH)3]–

7,9 × 1013

[Zn(NH3)4]2+

7,8 × 108

[Zn(OH)4]2–

3,2 × 1015

(*) Dados relativos a T = 20 oC e força iónica igual a 0,1.

Tabela 2 Solubilidade de sais 1. Todos os sais de metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) são muito solúveis. 2. Todos os sais de amónio, NH 4+, são muito solúveis. 3. Todos os nitratos, NO 3–, cloratos, ClO 3–, 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, CO 32–, fosfatos, PO 43– 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 medianamente solúveis. Os sulfatos de bário, BaSO4, mercúrio (II), HgSO4, e de chumbo, PbSO4, são pouco solúveis.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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 × 10–11

Bário BaCO3

5,1 ×

10–9

BaCrO4

1,2 ×

10–10

BaF2

1,0 ×

10–6

BaSO4

1,1 ×

10–10

Cul

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

Cálcio

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

1 × 10–37

Cu3(PO4)2

Ferro

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

PbBr2

3,9 × 10–5

MgCO3

3,5 × 10–5

PbCO3

7,4 × 10–14

Mg(OH)2

1,8 × 10–11

PbCI2

1,7 × 10–5

PbCrO4

2,8 × 10–13

Pb(OH)2

1,1 × 10–20

PbI2

8,7 × 10–9

AgBr

4,9 × 10–13

Pb3(PO4)2

8,0 × 10–43

AgCI

1,8 × 10–10

PbSO4

1,7 × 10–8

AgI

8,3 × 10–17

PbS

7,1 × 10–28

Ag2SO4

1,5 × 10–5

Ag2S

6,3 × 10–50

Prata

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12. Bibliografia Nota: Parte das referências bibliográficas indicadas constam do Programa curricular para o 12.o ano da disciplina de Química.

12.1 Bibliografia sobre química e tecnologia ALLINGER, N. et al. (1978) Química Orgânica, 2.a ed., Rio de Janeiro, Guanabara Dois. ALMEIDA, B. (2004) Fundamentos de Química Orgânica e Inorgânica, Lisboa, Edições Sílabo. ALMEIDA, G. (2002) Sistema Internacional de Unidades, 3.a ed., Lisboa, Plátano Edições Técnicas. AMERICAN CHEMICAL SOCIETY (1993) ChemCom – Chemistry in the Community, 2.a ed., Iowa, Kendall/Hunt Publishing Company. ATKINS, P. W. (2001) O Reino dos Elementos, Lisboa, Temas e Debates. BAIRD, C. (2002) Química Ambiental, 2.a ed., Porto Alegre, Bookman. BARRALIS, J., MAEDER, G. (2005) Prontuário de Metalurgia, Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian. BECKER, H. et al. (1997) Organikum – Química Orgânica Experimental, 2.a ed., Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian. BROWN et al. (2005) Química, a Ciência Central, São Paulo, Person Education do Brasil. BURTON, J. et al. (2000) Salters Advanced Chemistry – Chemical Storylines, 2.a ed., Oxford, Heinemann. BURTON, J. et al. (2000) Salters Advanced Chemistry – Chemical Ideas, 2.a ed., Oxford, Heinemann. CABRAL, J. (1983) Introdução ao Estudo da Ligação Química, Porto, Porto Editora. CAMPOS, L., MOURATO, M. (2002) Nomenclatura dos Compostos Orgânicos, 2.a ed., Lisboa, Escolar Editora. CHANG, R. (1994) Química, 5.a ed., Lisboa, McGraw-Hill. CHAROLA, A. (1987) «Acid Rain Effects on Stone Monuments», Journal of Chemical Education, 64, 436-437. CUNNINGHAM, W., CUNNINGHAM, M., SAIGO, B. (2003) Environmental Science – A Global Concern, 7.a ed., Boston, McGraw-Hill. DECO (2002) «Vai uma Operação Plástico? – Reciclagem», Pro Teste, n.o 228, 40-41. DECO (2003) «Eterno e 100% Reciclável – Metal», Pro Teste, n.o 234, 40-41. DECO (2003) «Pilhas que Duram Anos – Pilhas recarregáveis e carregadores», Pro Teste, n.o 238, 13-16. DECO (2004) «Trate-as Bem! – Baterias recarregáveis», Pro Teste, n.o 252, 25. DIAS, A. R. (2006) Ligação Química, Lisboa, IST Press. FORTES, M. A. e FERREIRA, P. J. (2003) Materiais 2000, Lisboa, IST Press. GARRITZ, A. e CHAMIZO J. A. (2003) Química, São Paulo, Person Education do Brasil. GIL, V. M. S. (1996) Orbitais em Átomos e Moléculas, Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian. GIL, V. M. S. (2000) Orbitals in Chemistry, Cambridge, Cambridge University Press. GILBERT, C. (1986) Fundamentos de Físico-Química, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora. HALL, N. (2004) Neoquímica: A Química Moderna e Suas Aplicações, Porto Alegre, Bookman. HOLMAN, J. (1995) Nelson Science: Chemistry, Surrey, Nelson. HUGHES, E., CERETTI, H., ZALTS, A., (2001) «Floating Plastics», Journal of Chemical Education, 78, 522. IUPAC (2000) Guia IUPAC para a Nomenclatura de Compostos Orgânicos (tradução portuguesa), Lisboa, SPQ e Lidel.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

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12.3 Bibliografia sobre trabalho laboratorial ALEXÉEV, V. (1982) Análise Qualitativa, Porto, Lopes da Silva Editora. ALEXÉEV, V. (1983) Análise Quantitativa, Porto, Lopes da Silva Editora. 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. BURTON, J., et al. (1994) Salters Advanced Chemistry – Teachers Guide, 2.a ed., Oxford, Heinemann. CARVALHO, M. F. (1998). «Segurança em Laboratórios de Ensino ou Investigação em Química», Boletim da Sociedade Portuguesa de Química, 69; 7-13. COELHO, F. P., SIMÃO, J. (1970) Análise Química de um Sal, Coimbra, Universidade de Coimbra. GONÇALVES, M. L. (1983) Métodos Instrumentais para a Análise de Soluções, Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian. HARRIS, D. (2001) Análise Química Quantitativa, 5.a ed., Rio de Janeiro, LTC Editores. HARVEY, D. (2000) Modern Analytical Chemistry, Boston, McGraw-Hill. IGSON, S. (2003) Analytical Chemistry, Oxford, Oxford University Press. JESUS, M. T., SOUSA, M. F. (1988) Química Analítica Qualitativa – 10.o ano, Texto Editores, Lisboa. JUNGREIS, E. (1997) Spot Test Analysis, 2.a ed., New York, John Wiley & Sons. MCCORMICK, P. (1973) «Titration of Calcium and Magnesium in Milk with EDTA», Journal of Chemical Education, vol. 50, n.o 2, 136-137. MENDHAN, J., et al. (2002) Vogel – Análise Química Quantitativa, 6.a ed., Rio de Janeiro, LTC Editores. MENEZES, M. D., CURTO, M. J. (1995) A Magia da Ciência – Experiências de Química e Física para Fazer na Escola – 8.o ano, Lisboa, Lisboa Editora. MENEZES, M. D., CURTO, M. J. (1995) A Magia da Ciência – Experiências de Química e Física para Fazer na Escola – 9.o ano, Lisboa, Lisboa Editora. NEVES, M., ARNÁIZ, F., PIKE, R. (2000) «Química à Microscala – Uma Solução para um Problema Crítico», Química, 80, 32-34. ODEGAARD, N., CARROL, S., ZIMMT, W. (2000) Material Characterization Test for Objects of Art and Archaeology, London, Archetype Publications. SIMÕES, J. A. M., et al. (2000). Guia do Laboratório de Química e Bioquímica, Lisboa, Lidel – Edições Técnicas. SUMMERLIN, L., et al. (1995) Demonstrações de Química, vol. 1, 2.a ed., Lisboa, SPQ. SUMMERLIN, L., et al. (1996) Demonstrações de Química, vol. 2, 2.a ed., Lisboa, SPQ. VALCÁCEL, M. (2000) Principles of Analytical Chemistry, Springer, Berlim. VOGEL, A. (1981) Química Analítica Qualitativa, São Paulo, Editora Mestre Jou. WILLARD, H, MERRITT, L. DEAN, J. (1979) Análise Instrumental, 2.a ed., Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian.

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Caderno de Apoio ao Professor 12 Q

12.4 Bibliografia específica para Trabalho de Projecto BARBIER, J. M. (1993) Elaboração de Projectos de Acção e Planificação, Porto, Porto Editora. 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. FERREIRA, A. (2003) Projectos no Ensino das Ciências – Um modelo de planificação para o ensino secundário, Dissertação de Mestrado em Ensino de Física e Química, Aveiro, Universidade de Aveiro. GOUVEIA, R. (2000) Se Eu Não Fosse Professora de Física..., Porto, Areal Editores. LEITE, L. (2001) «Contributos para uma Utilização mais Fundamentada do trabalho Laboratorial no Ensino das Ciências», Cadernos Didácticos de Ciências, vol 1, Lisboa, Ministério da Educação – DES. LOPES, J., (1994). Resolução de Problemas em Física e Química, Lisboa, Texto Editores. MENDONÇA, M. (2002) Ensinar e Aprender por Projectos, Porto, Edições Asa. PERRENOUD, P. (2001) Porquê Desenvolver Competências a Partir da Escola?, Porto, Edições Asa.

Caderno de Apoio ao Professor 12 Q • Química 12.o ano • 978-972-47-3879-6

SANTOS, M. (1994) Área Escola/Escola – Desafios Interdisciplinares, Lisboa, Livros Horizonte.