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NOVO

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CADERNO DE APOIO AO PROFESSOR

Maria Goreti Matos João Paiva António José Ferreira Carlos Fiolhais

Documentos orientadores

Planificações

F

T

Fichas

Testes

Apoio às atividades laboratoriais

Guiões de recursos multimédia

Física e Química A • Química

10.º ano

Índice   

Introdução .................................................................. 3  Apresentação do projeto .................................... 3  Cumprimento do programa ............................. 3  Adequação pedagógica e científica ..................... 3  Multiplicidade de atividades e  questões .............................................................. 4  Diversificação das opções de ensino   e aprendizagem ................................................... 4  Valorização da componente  laboratorial .......................................................... 4 

Componente de química   do novo programa de Física   e Química A – 10o ano ....................................... 5  Introdução ........................................................... 6  Finalidades e objetivos ........................................ 6  Organização dos conteúdos   (química do 10.o ano)  ......................................... 7  Orientações gerais ............................................... 8  Metas curriculares ............................................... 9  Desenvolvimento do programa ........................... 9  Metas transversais a todas as atividades da  componente prática‐laboratorial ...................... 23  Avaliação ........................................................... 26  Formulário para a componente de química  (10.o ano)  .......................................................... 27  Bibliografia ......................................................... 27 

Planificações ....................................................... 29  Calendarização anual ......................................... 29  Planificação a médio prazo ................................ 31  Planos de aula.................................................... 40 

Apoio às atividades laboratoriais ................ 71  Apoio à componente laboratorial   do Novo 10Q ...................................................... 71  Grelhas de registo ............................................. 75  Respostas às questões das Atividades  do Novo 10Q ...................................................... 77     

Fichas .................................................................... 79  Fichas de diagnóstico ............................................. 79  Ficha de diagnóstico sobre o domínio 1 ........... 79  Ficha de diagnóstico sobre o domínio 2 ........... 86 

Fichas formativas e soluções .................................. 93  Ficha 1 – Massa e tamanho dos átomos  .......... 93  Ficha 2 – Energia dos eletrões nos átomos  ...... 96  Ficha 3 – Tabela Periódica  .............................. 99  Ficha 4 – Ligação química  ............................. 102  Ficha 5 – Gases e dispersões  ........................ 105  Ficha 6 – Transformações químicas  ............... 108  Ficha global  ................................................ 112  Soluções das fichas formativas  ..................... 115 

Testes ................................................................. 119  Testes sobre atividades laboratoriais ................... 119  Teste sobre a AL 1.1  .......................................... 119  Teste sobre a AL 1.2  .......................................... 120  Teste sobre a AL 1.3  .......................................... 122  Teste sobre a AL 2.1  .......................................... 124  Teste sobre a AL 2.2  .......................................... 126  Teste sobre a AL 2.3  .......................................... 127  Teste sobre a AL 2.4  .......................................... 128  Soluções dos testes sobre atividades   laboratoriais ...................................................... 130 

Testes globais e soluções ..................................... 133  Teste 1  ............................................................. 133  Critérios específicos de classificação  ................... 137  Teste 2  ............................................................. 139  Critérios específicos de classificação  ................... 144  Teste 3  ............................................................. 146  Critérios específicos de classificação  ................... 150 

Questões de exame agrupadas   por domínio ...................................................... 153  Guiões de recursos multimédia ................. 197  Sugestões de bibliografia e sítios  na Internet ........................................................ 223   

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q 

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Introdução Este Caderno de Apoio ao Professor fornece alguns recursos complementares para ajudar os professores que se encontrem a utilizar o manual escolar Novo 10Q. Aqui se explicam as linhas orientadoras do Novo 10Q e se incluem respostas às questões pré e pós-laboratoriais assim como às Atividades do manual. Apresentam-se ainda duas fichas diagnóstico, seis fichas formativas, uma sobre cada um dos capítulos, e uma ficha formativa global, com as respetivas soluções. Para auxiliar os professores na avaliação dos seus alunos, aqui encontrarão também testes sobre cada uma das atividades laboratoriais e respetivas soluções, assim como três testes para os momentos formais de avaliação sumativa, com os respetivos critérios de classificação. Transcrevemse ainda as questões de provas nacionais relativas aos conteúdos do 10.o ano, a partir de 2008, organizadas por subdomínio. Finalmente, contém uma bibliografia atualizada sobre química, trabalho laboratorial e o ensino das ciências. Todos os materiais deste Caderno se encontram disponíveis em formato editável em 20 Aula Digital, para que os possa utilizar com base e melhor adequar às suas turmas.

Apresentação do projeto O manual Novo 10Q tem necessariamente como matriz o programa da disciplina de Física e Química A e as respetivas metas. Respeitámos plenamente o programa no que respeita à sua estruturação em domínios e subdomínios e aos objetivos gerais enunciados e conteúdos nele descritos. Abordámos os conteúdos de modo de modo a enquadrar todas as metas de ensino definidas para o 10.o ano de química do ensino secundário. Também, seguimos a grande maioria das abordagens preconizadas nas orientações e sugestões do programa. Contudo, há que ter em consideração que qualquer manual representa uma interpretação do programa, entre inúmeras possíveis. Tal interpretação é enriquecida pelas conceções, convicções e experiência que os autores possuem acerca do que é, e do que deve ser, o ensino e a aprendizagem da química no ensino secundário. A interpretação que fizemos no Novo 10Q foi enriquecida pela nossa ampla experiência como docentes, formadores de professores, divulgadores de ciência e também fruto do nosso envolvimento na produção de manuais didáticos, de programas oficiais, de metas e de livros de apoio para o ensino básico e secundário, bem como de livros de divulgação científica. O projeto que propomos assenta em algumas linhas orientadoras que sistematizamos em seguida.

Cumprimento do programa O Novo 10Q aborda, de forma sistemática e pormenorizada, todos os objetivos gerais e conteúdos descritos no programa de Física e Química A, componente de química, para o 10.o ano de escolaridade.

Adequação pedagógica e científica O manual Novo 10Q está escrito numa linguagem rigorosa mas, ao mesmo tempo, acessível para os jovens que procuram construir significados científicos, organizando conhecimentos que serão certamente relevantes no seu futuro. Evitámos apresentar os assuntos de forma demasiado esquemática, o que apenas ajudaria os alunos que procuram uma memorização superficial. Evitámos também textos demasiado longos e pormenorizados, que seriam desmotivadores. A inclusão de resumos no final de cada subdomínio ajudará os alunos a sistematizar informação. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Multiplicidade de atividades e questões Para aprender química não basta estar concentrado nas aulas ou ler atentamente o manual. Propomos, por isso, a realização de atividades que são comuns no ensino da química, como a resolução de exercícios ou o trabalho laboratorial. Incluímos diversas questões resolvidas, devidamente intercaladas no texto, para que os alunos se familiarizem progressivamente com processos e métodos envolvidos na resolução de questões. No final de cada subdomínio, apresentamos questões complementares, num total de cerca de 300 questões, de várias tipologias e graus de dificuldade. Incluem-se também questões sobre a componente laboratorial e várias questões transversais no final de cada subdomínio. As questões, exercícios e problemas foram construídos com base nas tipologias que são atualmente usadas em provas nacionais. Procurámos acentuar as ligações entre a química e o quotidiano, através da exploração de exemplos concretos ao longo do texto e nas questões. Algumas atividades com textos complementares incluem questões que permitem uma exploração na aula. A maioria das soluções estão disponíveis neste caderno. Preferimos não facultar as suas respostas no manual, para que estas atividades possam ser usadas em sala de aula em atividades que poderiam ficar comprometidas se os alunos pudessem consultar imediatamente as soluções.

Diversificação das opções de ensino e aprendizagem A diversidade é uma preocupação permanente do manual Novo 10Q, pois conhecemos bem a diversidade das escolas e também as diferenças, dentro destas, entre turmas e alunos. Por outro lado, achamos que os professores devem dispor de uma grande margem de manobra que lhes permita lidar com essas diferenças do modo que considerarem mais adequado. O número elevado de +Questões em cada capítulo, muitas delas inspiradas em tipologias usadas em provas nacionais, permitem ao professor selecionar as que julgue mais apropriadas à sua perspetiva de ensino e ao nível de aprendizagem dos seus alunos. O Caderno de Exercícios e Problemas permite diversificar os métodos de ensino e aprendizagem e apoiar o trabalho autónomo do aluno. Nele incluímos um vasto conjunto de questões adicionais, com as respetivas soluções (para grande parte das questões apresenta-se, mais do que a solução, a resolução completa).

Valorização da componente laboratorial Entendemos o trabalho laboratorial como uma componente privilegiada da educação científica, pelo que lhe atribuímos uma grande importância no nosso projeto. A estrutura das atividades que preconizamos permite, a nosso ver, articular bem as componentes laboratoriais da física e da química, contribuindo para uma melhor compreensão dos processos e métodos inerentes ao trabalho laboratorial. A nossa conceção da componente laboratorial de química considera os seguintes aspetos: • clarificação das principais ideias necessárias para a compreensão da atividade laboratorial; • estruturação das atividades laboratoriais a partir de questões, problemas ou tarefas que despertem o interesse dos alunos e que clarifiquem o objetivo do mesmo; • desenvolvimento da atividade laboratorial tendo em conta a necessidade de explorar aspetos pré e pós-laboratoriais, necessários à compreensão e interpretação do trabalho proposto; • as regras de segurança, medição e descrição das técnicas de manipulação de equipamentos e reagentes são apresentados em anexo no final do manual, para que possam ser consultadas sempre que necessário. 4

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Componente de química do programa de Física e Química A – 10.o Ano 10.o Ano - Componente de química do 1programa de Física e Química A 2homologado em 20 de janeiro de 2014. Do programa de Física e Química A importa salientar aspetos gerais e destacar a componente de química. O desenvolvimento a seguir apresentado é suportado pelo constante no programa oficial da disciplina e transcrito do mesmo (com referência às páginas onde consta cada um dos campos do mesmo).

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http://www.dgidc.min-edu.pt/metascurriculares/data/metascurriculares/E_Secundario/programa_fqa_10_11.pdf https://dre.pt/application/dir/pdf2sdip/2014/01/013000002/0000400004.pdf Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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1. Introdução (pág. 3) De acordo com a Portaria n.o 243/2012, de 10 de agosto, a disciplina de Física e Química A faz parte da componente específica do Curso científico-humanístico de Ciências e Tecnologias. É uma disciplina bienal (10.o e 11.o ano), dá continuidade à disciplina de Físico-Química (Ciências Físico-Químicas) do Ensino Básico (7.o, 8.o e 9.o ano) e constitui precedência em relação às disciplinas de Física e de Química do 12.o ano. O programa desta disciplina está elaborado atendendo a uma carga letiva semanal mínima de 315 minutos, sendo a aula de maior duração dedicada a atividades práticas e laboratoriais. Nesta aula, com a duração máxima de 150 minutos, a turma deve funcionar desdobrada. Cada uma das componentes, física e química, é lecionada em metade do ano letivo, alternando-se a ordem de lecionação nos dois anos – o 10.o ano inicia-se com a componente de química e o 11.o ano com a componente de física – de modo a haver uma melhor rendibilização dos recursos, designadamente os referentes à componente laboratorial. 2. Finalidades e objetivos (pág. 3) A disciplina «visa proporcionar formação científica consistente no domínio do respetivo curso» (Portaria n.o 243/2012). Por isso, definem-se como finalidades desta disciplina: − Proporcionar aos alunos uma base sólida de capacidades e de conhecimentos da física e da química, e dos valores da ciência, que lhes permitam distinguir alegações científicas de não científicas, especular e envolver-se em comunicações de e sobre ciência, questionar e investigar, extraindo conclusões e tomando decisões, em bases científicas, procurando sempre um maior bem-estar social. − Promover o reconhecimento da importância da física e da química na compreensão do mundo natural e na descrição, explicação e previsão dos seus múltiplos fenómenos, assim como no desenvolvimento tecnológico e na qualidade de vida dos cidadãos em sociedade. − Contribuir para o aumento do conhecimento científico necessário ao prosseguimento de estudos e para uma escolha fundamentada da área desses estudos. De modo a atingir estas finalidades, definem-se como objetivos gerais da disciplina: − Consolidar, aprofundar e ampliar conhecimentos através da compreensão de conceitos, leis e teorias que descrevem, explicam e preveem fenómenos assim como fundamentam aplicações. − Desenvolver hábitos e capacidades inerentes ao trabalho científico: observação, pesquisa de informação, experimentação, abstração, generalização, previsão, espírito crítico, resolução de problemas e comunicação de ideias e resultados nas formas escrita e oral. − Desenvolver as capacidades de reconhecer, interpretar e produzir representações variadas da informação científica e do resultado das aprendizagens: relatórios, esquemas e diagramas, gráficos, tabelas, equações, modelos e simulações computacionais. − Destacar o modo como o conhecimento científico é construído, validado e transmitido pela comunidade científica.

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3. Organização dos conteúdos (química do 10.o ano) (pág. 4) Os conteúdos estão organizados por domínios e subdomínios que se referem a temas da química, sendo considerados estruturantes para a formação científica e prosseguimento de estudos, permitindo a consolidação, aprofundamento e extensão dos estudos realizados no 3.o ciclo do ensino básico. O quadro seguinte mostra a organização dos domínios e subdomínios da componente de química do programa para o 10.o ano de escolaridade, da distribuição de Atividades Laboratoriais (AL) e as páginas do programa e das metas curriculares incluindo a identificação das páginas do Novo 10Q onde são desenvolvidos. o

10. ano de química Domínios

1. Elementos químicos e sua organização (17 aulas)

2. Propriedades e transformações da matéria (23 aulas)

Subdomínios e AL

Páginas Programa

Metas

Novo 10Q

1.1 Massa e tamanho dos átomos AL 1.1 (5 aulas)

8 28

43 66

12 a 27 28 a 30

1.2 Energia dos eletrões nos átomos AL 1.2 (8 aulas)

8 28

43 66

40 a 65 66 a 68

1.3 Tabela Periódica AL 1.3 (4 aulas)

9 28

45 66

80 a 93 94 a 97

2.1 Ligação química AL 2.1 (10 aulas)

10 29

45 66

108 a 139 140 a 142

2.2 Gases e dispersões AL 2.2 AL 2.3 (8 aulas)

11 29 29

46 67 67

152 a 163 164 e 165 166 e 167

2.3 Transformações químicas AL 2.4 (5 aulas)

11 29

47 67

176 a 191 192 e 193

Os conteúdos foram selecionados procurando manter os aspetos essenciais dos programas anteriores (Fisica e Quimica A do 10.o ano, homologado em 2001, e do 11.o ano, homologado em 2003). Pretendeu-se também valorizar os saberes dos professores a respeito dos processos de ensino e de aprendizagem, resultantes de quase uma década de prática na sua aplicação. A terminologia usada tem por base o Sistema Internacional (SI), cujas condições e normas de utilização em Portugal constam do 3Decreto-Lei n.o 128/2010, de 3 de dezembro. Outros aspetos de terminologia e definições seguem recomendações de entidades internacionais, como a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), ou nacionais, como o Instituto Português da Qualidade (IPQ). 3

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4. Orientações gerais (pág. 5) Os domínios, bem como os subdomínios, são temas da física ou da química. Mas, dado o impacto que os conhecimentos da física e da química, assim como as das suas aplicações têm na compreensão do mundo natural e na vida dos seres humanos, sugere-se que a abordagem dos conceitos científicos parta, sempre que possível e quando adequado, de situações variadas que sejam motivadoras como, por exemplo, casos da vida quotidiana, avanços recentes da ciência e da tecnologia, contextos culturais onde a ciência se insira, episódios da história da ciência e outras situações socialmente relevantes. A escolha desses contextos por parte do professor deve ter em conta as condições particulares de cada turma e escola. Tal opção não só reforçará a motivação dos alunos pela aprendizagem mas também permitirá uma mais fácil concretização de aspetos formais mais abstratos das ciências em causa. Em particular, a invocação de situações da história da ciência permite compreender o modo como ela foi sendo construída. O desempenho do aluno também deve ser revelado na familiarização com métodos próprios do trabalho científico, incluindo a adoção de atitudes adequadas face às tarefas propostas, devendo a realização de trabalho prático-laboratorial constituir um meio privilegiado para a aquisição desses métodos e desenvolvimento dessas atitudes. O ensino da Física e Química A deve permitir que os alunos se envolvam em diferentes atividades de sala de aula, incluindo a resolução de exercícios e de problemas, de modo a que desenvolvam a compreensão dos conceitos, leis e teorias, interiorizando processos científicos. Na resolução de problemas, os alunos devem também desenvolver as capacidades de interpretação das informações fornecidas, de reflexão sobre estas e de estabelecimento de metodologias adequadas para alcançar boas soluções. As atividades de demonstração, efetuadas pelo professor, recorrendo a materiais de laboratório ou comuns, com ou sem aquisição automática de dados, constituem uma forte motivação para introduzir certos conteúdos científicos ao mesmo tempo que facilitam a respetiva interpretação. Também o recurso a filmes, animações ou simulações computacionais pode ajudar à compreensão de conceitos, leis e teorias mais abstratas. Esta disciplina, pela sua própria natureza, recorre frequentemente a conhecimentos e métodos matemáticos. Alguns alunos poderão ter dificuldades na interpretação de relações quantitativas entre grandezas físico-químicas, incluindo a construção de modelos de base matemática na componente laboratorial, ou na resolução de problemas quantitativos por via analítica, devendo o professor desenvolver estratégias que visem a superação das dificuldades detetadas. O recurso a calculadoras gráficas (ou a tablets, ou a laptops) ajudará a ultrapassar alguns desses constrangimentos, cabendo ao professor, quando necessário, introduzir os procedimentos de boa utilização desses equipamentos. Os alunos devem ser incentivados a trabalhar em grupo, designadamente na realização das atividades laboratoriais. O trabalho em grupo deve permitir uma efetiva colaboração entre os seus membros, mas, ao mesmo tempo, aumentar o espírito de entreajuda, desenvolver também hábitos de trabalho e a autonomia em cada um deles. Os alunos devem igualmente ser incentivados a investigar e a refletir, comunicando as suas aprendizagens oralmente e por escrito. Devem, no seu discurso, usar vocabulário científico próprio da disciplina e evidenciar um modo de pensar científico, ou seja, fundamentado em conceitos, leis e teorias científicas. 8

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5. Metas curriculares (pág. 6) Segundo o 4Despacho n.o 15971/2012, de 14 de dezembro, as metas curriculares «identificam a aprendizagem essencial a realizar pelos alunos … realçando o que dos programas deve ser objeto primordial de ensino». […] As metas curriculares permitem: − identificar os desempenhos que traduzem os conhecimentos a adquirir e as capacidades que se querem ver desenvolvidas no final de um dado módulo de ensino; − fornecer o referencial para a avaliação interna e externa, em particular para as provas dos exames nacionais; − orientar a ação do professor na planificação do seu ensino e na produção de materiais didáticos; − facilitar o processo de autoavaliação pelo aluno. […] 6. Desenvolvimento do programa (pág. 6) Apresenta-se, para a componente de química do 10.o ano, a sequência dos conteúdos e o seu enquadramento, incluindo as atividades prático-laboratoriais, por domínio e subdomínio, os respetivos objetivos gerais, algumas orientações e sugestões, e uma previsão do número de aulas por subdomínio. Consideram-se, para essa previsão, três aulas semanais (de duração total mínima de 315 minutos e sendo a aula de maior duração, 150 minutos, no máximo, dedicada a atividades práticas e laboratoriais). O número de aulas previsto é indicativo e deve ser gerido pelo professor de acordo com as características das suas turmas. 6.1. Componente de química (10.o ano) (pág. 7) A componente de química, no 10.o ano, contempla dois domínios: «Elementos químicos e sua organização» e «Propriedades e transformações da matéria» (10.o ano). O 10.o ano desenvolve-se através de ideias organizadoras que vão das propriedades do átomo à reatividade molecular, passando por aspetos quantitativos das propriedades dos gases e dispersões. […] A seleção dos conteúdos de 10.o ano fundamenta-se em seis ideias organizadoras: (1) a matéria comum é constituída por átomos; (2) as propriedades dos átomos são determinadas pelo modo como se distribuem os eletrões e pelas respetivas energias; (3) os elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica, baseada nas propriedades dos átomos; (4) os átomos podem unir-se para formar moléculas e outras estruturas maiores através de ligações químicas, envolvendo essencialmente os eletrões de valência;

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(5) as propriedades dos materiais são determinadas pelo tipo de átomos, pelas ligações químicas e pela geometria das moléculas; (6) a estabilidade relativa, do ponto de vista energético, dos átomos e moléculas influencia a sua reatividade. […] Como o grau de abstração necessário para compreender conceitos como o de orbital atómica é elevado, reduziu-se esta temática ao mínimo necessário para chegar às configurações eletrónicas dos átomos, em especial das suas camadas de valência. As ligações intermoleculares são introduzidas dada a sua importância para a compreensão das propriedades dos materiais. Relativamente à forma das moléculas (geometria e estrutura tridimensional) os alunos devem começar a interpretar e a distinguir estruturas tridimensionais identificando grupos funcionais. Mais importante do que o domínio da nomenclatura da química orgânica é a capacidade de distinguir estruturas de moléculas e de lhes atribuir um significado químico. A enorme utilidade da química no mundo atual aponta para um futuro sustentável em áreas vitais para a sociedade (energia, recursos naturais, saúde, alimentação, novos materiais, entre outros), através de avanços significativos na síntese química, na química analítica, na química computacional, na química biológica e na tecnologia química. Estes aspetos devem, por isso, ser valorizados, procurando-se que os alunos reconheçam algumas aplicações e outros resultados de investigação que tenham impacto na sociedade e no ambiente. Apresentam-se a sequência de conteúdos do 10.o, os objetivos gerais, as metas curriculares, algumas orientações e sugestões, e uma previsão da distribuição por tempos letivos. As atividades laboratoriais (designadas por AL) aparecem identificadas nos respetivos subdomínios e, também para estas, apresentam-se os respetivos objetivos gerais e algumas sugestões, podendo ser utilizados outros procedimentos desde que se atinjam as metas definidas.

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Domínio 1: Elementos químicos e sua organização (17 aulas = 14 + 3 AL) Subdomínio 1.1: Massa e tamanho dos átomos (5 aulas = 4 + AL 1.1)

1. Objetivo geral: Consolidar e ampliar conhecimentos sobre elementos químicos e dimensões à escala atómica. Conteúdos, orientações e sugestões (pág. 8)

Metas curriculares (pág. 43)

Conteúdos • Ordens de grandeza e escalas de comprimento • Dimensões à escala atómica • Massa isotópica e massa atómica relativa média • Quantidade de matéria e massa molar • Fração molar e fração mássica • AL 1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de água

1.1 Descrever a constituição de átomos com base no número atómico, no número de massa e na definição de isótopos. 1.2 Determinar a ordem de grandeza de um número relacionando tamanhos de diferentes estruturas na natureza (por exemplo, célula, ser humano, Terra e Sol) numa escala de comprimentos. 1.3 Comparar ordens de grandeza de distâncias e tamanhos à escala atómica a partir, por exemplo, de imagens de microscopia de alta resolução, justificando o uso de unidades adequadas. 1.4 Associar a nanotecnologia à manipulação da matéria à escala atómica e molecular e identificar algumas das suas Orientações e sugestões Como indício experimental da existência de aplicações com base em informação selecionada. átomos sugere-se a observação de 1.5 Indicar que o valor de referência usado como padrão para movimentos brownianos. A grande diferença a massa relativa dos átomos e das moléculas é 1/12 da massa de densidades entre as fases condensadas e do átomo de carbono-12. gasosa de um material pode também 1.6 Interpretar o significado de massa atómica relativa média propiciar uma reflexão sobre a existência de e calcular o seu valor a partir de massas isotópicas, átomos e as suas dimensões. Estas abordagens justificando a proximidade do seu valor com a massa do permitem uma contextualização histórica do isótopo mais abundante. assunto, que vai de Brown a Einstein, 1.7 Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de unidades e passando por Avogadro e Loschmidt. Para avaliar as dimensões à escala atómica caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número podem analisar-se imagens de microscopia de Avogadro de entidades. de alta resolução às quais estejam associadas 1.8 Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a escalas ou fatores de ampliação. Pode-se também recorrer a informação constante de Avogadro como constante de proporcionalidade. sobre a presença de nanopartículas em 1.9 Calcular massas molares a partir de tabelas de massas situações comuns e sobre aplicações que atómicas relativas (médias). resultem da manipulação da matéria à escala 1.10 Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de atómica. A análise das vantagens e riscos da matéria com a massa molar. nanotecnologia possibilita a reflexão sobre as 1.11 Determinar composições quantitativas em fração molar e em fração mássica, e relacionar estas duas grandezas. relações entre ciência e sociedade. AL 1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de água (pág. 28) Objetivo geral: Medir o volume e a massa de uma gota de água e determinar o número de moléculas de água na gota. Sugestões Nesta atividade introduzem-se alguns conceitos sobre medição: algarismos significativos, incerteza experimental associada à leitura no aparelho de medida, erros que afetam as medições e modo de exprimir uma medida a partir de uma única medição direta. A atividade pode começar questionando os alunos sobre um processo de medir a massa e o volume de uma gota de água, orientando a discussão de forma a concluírem que a medição deve fazer-se a partir da massa e do volume de um número elevado de gotas. Sugere-se um número de gotas de água não inferior a 100. Posteriormente, pode questionar-se qual das grandezas medidas (massa ou volume) deve ser usada para determinar o número de moléculas de água numa gota, e ainda que informação adicional é necessária e onde esta pode ser encontrada. Os resultados obtidos podem ser usados para determinar e comparar ordens de grandeza. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Metas específicas e transversais (pág. 66) 1. Medir a massa e o volume de um dado número de gotas de água, selecionando os instrumentos de medição mais adequados. 2. Apresentar os resultados das medições da massa e do volume das gotas de água, atendendo à incerteza de leitura e ao número de algarismos significativos. 3. Determinar a massa e o volume de uma gota de água e indicar a medida com o número adequado de algarismos significativos. 4. Calcular o número de moléculas de água que existem numa gota e indicar o resultado com o número adequado de algarismos significativos.

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Subdomínio 1.2: Energia dos eletrões nos átomos (8 aulas = 7 + AL 1.2)

2. Objetivo geral: Reconhecer que a energia dos eletrões nos átomos pode ser alterada por absorção ou emissão de energias bem definidas, correspondendo a cada elemento um espetro atómico característico, e que os eletrões nos átomos se podem considerar distribuídos por níveis e subníveis de energia. Conteúdos, orientações e sugestões (pág. 8)

Metas curriculares (pág. 43)

Conteúdos • Espetros contínuos e descontínuos • O modelo atómico de Bohr • Transições eletrónicas • Quantização de energia • Espetro do átomo de hidrogénio • Energia de remoção eletrónica • Modelo quântico do átomo o níveis e subníveis o orbitais (s, p e d) o spin • Configuração eletrónica de átomos o Princípio da Construção (ou de Aufbau) o Princípio da Exclusão de Pauli • AL 1.2 Teste de chama

2.1 Indicar que a luz (radiação eletromagnética ou onda eletromagnética) pode ser detetada como partículas de energia (fotões), sendo a energia de cada fotão proporcional à frequência dessa luz. 2.2 Identificar luz visível e não visível de diferentes frequências no espetro eletromagnético, comparando as energias dos respetivos fotões. 2.3 Distinguir tipos de espetros: descontínuos e contínuos; de absorção e de emissão. 2.4 Interpretar o espetro de emissão do átomo de hidrogénio através da quantização da energia do eletrão, concluindo que esse espetro resulta de transições eletrónicas entre níveis energéticos. 2.5 Identificar a existência de níveis de energia bem definidos, e a ocorrência de transições de eletrões entre níveis por absorção ou emissão de energias bem definidas, como as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atómico atual. 2.6 Associar a existência de níveis de energia à quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio e concluir que esta quantização se verifica para todos os átomos. 2.7 Associar cada série espetral do átomo de hidrogénio a transições eletrónicas com emissão de radiação nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho. 2.8 Relacionar, no caso do átomo de hidrogénio, a energia envolvida numa transição eletrónica com as energias dos níveis entre os quais essa transição se dá. 2.9 Comparar espetros de absorção e de emissão de elementos químicos, concluindo que são característicos de cada elemento. 2.10 Identificar, a partir de informação selecionada, algumas aplicações da espetroscopia atómica (por exemplo, identificação de elementos químicos nas estrelas, determinação de quantidades vestigiais em química forense). 2.11 Indicar que a energia dos eletrões nos átomos inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo, por as suas cargas serem de sinais contrários, e das repulsões entre os eletrões, por as suas cargas serem do mesmo sinal. 2.12 Associar a nuvem eletrónica a uma representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões. 2.13 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que átomos de elementos diferentes têm valores diferentes da energia dos eletrões. 2.14 Interpretar valores de energias de remoção eletrónica,

Orientações e sugestões Recomenda-se a observação de espetros contínuos e descontínuos decompondo a luz com redes de difração ou espetroscópios e a visualização de simulações sobre espetroscopia. Sugere-se ainda o uso de tubos de Pluecker para visualizar espetros descontínuos. Deve recorrer-se a dados da espetroscopia fotoeletrónica (sem exploração nem da técnica nem dos equipamentos) para estabelecer a ordem das energias no estado fundamental de orbitais atómicas até 4s. Este assunto deve ser abordado sem recurso aos números quânticos. O Princípio da Exclusão de Pauli deve ser apresentado de uma forma simplificada, devendo fazer-se a distribuição eletrónica pelas orbitais degeneradas. As energias relativas dos subníveis eletrónicos ocupados, assim como os números relativos de eletrões em cada subnível, podem ser determinados a partir de espetros obtidos por espetroscopia fotoeletrónica de baixa resolução, enquanto o número máximo de eletrões permitido por orbital é dado pelo Princípio da Exclusão de Pauli. A degenerescência das orbitais p e d do mesmo nível pode assim ser confirmada a partir destes resultados. As configurações eletrónicas devem ser estabelecidas com base na regra da construção (conhecida por Princípio de Construção ou de

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Aufbau) e atendendo à maximização do número de eletrões desemparelhados (conhecida como regra de Hund).

obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, concluindo que os eletrões se podem distribuir por níveis de energia e subníveis de energia. 2.15 Indicar que os eletrões possuem, além de massa e carga, uma propriedade quantizada denominada spin que permite dois estados diferentes. 2.16 Associar orbital atómica à função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo. 2.17 Identificar as orbitais atómicas s, p e d, com base em representações da densidade eletrónica que lhes está associada e distingui-las quanto ao número e à forma. 2.18 Indicar que cada orbital pode estar associada, no máximo, a dois eletrões, com spin diferente, relacionando esse resultado com o princípio de Pauli. 2.19 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que orbitais de um mesmo subnível np, ou nd, têm a mesma energia. 2.20 Estabelecer as configurações eletrónicas dos átomos, utilizando a notação spd, para elementos até Z = 23, atendendo ao Princípio da Construção, ao Princípio da Exclusão de Pauli e à maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas.

AL 1.2 Teste de chama (pág. 28) Objetivo geral: Identificar elementos químicos em amostras de sais usando testes de chama. Sugestões Esta atividade pode adquirir um caráter de pesquisa laboratorial, caso se usem amostras desconhecidas de vários sais. Se forem usadas ansas de Cr/Ni, a atividade deve ser planeada para que a mesma ansa seja utilizada sempre na mesma amostra, o que evita o recurso a ácido clorídrico concentrado para a sua limpeza. Devem ser abordados aspetos de segurança relacionados com a utilização de fontes de aquecimento e manipulação de reagentes. Os resultados do teste de chama podem ser relacionados com os efeitos observados no fogo-de-artifício. Metas específicas e transversais (pág. 66) 1. Identificar a presença de um dado elemento químico através da coloração de uma chama quando nela se coloca uma amostra de sal. 2. Indicar limitações do ensaio de chama relacionadas com a temperatura da chama e com a natureza dos elementos químicos na amostra. 3. Interpretar informação de segurança presente no rótulo de reagentes e adotar medidas de proteção com base nessa informação e em instruções recebidas. 4. Interpretar os resultados obtidos em testes de chama.

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Subdomínio 1.3: Tabela Periódica (4 aulas = 3 + AL 1.3)

3. Objetivo geral: Reconhecer na Tabela Periódica um meio organizador de informação sobre os elementos químicos e respetivas substâncias elementares e compreender que a estrutura eletrónica dos átomos determina as propriedades dos elementos. Conteúdos, orientações e sugestões (pág. 9)

Metas curriculares (pág. 45)

Conteúdos • Evolução histórica da Tabela Periódica • Estrutura da Tabela Periódica: grupos, períodos e blocos • Elementos representativos e de transição • Famílias de metais e de não-metais • Propriedades periódicas dos elementos representativos o raio atómico o energia de ionização • AL 1.3 Densidade relativa de metais

3.1. Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual. 3.2 Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica. 3.3 Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos. 3.4 Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substância(s) elementar(es) correspondentes. 3.5 Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica. 3.6 Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica. 3.7 Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica. 3.8 Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não-metais. 3.9 Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.

Orientações e sugestões Devem relembrar-se os principais contributos para a evolução da Tabela Periódica (de Döbereiner a Moseley, passando por Mendeleev, e avançando até à atualidade), podendo realçar-se a fundamentação e discussão das propostas que foram surgindo e o facto de a Tabela Periódica ser um documento aberto à incorporação de novos elementos químicos e de novos conhecimentos. Essa abordagem permite mostrar o modo como a ciência evolui. A diversidade de materiais existentes na natureza mostra que a maioria dos elementos químicos se encontra na forma combinada (formando substâncias elementares ou compostas) e que um número relativamente pequeno de elementos está na origem de milhões de substâncias naturais e artificiais.

AL 1.3 Densidade relativa de metais (pág. 28) Objetivo geral: Determinar a densidade relativa de metais por picnometria. Sugestões Sugere-se a utilização de metais como cobre, alumínio ou chumbo, na forma de grãos, lâminas ou fios de pequena dimensão. Devem discutir-se erros aleatórios e sistemáticos ligados à influência da temperatura, devidos à formação de bolhas de ar no interior do picnómetro, a uma secagem inadequada do picnómetro ou à presença de impurezas no metal em estudo. Nesta atividade deve introduzir-se o erro percentual associado a um resultado experimental, quando há um valor de referência, e a sua relação com a exatidão desse resultado. Metas específicas e transversais (pág. 66) 1. Definir densidade relativa e relacioná-la com a massa volúmica. 2. Identificar a densidade relativa como uma propriedade física de substâncias. 3. Interpretar e utilizar um procedimento que permita determinar a densidade relativa de um metal por picnometria. 4. Determinar a densidade relativa do metal. 5. Indicar o significado do valor obtido para a densidade relativa do metal. 6. Determinar o erro percentual do resultado obtido para a densidade relativa do metal e relacioná-lo com a exatidão desse resultado. 7. Indicar erros que possam ter afetado o resultado obtido. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Domínio 2: Propriedades e transformações da matéria (23 aulas = 19 + 4 AL) Subdomínio 2.1: Ligação química (10 aulas = 9 + AL 2.1) 1. Objetivo geral: Compreender que as propriedades das moléculas e materiais são determinadas pelo tipo de átomos, pela energia das ligações e pela geometria das moléculas. Conteúdos, orientações e sugestões (pág. 10)

Metas curriculares (pág. 45)

Conteúdos • Tipos de ligações químicas • Ligação covalente o estruturas de Lewis o energia de ligação e comprimento de ligação o polaridade das ligações o geometria molecular o polaridade das moléculas o estruturas de moléculas orgânicas e biológicas • Ligações intermoleculares o ligações de hidrogénio o ligações de van der Waals (de London, entre moléculas polares e entre moléculas polares e apolares) • AL 2.1 Miscibilidade de líquidos

1.1 Indicar que um sistema de dois ou mais átomos pode adquirir maior estabilidade através da formação de ligações químicas. 1.2 Interpretar as interações entre átomos através das forças de atração entre núcleos e eletrões, forças de repulsão entre eletrões e forças de repulsão entre núcleos. 1.3 Interpretar gráficos da energia em função da distância internuclear durante a formação de uma molécula diatómica identificando o predomínio das repulsões a curta distância e o predomínio das atrações a longas distâncias, sendo estas distâncias respetivamente menores e maiores do que a distância de equilíbrio. 1.4 Indicar que os átomos podem partilhar eletrões formando ligações covalentes (partilha localizada de eletrões de valência), ligações iónicas (transferência de eletrões entre átomos originando estruturas com caráter iónico) e ligações metálicas (partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos). 1.5 Associar as ligações químicas em que não há partilha significativa de eletrões a ligações intermoleculares. 1.6 Interpretar a ocorrência de ligações covalentes simples, duplas ou triplas em H2, N2, O2 e F2, segundo o modelo de Lewis. 1.7 Representar, com base na regra do octeto, as fórmulas de estrutura de Lewis de moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2. 1.8 Relacionar o parâmetro ângulo de ligação nas moléculas CH4, NH3, H2O e CO2 com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência. 1.9 Prever a geometria molecular, com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência, em moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2. 1.10 Prever a relação entre as energias de ligação ou os comprimentos de ligação em moléculas semelhantes, com base na variação das propriedades periódicas dos elementos envolvidos nas ligações (por exemplo H2O e H2S ou HCl e HBr). 1.11 Indicar que as moléculas diatómicas homonucleares são apolares e que as moléculas diatómicas heteronucleares são polares, interpretando essa polaridade com base na distribuição de carga elétrica entre os átomos. 1.12 Identificar ligações polares e apolares com base no tipo de átomos envolvidos na ligação. 1.13 Indicar alguns exemplos de moléculas polares (H2O, NH3) e apolares (CO2, CH4). 1.14 Identificar hidrocarbonetos saturados, insaturados e haloalcanos e, no caso de hidrocarbonetos saturados de

Orientações e sugestões A ligação química deve ser considerada um conceito unificador: a energia de um conjunto de átomos ou moléculas ligados é menor do que a energia dos átomos ou moléculas separados, como resultado das atrações e repulsões envolvendo eletrões e núcleos atómicos. Devem ser estudadas duas situações quanto ao tipo de ligação química: (a) partilha significativa de eletrões entre os átomos (ligações iónica, covalente e metálica) e (b) partilha pouco significativa de eletrões entre os átomos ou moléculas (ligações intermoleculares de van der Waals e ligações de hidrogénio). A identificação da partilha de eletrões pode ser relacionada qualitativamente com representações da densidade eletrónica das moléculas. A ligação iónica deve ser apresentada como uma ligação em que a partilha de eletrões dá origem a uma cedência significativa de eletrões entre átomos, podendo realçar--se que essas estruturas com caráter iónico se dissociam em iões em solução ou por mudança de estado físico. A polaridade das moléculas deve ser abordada sem recorrer ao conceito de momento dipolar. Pode destacar-se que a assimetria na distribuição da carga elétrica se traduz na polaridade da molécula, por exemplo, a partir de representações das densidades eletrónicas de moléculas. Mais importante do que a identificação dos vários tipos de forças de van der Waals será a aquisição pelos alunos da noção de que, para qualquer tipo de 16

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molécula, incluindo as moléculas não polares e os cadeia aberta até 6 átomos de carbono, representar a átomos de gases nobres, existe atração entre estas fórmula de estrutura a partir do nome ou escrever o nome a por forças de London e que, em moléculas polares, partir da fórmula de estrutura. a estas atrações se somam as atrações entre as 1.15 Interpretar e relacionar os parâmetros de ligação, distribuições assimétricas de carga. energia e comprimento, para a ligação CC nas moléculas Sugere-se a aplicação dos conhecimentos sobre etano, eteno e etino. ligação química e geometria molecular na análise e 1.16 Identificar grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, interpretação de estruturas moleculares de ácidos carboxílicos e aminas) em moléculas orgânicas, substâncias presentes nos alimentos e em biomoléculas e fármacos, a partir das suas fórmulas de medicamentos, entre outros, sem exploração da estrutura. 1.17 Identificar ligações intermoleculares – de hidrogénio e nomenclatura correspondente a essas moléculas. A relação entre as miscibilidades e o tipo de ligações de van der Waals – com base nas características das intermoleculares deve ser apresentada como uma unidades estruturais. relação genérica cuja explicação é complexa, por 1.18 Relacionar a miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos depender de múltiplos fatores, não sendo com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre necessário fornecer essa explicação aos alunos. unidades estruturais. AL 2.1 Miscibilidade de líquidos (pág. 29) Objetivo geral: Prever e avaliar a miscibilidade de líquidos. Sugestões A atividade pode ter o formato de uma investigação laboratorial, em que se fornecem vários líquidos e informação sobre as correspondentes fórmulas de estrutura. Os líquidos a utilizar poderão ser: água, etanol, acetona e hexano. A atividade pode começar sugerindo aos alunos que formulem hipóteses sobre a miscibilidade dos líquidos propostos, com base nas respetivas fórmulas de estrutura. Um líquido que também poderá ser utilizado é o éter de petróleo. Neste caso, deve ser dada a informação aos alunos que se trata de uma mistura de hidrocarbonetos, essencialmente pentano e hexano. Deverão ser tomadas medidas para lidar com riscos associados à manipulação de alguns líquidos. Metas específicas e transversais (pág. 66) 1. Prever se dois líquidos são miscíveis ou imiscíveis, tendo como único critério o tipo de ligações intermoleculares predominantes em cada um. 2. Identificar e controlar variáveis que afetam a miscibilidade de líquidos. 3. Interpretar informação de segurança nos rótulos de reagentes e adotar medidas de proteção com base nessa informação e em instruções recebidas. 4. Descrever e realizar um procedimento que permita avaliar a miscibilidade de líquidos. 5. Relacionar a miscibilidade dos líquidos em estudo com os tipos de interações entre as respetivas unidades estruturais.

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Subdomínio 2.2: Gases e dispersões (8 aulas = 6 + AL 2.2 + AL 2.3) 1. Objetivo geral: Reconhecer que muitos materiais se apresentam na forma de dispersões que podem ser caracterizadas quanto à sua composição. Conteúdos, orientações e sugestões (pág. 11) Conteúdos • Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmica • Soluções, coloides e suspensões • Composição quantitativa de soluções o concentração em massa o concentração o percentagem em volume e percentagem em massa o partes por milhão • Diluição de soluções aquosas o AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos o AL 2.3 Diluição de soluções Orientações e sugestões A abordagem destes conteúdos pode partir da descrição da atmosfera da Terra, no que respeita à presença de gases, com realce para a composição quantitativa média da troposfera, para análises químicas da qualidade do ar e o aumento do efeito de estufa. Outros contextos igualmente pertinentes, por estarem relacionados com o quotidiano e a sociedade, em particular com a informação e a defesa do consumidor, podem ser encontrados nas indústrias farmacêutica, alimentar e de cosméticos, na saúde e qualidade da água, entre outros. A análise, por exemplo, de bulas de medicamentos, de rótulos e de relatórios de análises pode contribuir para motivar os alunos e sensibilizá-los para a importância da interpretação de informação química necessária ao esclarecimento dos consumidores.

Metas curriculares (pág. 46) 2.1 Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases à mesma pressão e temperatura. 2.2 Relacionar o volume de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura. 2.3 Relacionar a massa volúmica de uma substância gasosa com a sua massa molar e volume molar. 2.4 Descrever a composição da troposfera terrestre, realçando N2 e O2 como os seus componentes mais abundantes. 2.5 Indicar poluentes gasosos na troposfera e identificar as respetivas fontes. 2.6 Distinguir solução, dispersão coloidal e suspensão com base na ordem de grandeza da dimensão das partículas constituintes. 2.7 Descrever a atmosfera terrestre como uma solução gasosa, na qual também se encontram coloides e suspensões de matéria particulada. 2.8 Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos (pág. 29) Objetivo geral: Preparar uma solução aquosa a partir de um soluto sólido. Sugestões O reagente a utilizar deve estar devidamente rotulado para que se possa fazer a necessária avaliação de riscos. Sugere-se a utilização de compostos corados como sulfato de cobre (II) pentahidratado ou permanganato de potássio. Não devem usar--se sais contendo catiões de metais pesados (Pb, Hg, Cr, Co, Ni). Devem ser referidos aspetos relacionados com armazenamento de soluções; as soluções preparadas podem ser aproveitadas para outros trabalhos. Devem discutir-se erros aleatórios e sistemáticos. Metas específicas e transversais (pág. 67) 1. Efetuar cálculos necessários à preparação de soluções a partir de um soluto sólido. 2. Descrever as principais etapas e procedimentos necessários à preparação de uma solução a partir de um soluto sólido. 3. Medir a massa de sólidos em pó, granulados ou em cristais, usando uma balança digital, e apresentar o resultado da medição atendendo à incerteza de leitura e ao número de algarismos significativos. 4. Aplicar técnicas de transferência de sólidos e líquidos. 5. Preparar uma solução com um dado volume e concentração. 6. Armazenar soluções em recipiente apropriado sem as contaminar ou sem alterar a sua concentração. 7. Indicar erros que possam ter afetado as medições efetuadas. 18

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AL 2.3 Diluição de soluções (pág. 29) Objetivo geral: Preparar soluções aquosas por diluição. Sugestões Previamente, usando água, os alunos devem treinar o uso de pipetas na medição de volumes; estas podem ser da mesma classe, para poderem comparar as respetivas incertezas de leitura. Cada grupo de alunos deverá preparar várias soluções com diferentes fatores de diluição, selecionando pipetas e balões volumétricos adequados. As soluções preparadas podem ser aproveitadas para outros trabalhos. Sugere-se que a solução a diluir seja a preparada na atividade anterior. Metas específicas e transversais (pág. 67) 1. Efetuar cálculos necessários à preparação de soluções por diluição, em particular utilizando o fator de diluição. 2. Descrever as principais etapas e procedimentos necessários à preparação de uma solução por diluição. 3. Distinguir pipetas volumétricas de pipetas graduadas comparando, para volumes iguais, a incerteza de leitura de ambas. 4. Interpretar inscrições em instrumentos de medição de volume. 5. Medir volumes de líquidos com pipetas, usando a técnica adequada. 6. Apresentar o resultado da medição do volume de solução com a pipeta atendendo à incerteza de leitura e ao número de algarismos significativos. 7. Preparar uma solução com um dado volume e concentração a partir de uma solução mais concentrada.

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Subdomínio 2.3: Transformações químicas (5 aulas = 4 + AL 2.4) 3. Objetivo geral: Compreender os fundamentos das reações químicas, incluindo reações fotoquímicas, do ponto de vista energético e da ligação química. Conteúdos, orientações e sugestões (pág. 11)

Metas curriculares (pág. 47)

Conteúdos • Energia de ligação e reações químicas o processos endoenergéticos e exoenergéticos o variação de entalpia • Reações fotoquímicas na atmosfera o fotodissociação e fotoionização o radicais livres e estabilidade das espécies químicas o ozono estratosférico • AL 2.4 Reação fotoquímica

3.1 Interpretar uma reação química como resultado de um processo em que ocorre rutura e formação de ligações químicas. 3.2 Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a rutura como um processo endoenergético. 3.3 Classificar reações químicas em exotérmicas ou em endotérmicas como aquelas que, num sistema isolado, ocorrem, respetivamente, com aumento ou diminuição de temperatura. 3.4 Interpretar a energia da reação como o balanço energético entre a energia envolvida na rutura e na formação de ligações químicas, designá-la por variação de entalpia para transformações a pressão constante, e interpretar o seu sinal (positivo ou negativo). 3.5 Interpretar representações da energia envolvida numa reação química relacionando a energia dos reagentes e dos produtos e a variação de entalpia. 3.6 Determinar a variação de entalpia de uma reação química a partir das energias de ligação e a energia de ligação a partir da variação de entalpia e de outras energias de ligação. 3.7 Identificar transformações químicas desencadeadas pela luz, designando-as por reações fotoquímicas. 3.8 Distinguir fotodissociação de fotoionização e representar simbolicamente estes fenómenos. 3.9 Interpretar fenómenos de fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre envolvendo O2, O3, e N2 relacionandoos com a energia da radiação envolvida e com a estabilidade destas moléculas. 3.10 Identificar os radicais livres como espécies muito reativas por possuírem eletrões desemparelhados. 3.11 Interpretar a formação e destruição do ozono estratosférico, com base na fotodissociação de O2 e de O3, por envolvimento de radiações ultravioletas UVB e UVC, concluindo que a camada de ozono atua como um filtro dessas radiações. 3.12 Explicar a formação dos radicais livres a partir dos clorofluorocarbonetos (CFC) tirando conclusões sobre a sua estabilidade na troposfera e efeitos sobre o ozono estratosférico. 3.13 Indicar que o ozono na troposfera atua como poluente em contraste com o seu papel protetor na estratosfera.

Orientações e sugestões A escrita de equações químicas usando fórmulas de estrutura pode ajudar a compreender o que se passa na rutura e formação de ligações durante as reações químicas. Os exemplos a considerar devem incluir substâncias estudadas no subdomínio «Ligação Química», podendo ser introduzidas reações como a combustão de alcanos, a síntese do amoníaco e a decomposição da água. O caso particular do ozono, que na troposfera atua como poluente enquanto na estratosfera atua como protetor, pode ser explorado nos aspetos científico, tecnológico, social e ambiental. A formação e destruição do ozono estratosférico podem ser abordadas através da questão da camada de ozono. Podem discutir-se as vantagens e desvantagens proporcionadas pelos clorofluorocarbonetos (CFC), assim como dos seus substitutos, com base em informação selecionada. Também podem ser utilizadas as aplicações da fotoquímica em diferentes áreas como, por exemplo, a medicina, a arte e a produção de energia.

AL 2.4 Reação fotoquímica (pág. 29) Objetivo geral: Investigar o efeito da luz sobre o cloreto de prata. Sugestões A reação fotoquímica em estudo envolve a transformação do ião prata em prata metálica e libertação de cloro, sendo representada por: 2 AgCℓ (s) → 2 Ag (s) + Cℓ 2 (g) 20

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A atividade deve realizar-se em pequena escala para diminuir custos, evitar os riscos associados à libertação de cloro e reduzir a formação de resíduos. Devem utilizar-se soluções de cloreto de sódio e de nitrato de prata de igual concentração. Para investigar o efeito da luz sobre o cloreto de prata deve usar-se luz branca, luz azul e luz vermelha e usar como termo de comparação uma amostra ao abrigo da luz. Deve discutir-se o controlo de variáveis. Metas específicas e transversais (pág. 67) 1. Interpretar e realizar procedimentos que, em pequena escala e controlando variáveis, permitam estudar o efeito da luz sobre cloreto de prata. 2. Interpretar os resultados obtidos escrevendo equações químicas correspondentes. 3. Descrever e comparar o efeito de diferentes tipos de luz visível sobre o cloreto de prata.

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6.2. Trabalho prático-laboratorial (pág. 26) Dada a natureza experimental da física e da química, as atividades de caráter prático e laboratorial, a desenvolver em tempos de maior duração e com a turma desdobrada, merecem uma referência especial. O trabalho prático-laboratorial, entendido como todo o trabalho realizado pelos alunos, incluindo a resolução de problemas, atividades de pesquisa e de comunicação, atividades com ou sem recurso a material de laboratório (incluindo o controlo de variáveis), é indispensável para o aluno desenvolver atitudes, capacidades e conhecimentos associadas ao trabalho científico. As atividades laboratoriais devem ser enquadradas com os respetivos conteúdos e referenciais teóricos. A sua planificação deve ser realizada com cuidado, procurando clarificar o tema, discutir ideias prévias dos alunos e identificar as grandezas a medir e as condições a respeitar, de modo a que os trabalhos possam decorrer com o ritmo adequado. Os alunos devem identificar, na realização das atividades, possíveis erros aleatórios e sistemáticos. Recomenda-se que tenham em atenção o alcance e a sensibilidade dos instrumentos de medida, que indiquem a incerteza associada à escala utilizada no instrumento e que apresentem as medidas com um número correto de algarismos significativos. Nas medições diretas, conseguidas com uma única medição, o resultado da medida deve vir afetado da incerteza associada à escala do instrumento de medida (incerteza absoluta de leitura). Sempre que possível, uma medição direta deve ser efetuada recorrendo a uma série de medições nas mesmas condições. Neste caso, o aluno deve proceder do seguinte modo: • determinar o valor mais provável da grandeza a medir (média aritmética dos valores das medições); • determinar a incerteza absoluta de leitura; • determinar o desvio de cada medição; • determinar a incerteza absoluta de observação (desvio absoluto máximo); • tomar para incerteza absoluta a maior das incertezas anteriores (de leitura ou de observação); • determinar a incerteza relativa em relação à média, exprimindo-a em percentagem (desvio percentual) e associá-la à precisão das medidas; • exprimir o resultado da medição direta em função do valor mais provável e da incerteza absoluta ou da incerteza relativa. Os alunos devem estar familiarizados com o cálculo da incerteza absoluta de medições diretas e reconhecer que a precisão das medidas é mais intuitiva quando se exprime a incerteza relativa. Devem determinar o erro relativo, em percentagem (erro percentual), de uma medida que possa ser comparada com valores tabelados ou previstos teoricamente e interpretar o seu valor, associando-o à exatidão da medida. Deve-se sensibilizar os alunos para o facto de a incerteza nas medições diretas se transmitir às medições indiretas, mas não se exige o respetivo cálculo. Certas atividades requerem o traçado de gráficos e de retas de ajuste aos dados experimentais, pelo que os alunos devem, nesses casos, recorrer à calculadora gráfica (ou equivalente). Os conceitos relativos ao tratamento de dados devem ser introduzidos de modo faseado, ao longo das atividades laboratoriais, e de acordo com as metas estabelecidas para cada uma delas. As atividades laboratoriais têm de ser feitas, obrigatoriamente, pelos alunos em trabalho de grupo. 22

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Alguns aspetos relativos à segurança na realização de atividades laboratoriais fazem parte da formação dos alunos e, por isso, as atividades propostas incluem oportunidades para aprenderem a lidar com riscos associados a técnicas de utilização de equipamentos e reagentes. A segurança deve ser uma preocupação constante, pressupondo-se o cumprimento de regras gerais de conduta no laboratório. Outros aspetos mais específicos devem ser integrados de um modo progressivo, o que se traduz pela definição de metas específicas e transversais relacionadas com a segurança, que são alcançáveis em diferentes trabalhos laboratoriais. […] Podem ser utilizados outros procedimentos desde que se atinjam as metas definidas. 7. Metas transversais a todas as atividades da componente prática-laboratorial (pág. 64) 7.1. Aprendizagem do tipo processual 1. Identificar material e equipamento de laboratório e manuseá-lo corretamente, respeitando regras de segurança e instruções recebidas. 2. Identificar simbologia em laboratórios. 3. Identificar equipamento de proteção individual. 4. Adotar as medidas de proteção adequadas a operações laboratoriais, com base em informação de segurança e instruções recebidas. 5. Atuar corretamente em caso de acidente no laboratório tendo em conta procedimentos de alerta e utilização de equipamento de salvamento. 6. Selecionar material de laboratório adequado a um trabalho laboratorial. 7. Construir uma montagem laboratorial a partir de um esquema ou de uma descrição. 8. Executar corretamente técnicas laboratoriais. 9. Operacionalizar o controlo de uma variável. 10. Identificar aparelhos de medida, analógicos e digitais, o seu intervalo de funcionamento e a respetiva incerteza de leitura. 11. Efetuar medições utilizando material de laboratório analógico, digital ou de aquisição automática de dados. 12. Representar um conjunto de medidas experimentais em tabela, associando-lhes as respetivas incertezas de leitura dos aparelhos de medida utilizados. 7.2. Aprendizagem do tipo conceptual 1. Identificar o objetivo de um trabalho prático. 2. Identificar o referencial teórico no qual se baseia o procedimento utilizado num trabalho prático, incluindo regras de segurança específicas. 3. Interpretar e seguir um protocolo. 4. Descrever o procedimento que permite dar resposta ao objetivo de um trabalho prático. 5. Conceber um procedimento capaz de validar uma dada hipótese, ou estabelecer relações entre variáveis, e decidir sobre as variáveis a controlar. 6. Identificar a influência de uma dada grandeza num fenómeno físico através de controlo de variáveis. 7. Conceber uma tabela de registo de dados adequada ao procedimento. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

23

8. 9. 10. 11. 12.

Representar esquemas de montagens. Utilizar regras de contagem de algarismos significativos. Identificar e comparar ordens de grandeza. Distinguir erros aleatórios de erros sistemáticos. Indicar a medida de uma grandeza numa única medição direta, atendendo à incerteza experimental associada à leitura no aparelho de medida. 13. Indicar a medida de uma grandeza quando há um conjunto de medições diretas, efetuadas nas mesmas condições, tomando como valor mais provável o valor médio. 14. Calcular a incerteza absoluta do valor mais provável de um conjunto de medições diretas (o maior dos desvios absolutos), assim como a incerteza relativa em percentagem (desvio percentual), e indicar a medida da grandeza. 15. Associar a precisão das medidas à sua maior ou menor dispersão, quando há um conjunto de medições diretas, e aos erros aleatórios. 16. Determinar o erro percentual associado a um resultado experimental quando há um valor de referência. 17. Associar a exatidão de um resultado à maior ou menor proximidade a um valor de referência e aos erros sistemáticos, relacionando-a com o erro percentual. 18. Construir gráficos a partir de listas de dados, utilizando papel ou suportes digitais. 19. Interpretar representações gráficas, estabelecendo relações entre as grandezas. 20. Aplicar conhecimentos de estatística no tratamento de dados experimentais em modelos lineares, identificando as grandezas físicas na equação da reta de regressão. 21. Determinar valores de grandezas, não obtidos experimentalmente, a partir da equação de uma reta de regressão. 22. Identificar erros que permitam justificar a baixa precisão das medidas ou a baixa exatidão do resultado. 23. Avaliar a credibilidade de um resultado experimental, confrontando-o com previsões do modelo teórico, e discutir os seus limites de validade. 24. Generalizar interpretações baseadas em resultados experimentais para explicar outros fenómenos que tenham o mesmo fundamento teórico. 25. Elaborar um relatório, ou síntese, sobre uma atividade prática, em formatos diversos.

24

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Na tabela seguinte estabelece-se uma associação possível entre metas transversais e atividades laboratoriais que permitem explorações que melhor concorrerão para atingir essas metas.

Conceptual

Processual

Aprendizagens do tipo: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24

AL 1.1

AL 1.2

AL 1.3

AL 2.1

AL 2.2

AL 2.3

AL 2.4

x

x x x x x

x

x x x x

x x x x

x x x x

x

x

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x x x x

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x x x x x

x

x x x x x

x x x x x x x

x

x x

x x x

x

x x

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25

8. Avaliação (pág. 38) O processo de avaliação desta disciplina decorre dos princípios gerais da avaliação: deve ser contínua, apoiada em diversos instrumentos adaptados às aprendizagens em apreciação, ter um carácter formativo – não só para os alunos, para controlo da sua aprendizagem, mas também para o professor, como reguladora das suas opções de ensino – e culminar em situações de avaliação sumativa. O aluno deve ser envolvido na avaliação, desenvolvendo o sentido crítico relativamente ao seu trabalho e à sua aprendizagem, através, por exemplo, da promoção de atitudes reflexivas e do recurso a processos metacognitivos. Os critérios de avaliação definidos em Conselho Pedagógico, sob proposta dos departamentos curriculares, devem contemplar os critérios de avaliação da componente prática-laboratorial, designadamente as atividades laboratoriais de caráter obrigatório. De acordo com o estabelecido no ponto 5 do art.o 7.o da Portaria n.o 243/2012, são obrigatórios momentos formais de avaliação da dimensão prática ou experimentais integrados no processo de ensino. E, de acordo com a alínea c) do mesmo ponto, na disciplina de Física e Química A, a componente prática laboratorial tem um peso mínimo de 30% no cálculo da classificação a atribuir em cada momento formal de avaliação. Dada a centralidade da componente prática-laboratorial na física e na química identificaram-se nas metas curriculares, para cada uma das atividades laboratoriais, descritores específicos e transversais, os quais devem servir como referência para a avaliação do desempenho dos alunos nessas atividades. Para responder aos diversos itens dos testes de avaliação os alunos podem consultar um formulário e, no caso da componente de química, a Tabela Periódica, numa versão que contenha, pelo menos, informação do símbolo químico, do número atómico e da massa atómica relativa.

26

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9. Formulário para a componente de química (10.o ano) (pág. 41) Grupos funcionais

Quantidades, massas e volumes

m=nM

N = n NA

V = n Vm

p=

m V

Soluções e dispersões

c=

n V

xA =

nA ntotal

%(m/m) = ppm =

mA mtotal

mA mtotal

× 102

%(V/V) =

× 106

ppmV =

VA Vtotal

VA Vtotal

× 102

× 106

Note-se que a parte do formulário não transcrita do programa não é da componente de química do 10.o ano sendo quase essencialmente, da componente de Física

10. Bibliografia (pág. 38) •

•

•

•

•

American Chemical Society, Exploring the Molecular Vision, Conference Report, Society Committee on Education (SOCED), June 27-29, 2003. (acedido em 15 de outubro de 2013) Australian Curriculum, Chemistry, Senior Secondary Curriculum, Assessment and Reporting Authority (ACARA), 2012. (acedido em 15 de outubro de 2013) Australian Curriculum, Physics, Senior Secondary Curriculum, Assessment and Reporting Authority (ACARA), 2012. (acedido em 15 de outubro de 2013) Bureau International des Poids et Mesures, The International System of Units (SI), Organisation Intergouvernementale de la Convention du Mètre, 2006 (acedido em 15 de outubro de 2013) o o Caldeira, H., Martins, I.P. et al., Programa de Física e Química A, 10. ou 11. ano, Curso Científico-Humanístico de Ciências e Tecnologias, Ministério da Educação, Departamento do Ensino Secundário, 2001. o

o

•

Caldeira, H., Martins, I.P. et al., Programa de Física e Química A, 11. ou 12. ano, Curso Científico-Humanístico de Ciências e Tecnologias, Ministério da Educação, Departamento do Ensino Secundário, 2003.

•

European Union, Using learnings outcomes, European Qualifications Framework Series: Note 4, 2011 (acedido em 7 de outubro de 2013). Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

27

•

•

• •

Gabinete de Avaliação Educacional (GAVE), Ministério da Educação e Ciência, Relatórios dos Exames Nacionais e Testes Intermédios (2008 a 2012) (acedido em 16 de janeiro de 2014)

•

Government of Ireland, Leaving Certificate Chemistry Syllabus, National Council for Curriculum and Assessment, 1999. (acedido em 4 de janeiro de 2014) Government of Ireland, Leaving Certificate Physics Syllabus, National Council for Curriculum and Assessment, 1999. (acedido em 4 de janeiro de 2014) Instituto Português da Qualidade, Vocabulário Internacional de Metrologia (VIM), Joint Committee for Guides in Metrology, 2012. (acedido em 15 de outubro de 2013) Ministère de l’Éducation Nationale, de la Jeunesse et de la Vie Associative, République Française, Enseignement spécifique et de spécialité de physique-chimie de la série scientifique - classe terminale, Bulletin officiel spécial n° 8, 13 octobre 2011. (acedido em 15 de outubro de 2013) Ministry of Education, Province of British Columbia, Canada, 2006, Chemistry 11 and 12: integrated resource package 2006. (acedido em 7 de outubro de 2013)

•

•

•

•

•

Ministry of Education, Province of British Columbia, Physics 11 and 12: integrated resource package 2006. (acedido em 7 de outubro de 2013)

•

OECD, PISA 2009 Results: What Students Know and Can Do – Student Performance in Reading, Mathematics and Science (Volume I), 2010. OECD, PISA 2012 Results: What Students Know and Can Do – Student Performance in Mathematics, Reading and Science (Volume I), 2013. OCR Recognising Achievement, GCE Chemistry A v4, AS/A Level GCE, United Kingdom, 2013. (acedido em 15 de outubro de 2013) OCR Recognising Achievement, GCE Physics A v4, AS/A Level GCE, United Kingdom, 2013. (acedido em 15 de outubro de 2013) Royal Society of Chemistry, Chemistry for Tomorrow's World, Report with potential opportunities for the Chemical Sciences in 41 global challenge areas, 2009. (acedido em 7 de outubro de 2013)

• • • •

28

European Association for Chemical and Molecular Sciences (EuCheMS), CHEMISTRY: Developing solutions in a changing world, 2011. (acedido em 7 de outubro de 2013) European Association for Chemical and Molecular Sciences (EuCheMS), CHEMISTRY, Finding solutions in a changing world, 2011. http://ec.europa.eu/research/horizon2020/pdf/contributions/prior/european_association_for_chemical_and_molecular _sciences.pdf> (acedido em 7 de outubro de 2013) o Fiolhais, C. et al., Metas Curriculares do 3. Ciclo do Ensino Básico – Ciências Físico-Químicas, Ministério da Educação e Ciência: Direção Geral da Educação, 2013.

•

Stanco, G.M., Mullis, I.V.S., Martin, M.O. and Foy, P., A., Trends in International Mathematics and Science Study, TIMMS2011 International Results in Science, Chestnut Hill, MA: TIMSS and PIRLS International Study Center, Boston College and International Association for the Evaluation of Educational Achievement: IEA Secretariat, 2012.

•

The College Board, AP Chemistry: Curriculum Framework 2013–2014, New York, 2011. (acedido em 3 de Dezembro de 2013)

•

The College Board, Science: College Board Standards for College Success, New York, 2009. (acedido em 17 de outubro de 2013) Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Calendarização anual O programa de Física e Química A enfatiza de várias formas a flexibilidade. A flexibilidade curricular implica um trabalho de planificação e calendarização por parte do professor. Apresentamos, por isso, uma calendarização que pode servir de guia (não rígido) para professores. Por cada subdomínio inclui-se mais uma ou duas aulas para além das sugeridas no programa da disciplina dando assim margem para o professor integrar, quando achar conveniente, por exemplo, momentos de avaliação formativa ou sumativa ou de reforço teórico-prático.

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29

30

2.3 Transformações químicas AL 2.4

AL 2.3

2.2 Gases e dispersões AL 2.2

AL 2.1

2.1 Ligação química

AL 1.3

1.3 Tabela Periódica

1.2 Energia dos eletrões nos átomos AL 1.2

1.1 Massa e tamanho dos átomos AL 1.1

1

2

3

4

5

8

9

10

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7

11

12

CALENDARIZAÇÃO (semanas) 14

15

16

17

18

Planificação a médio prazo Planificação a médio prazo Apresenta-se uma proposta de planificação a médio prazo dos dois domínios da química do 10.o ano de escolaridade, cujas linhas estruturantes passaram por: • Identificar e ordenar os conteúdos bem como os respetivos descritores das metas curriculares que lhes correspondem. • Identificar os recursos que visam contribuir para a consecução das metas delineadas, bem como a sua localização no manual, Caderno de Exercícios e Problemas, Caderno de Apoio ao Professor e

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31

Consolidar e ampliar conhecimentos sobre elementos químicos e dimensões à escala atómica.

Objetivo geral

32

de moléculas de uma gota de água

• AL 1.1 Volume e número

e fração mássica

• Fração molar

e massa molar

• Quantidade de matéria

atómica relativa média

• Massa isotópica e massa

atómica

• Dimensões à escala

e escalas de comprimento

• Ordens de grandeza

+Questões: pp. 31 – 38

• Caderno de Exercícios:

1.5 Indicar que o valor de referência usado como padrão para a massa relativa dos átomos e das moléculas é 1/12 da massa do átomo de carbono-12. 1.6 Interpretar o significado de massa atómica relativa media e calcular o seu valor a partir de massas isotópicas, justificando a proximidade do seu valor com a massa do isótopo mais abundante.

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1.11 Determinar composições quantitativas em fração molar e em fração mássica, e relacionar estas duas grandezas.

1.10 Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de matéria com a massa molar.

1.9 Calcular massas molares a partir de tabelas de massas atómicas relativas (médias).

1.8 Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a constante de Avogadro como constante de proporcionalidade.

1.7 Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de unidades e caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número de Avogadro de entidades.

• Recursos

pp. 41 a 44

Professor:

• Caderno de Apoio ao

pp. 4 a 16

Atividade laboratorial 1.1: pp. 28 – 30

1.4 Associar a nanotecnologia à manipulação da matéria a escala atómica e molecular e identificar algumas das suas aplicações com base em informação selecionada.

1.2 Determinar a ordem de grandeza de um número relacionando tamanhos de diferentes estruturas na natureza (por exemplo, célula, ser humano, Terra e Sol) numa escala de comprimentos. 1.3 Comparar ordens de grandeza de distâncias e tamanhos à escala atómica a partir, por exemplo, de imagens de microscopia de alta resolução, justificando o uso de unidades adequadas.

• Manual:

Recursos Apresentação dos conteúdos, questões resolvidas e atividade: pp. 10 a 26 Resumo: pp. 27

1.1 Descrever a constituição de átomos com base no número atómico, no número de massa e na definição de isótopos.

Metas Curriculares

Massa e tamanho dos átomos

Subdomínio

Conteúdos

Elementos químicos e sua organização

Domínio

– Spin

– Orbitais (s, p e d)

– Níveis e subníveis

do átomo

• Modelo quântico

eletrónica

• Energia de remoção

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2.12 Associar a nuvem eletrónica a uma representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões.

2.11 Indicar que a energia dos eletrões nos átomos inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo, por as suas cargas serem de sinais contrários, e das repulsões entre os eletrões, por as suas cargas serem do mesmo sinal.

2.10 Identificar, a partir de informação selecionada, algumas aplicações da espetroscopia atómica (por exemplo, identificação de elementos químicos nas estrelas, determinação de quantidades vestigiais em química forense).

2.9 Comparar espetros de absorção e de emissão de elementos químicos, concluindo que são característicos de cada elemento.

2.8 Relacionar, no caso do átomo de hidrogénio, a energia envolvida numa transição eletrónica com as energias dos níveis entre os quais essa transição se dá.

2.7 Associar cada série espetral do átomo de hidrogénio a transições eletrónicas com emissão de radiação nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho.

• Espetro do átomo

de hidrogénio

2.6 Associar à existência de níveis de energia a quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio e concluir que esta quantização se verifica para todos os átomos.

• Quantização de energia

2.4 Interpretar o espetro de emissão do átomo de hidrogénio através da quantização da energia do eletrão, concluindo que esse espetro resulta de transições eletrónicas entre níveis energéticos.

2.3 Distinguir tipos de espetros: descontínuos e contínuos; de absorção e de emissão.

2.2 Identificar luz visível e não visível de diferentes frequências no espetro eletromagnético, comparando as energias dos respetivos fotões.

2.1 Indicar que a luz (radiação eletromagnética ou onda eletromagnética) pode ser detetada como partículas de energia (fotões), sendo a energia de cada fotão proporcional a frequência dessa luz.

2.5 Identificar a existência de níveis de energia bem definidos, e a ocorrência de transições de eletrões entre níveis por absorção ou emissão de energias bem definidas, como as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atómico atual.

• Transições eletrónicas

de Bohr

• O modelo atómico

e descontínuos

• Espetros contínuos

• Recursos

ao Professor: pp. 45 a 50

• Caderno de Apoio

pp. 18 a 28

• Caderno de Exercícios:

Apresentação dos conteúdos, questões resolvidas e atividade: pp. 40 a 64 Resumo: pp. 65 Atividade laboratorial 1.2: pp. 66 a 68 +Questões: pp. 69 a 78

• Manual:

Recursos

Reconhecer que a energia dos eletrões nos átomos pode ser alterada por absorção ou emissão de energias bem definidas, correspondendo a cada elemento um espetro atómico característico, e que os eletrões nos átomos se podem considerar distribuídos por níveis e subníveis de energia.

Objetivo geral Metas Curriculares

Energia dos eletrões nos átomos

Subdomínio

Conteúdos

Elementos químicos e sua organização

Domínio

33

2.14 Interpretar valores de energias de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, concluindo que os eletrões se podem distribuir por níveis e subníveis de energia. 2.15 Indicar que os eletrões possuem, além de massa e carga, uma propriedade quantizada denominada spin que permite dois estados diferentes.

– Princípio da construção (ou de Aufbau)

– Princípio da Exclusão de Pauli

34

• AL 1.2 Teste de chama

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2.20 Estabelecer as configurações eletrónicas dos átomos, utilizando a notação spd, para elementos até Z = 23, atendendo ao Principio da Construção, ao Principio da Exclusão de Pauli e à maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas.

2.19 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que orbitais de um mesmo subnível np, ou nd, têm a mesma energia.

2.18 Indicar que cada orbital pode estar associada, no máximo, a dois eletrões, com spin diferente, relacionando esse resultado com o princípio de Pauli.

2.17 Identificar as orbitais atómicas s, p e d, com base em representações da densidade eletrónica que lhes esta associada e distingui-las quanto ao número e à forma.

2.16 Associar orbital atómica à função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo.

2.13 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que átomos de elementos diferentes têm valores diferentes da energia dos eletrões.

de átomos

• Configuração eletrónica

relativa de metais

• Al 1.3 Densidade

– Energia de ionização

– Raio atómico

• Propriedades periódicas

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3.9 Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.

3.8 Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não-metais.

3.7 Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica.

• Famílias de metais

e de não metais

3.6 Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica.

3.5 Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica.

3.4 Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substância(s) elementar(es) correspondentes.

3.3 Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos.

3.2 Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica.

3.1 Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual.

representativos e de transição

• Elementos

Periódica: grupos, períodos e blocos

• Estrutura da Tabela

da Tabela Periódica

• Evolução histórica

• Recursos

• Caderno de Apoio ao Professor: pp.51 a 53

• Caderno de Exercícios: pp. 30 a 40

Apresentação dos conteúdos, questões resolvidas e atividade: pp. 80 a 92 Resumo: pp. 93 Atividade laboratorial 1.3: pp. 94 a 97 +Questões: pp. 98 a 103

• Manual:

Recursos

Reconhecer na Tabela Periódica um meio organizador de informação sobre os elementos químicos e respetivas substâncias elementares e compreender que a estrutura eletrónica dos átomos determina as propriedades dos elementos.

Objetivo geral Metas Curriculares

Tabela Periódica

Subdomínio

Conteúdos

Elementos químicos e sua organização

Domínio

35

36

• AL 2.1 Miscibilidade de líquidos

– Forças de van der Waals (de London, entre moléculas polares e entre moléculas polares e apolares)

– Ligações de hidrogénio

• Ligações intermoleculares

– Estrutura de moléculas orgânicas e biológicas

– Polaridade das moléculas

– Geometria molecular

– Polaridade das ligações

– Energia de ligação e comprimento de ligação

– Estrutura de Lewis

• Ligação covalente

químicas

• Tipos de ligações

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1.11 Indicar que as moléculas diatómicas homonucleares são apolares e que as moléculas diatómicas heteronucleares são polares, interpretando essa polaridade com base na distribuição de carga elétrica entre os átomos.

1.10 Prever a relação entre as energias de ligação ou os comprimentos de ligação em moléculas semelhantes, com base na variação das propriedades periódicas dos elementos envolvidos nas ligações (por exemplo H2O e H2S ou HCℓ e HBr).

1.9 Prever a geometria molecular, com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência, em moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

1.8 Relacionar o parâmetro ângulo de ligação nas moléculas CH4, NH3, H2O e CO2 com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência.

1.7 Representar, com base na regra do octeto, as fórmulas de estrutura de Lewis de moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

1.6 Interpretar a ocorrência de ligações covalentes simples, duplas ou triplas em H2, N2, O2 e F2, segundo o modelo de Lewis.

1.5 Associar as ligações químicas em que não há partilha significativa de eletrões a ligações intermoleculares.

1.4 Indicar que os átomos podem partilhar eletrões formando ligações covalentes (partilha localizada de eletrões de valência), ligações iónicas (transferência de eletrões entre átomos originando estruturas com caráter iónico) e ligações metálicas (partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos).

1.3 Interpretar gráficos da energia em função da distância internuclear durante a formação de uma molécula diatómica identificando o predomínio das repulsões a curta distância e o predomínio das atrações a longa distância, sendo estas distâncias respetivamente menores e maiores do que a distância de equilíbrio.

1.2 Interpretar as interações entre átomos através das forças de atração entre núcleos e eletrões, forças de repulsão entre eletrões e forças de repulsão entre núcleos.

1.1 Indicar que um sistema de dois ou mais átomos pode adquirir maior estabilidade através da formação de ligações químicas.

• Recursos

pp. 54 a 61

• Caderno de Apoio ao Professor:

pp. 42 a 54

• Caderno de Exercícios:

+Questões: pp. 143 a 150

Atividade laboratorial 2.1: pp. 140 a 142

Apresentação dos conteúdos, questões resolvidas e atividade: pp. 108 a 138 Resumo: pp. 139

• Manual:

Recursos

Compreender que as propriedades das moléculas e materiais são determinadas pelo tipo de átomos, pela energia das ligações e pela geometria das moléculas.

Objetivo geral Metas Curriculares

Ligação química

Subdomínio

Conteúdos

Propriedades e transformações da matéria

Domínio

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

1.18 Relacionar a miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre unidades estruturais

1.17 Identificar ligações intermoleculares – de hidrogénio e de van der Waals – com base nas características das unidades estruturais.

1.16 Identificar grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e aminas) em moléculas orgânicas, biomoléculas e fármacos, a partir das suas fórmulas de estrutura.

1.15 Interpretar e relacionar os parâmetros de ligação, energia e comprimento, para a ligação CC nas moléculas etano, eteno e etino.

1.14 Identificar hidrocarbonetos saturados, insaturados e haloalcanos e, no caso de hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta até 6 átomos de carbono, representar a fórmula de estrutura a partir do nome ou escrever o nome a partir da fórmula de estrutura.

1.13 Indicar alguns exemplos de moléculas polares (H2O, NH3) e apolares (CO2, CH4).

1.12 Identificar ligações polares e apolares com base no tipo de átomos envolvidos na ligação.

37

38

• AL 2.3 Diluição de soluções

• AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos

• Diluição de soluções aquosas

– Partes por milhão

– Percentagem em volume e percentagem em massa

– Concentração

– Concentração em massa

• Composição quantitativa de soluções

• Soluções, colóides e suspensões

• Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmica

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

2.8 Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

2.7 Descrever a atmosfera terrestre como uma solução gasosa, na qual também se encontram coloides e suspensões de matéria particulada.

2.6 Distinguir solução, dispersão coloidal e suspensão com base na ordem de grandeza da dimensão das partículas constituintes.

2.5 Indicar poluentes gasosos na troposfera e identificar as respetivas fontes.

2.4 Descrever a composição da troposfera terrestre, realçando N2 e O2 como os seus componentes mais abundantes.

2.3 Relacionar a massa volúmica de uma substância gasosa com a sua massa molar e volume molar.

2.2 Relacionar a massa de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura.

2.1 Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases à mesma pressão e temperatura.

• Recursos

• Caderno de Apoio ao Professor: pp. 62 a 65

pp. 56 a 70

• Caderno de Exercícios:

+Questões: pp. 168 a 174

Atividades laboratoriais 2.2 e 2.3: pp. 164 a 167

Apresentação dos conteúdos e questões resolvidas: pp. 152 a 162 Resumo: pp. 163

• Manual:

Recursos

Reconhecer que muitos materiais se apresentam na forma de dispersões que podem ser caracterizadas quanto à sua composição.

Objetivo geral Metas Curriculares

Gases e dispersões

Subdomínio

Conteúdos

Propriedades e transformações da matéria

Domínio

• AL 2.4 Reação fotoquímica

– Ozono estratosférico

– Radicais livres e estabilidade das espécies químicas

– Fotodissociação e fotoionização

• Reações fotoquímicas na atmosfera

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

3.13 Indicar que o ozono na troposfera atua como poluente em contraste com o seu papel protetor na estratosfera.

3.12 Explicar a formação dos radicais livres a partir dos clorofluorocarbonetos (CFC) tirando conclusões sobre a sua estabilidade na troposfera e efeitos sobre o ozono estratosférico.

3.11 Interpretar a formação e destruição do ozono estratosférico, com base na fotodissociação de O2 e de O3, por envolvimento de radiações ultravioletas UVB e UVC, concluindo que a camada de ozono atua como um filtro dessas radiações.

3.10 Identificar os radicais livres como espécies muito reativas por possuírem eletrões desemparelhados.

3.9 Interpretar fenómenos de fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre envolvendo O2, O3, e N2 relacionando-os com a energia da radiação envolvida e com a estabilidade destas moléculas.

3.8 Distinguir fotodissociação de fotoionização e representar simbolicamente estes fenómenos.

3.7 Identificar transformações químicas desencadeadas pela luz, designando-as por reações fotoquímicas.

3.6 Determinar a variação de entalpia de uma reação química a partir das energias de ligação e a energia de ligação a partir da variação de entalpia e de outras energias de ligação.

3.5 Interpretar representações da energia envolvida numa reação química relacionando a energia dos reagentes e dos produtos e a variação de entalpia.

3.4 Interpretar a energia da reação como o balanço energético entre a energia envolvida na rutura e na formação de ligações químicas, designá-la por variação de entalpia para transformações a pressão constante, e interpretar o seu sinal (positivo ou negativo).

3.3 Classificar reações químicas em exotérmicas ou em endotérmicas como aquelas que, num sistema isolado, ocorrem, respetivamente, com aumento ou diminuição de temperatura.

3.2 Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a rutura como um processo endoenergético.

– Processos endoenergéticos e exoenergéticos

– Variação da entalpia

3.1 Interpretar uma reação química como resultado de um processo em que ocorre rutura e formação de ligações químicas.

• Energia de ligação e reações químicas

• Recursos

• Caderno de Apoio ao Professor: pp. 66 a 69

pp. 72 a 80

• Caderno de Exercícios:

+Questões: pp. 194 a 199

Atividade laboratorial 2.4: pp. 192 e 193

Apresentação dos conteúdos, questões resolvidas e atividade: pp. 176 a 190 Resumo: pp. 191

• Manual:

Recursos

39

Compreender os fundamentos das reações químicas, incluindo reações fotoquímicas, do ponto de vista energético e da ligação química.

Objetivo geral Metas Curriculares

Transformações químicas

Subdomínio

Conteúdos

Propriedades e transformações da matéria

Domínio

Planos de aula Os planos de aula aqui propostos privilegiam, no início da aula e sempre que oportuno, a revisão dos conteúdos relevantes já abordados. Essa atenção aos conhecimentos anteriores dos alunos radica-se no reconhecimento de que a aprendizagem de novos conteúdos é fortemente influenciada pelos conhecimentos prévios que o aluno possui. Sem prejuízo de outros contextos, recorre-se frequentemente a exemplos do quotidiano, por esta ser uma estratégia que aproxima a química à realidade dos alunos. Deste modo, os alunos tenderão a assimilar melhor os conteúdos estudados e a aplicá-los mais e melhor fora da sala de aula. Aposta-se na criação de situações de aprendizagem que contribuam para o desenvolvimento dos alunos, permitindo-lhes observar, experimentar, manipular materiais, relacionar, conjeturar, argumentar, concluir, comunicar e avaliar. Dá-se particular realce à realização das atividades laboratoriais por estas serem centrais na formação científica dos alunos bem como à resolução de exercícios e problemas que contribuem para a consolidação de conhecimentos. Apresentam-se 16 planos de aula que incluem 2 aulas de 90 minutos cada e 1 aula de 135 minutos. Nas aulas de 135 minutos que funcionam preferencialmente com turmas desdobradas, é fortemente recomendado a realização de aulas laboratoriais ou de índole teórico-práticas sendo, no entanto, esta gestão flexível e variável de escola para escola. Nestes planos de aula não se propôs utilizar como recurso o Caderno de Exercícios e Problemas o que deixa um amplo leque de tarefas à disposição do professor para incluir na prática letiva caso ache pertinente ou à disposição do aluno para promover o estudo autónomo. Estes planos encontram-se em formato impresso e em formato editável, para que o professor lhes possa imprimir o seu cunho pessoal e os possa adaptar às necessidades de cada turma.

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Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 1

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Massa e tamanho dos átomos CONTEÚDOS: Ordens de grandeza e escalas de comprimento. Dimensões à escala atómica. Massa isotópica e massa atómica relativa média.

Metas Curriculares

1.1 Descrever a constituição de átomos com base no número atómico, no número de massa e na definição de isótopos. 1.2 Determinar a ordem de grandeza de um número relacionando tamanhos de diferentes estruturas na natureza (por exemplo, célula, ser humano, Terra e Sol) numa escala de comprimentos. 1.3 Comparar ordens de grandeza de distâncias e tamanhos à escala atómica a partir, por exemplo, de imagens de microscopia de alta resolução, justificando o uso de unidades adequadas. 1.4 Associar a nanotecnologia à manipulação da matéria à escala atómica e molecular e identificar algumas das suas aplicações com base em informação selecionada.

Sumário

Constituição dos átomos: número atómico e número de massa. Ordens de grandeza e escalas de comprimentos. Escala atómica. Massa atómica relativa média.

•Em diálogo com os alunos começar por recordar que no 9.° ano já aprenderam que a matéria é constituída por

Atividades

átomos e que estes estão na base da constituição das moléculas e dos iões. •De igual forma recordar a impossibilidade de observar os átomos diretamente, por serem muito pequenos, tendo de se recorrer a microscópios especiais para obter imagens à escala atómica. •Avançar para o estudo da constituição do átomo e colocar a questão: «Como são constituídos os átomos?». Incentivar a participação dos alunos e reforçar participações enriquecedoras. •Apresentar a Fig. 1, da página 10 do Novo 10Q, para que os alunos compreendam que os átomos são constituídos pelo núcleo (protões e neutrões) e pela nuvem eletrónica (eletrões). •Recorrendo à interpretação da Tab. 1 da página 10 do Novo 10Q conhecer melhor cada uma das partículas constituintes do átomo, em particular, carga elétrica, massa e localização no átomo. •Sistematizar e sublinhar duas ideia-chaves: os átomos são eletricamente neutros; a massa de um átomo está praticamente concentrada no núcleo. •Referir a formação de iões como consequência do ganho ou da perda de eletrões por um átomo (ou molécula). •Reforçar a ideia que, na formação de iões, não há variações do número de protões ou de neutrões pois estes estão fortemente ligados no núcleo atómico. •Apresentar os catiões como iões que resultam da perda de eletrões pelo átomo (tem mais protões do que eletrões) e os aniões como iões que resultam do ganho de eletrões pelo átomo (tem menos protões do que eletrões). •Ler e interpretar conjuntamente a Questão resolvida 1 da página 11 do Novo 10Q. •A partir da questão resolvida, concluir que os átomos dos diferentes elementos químicos têm diferente número de protões. •Com base nesta ideia avançar para a definição de número atómico (Z) e número de massa (A), recorrendo sempre à apresentação de alguns exemplos concretos. •Explicar que para indicar o número atómico e o número de massa de um átomo se utiliza a representação simbólica: AZX. •Ler e interpretar conjuntamente a Questão resolvida 2 da página 13 do Novo 10Q. •Associar as escalas de comprimento às respetivas ordens de grandeza e referir exemplos de diferentes escalas de comprimento bem como a sua utilidade para descrever uma dada realidade. •Analisar conjuntamente as Questões resolvidas 3 e 4 das páginas, respetivamente, 15 e 16 do Novo 10Q para sintetizar as conversões de unidades e os fatores de conversão entre as escalas. •Partindo dos exemplos sobre a escala atómica, introduzir o conceito de nanotecnologia a partir da questão «Será possível manipular os átomos?». •Levar os alunos a concluir que a nanotecnologia é uma área emergente que se dedica à construção de estruturas à escala atómica por manipulação de átomos e moléculas. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

41

•Ler conjuntamente e analisar a Questão resolvida 5 da página 18 do Novo 10Q para compreender a escala de

comprimento típica da nanotecnologia. •Analisar a Tab. 5 da página 19 do Novo 10Q para realçar a importância da nanotecnologia para a sociedade. •Realizar a atividade «Desafios da nanotecnologia» para aplicar conhecimentos e interpretar informações sobre a nanotecnologia. •Salientar que, tal como as dimensões de um átomo são muito reduzidas, também a massa dos átomos são extremamente pequenas. •Recordar que, para não se utilizar os valores de massa tão pequenos dos átomos, se estabeleceu um termo de comparação – 1/12 da massa do carbono-12. •Definir o conceito de massa atómica relativa. •Reforçar a ideia que uma grandeza relativa, como é o caso da massa atómica relativa, é uma grandeza adimensional e, portanto, não tem unidades. •Relembrar o conceito de isótopo para introduzir o conceito de massa isotópica relativa. •Avançar para o estudo da massa atómica relativa média, usando como exemplo os isótopos do cloro e as suas respetivas abundâncias na natureza. •Analisar conjuntamente a Questão resolvida 6 da página 22 do Novo 10Q para interpretar o facto do valor da massa atómica relativa média de um elemento ser um valor próximo da massa isotópica do isótopo mais abundante na natureza. •Consolidar o conceito de massa atómica relativa média através da sua determinação em diferentes exemplos. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 1 a 24 das «+Questões» das páginas 31 a 34 do Novo 10Q.

•Manual Recursos

Apresentação dos conteúdos: pp.10 a 22 Resumo: pp. 27

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 4 a 10 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 2

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Massa e tamanho dos átomos CONTEÚDOS: Quantidade de matéria e massa molar. Fração mássica e fração molar. AL 1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de água.

Metas Curriculares

1.5 Indicar que o valor de referência usado como padrão para a massa relativa dos átomos e das moléculas é 1/12 da massa do átomo de carbono-12. 1.6 Interpretar o significado de massa atómica relativa média e calcular o seu valor a partir de massas isotópicas, justificando a proximidade do seu valor com a massa do isótopo mais abundante. 1.7 Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de unidades e caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número de Avogadro de entidades. 1.8 Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a constante de Avogadro como constante de proporcionalidade. 1.9 Calcular massas molares a partir de tabelas de massas atómicas relativas (médias). 1.10 Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de matéria com a massa molar. 1.11 Determinar composições quantitativas em fração molar e em fração mássica, e relacionar estas duas grandezas.

Sumário

Quantidade de matéria e massa molar. Fração mássica e fração molar. Preparação e realização da AL 1.1 Volume e número de moléculas de uma gota.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Introduzir o estudo da quantidade de matéria colocando a seguinte questão «Como se pode quantificar o número

Atividades

de átomos ou moléculas existentes numa amostra?». Incentivar a participação dos alunos e reforçar participações enriquecedoras. •Realçar que a quantidade de matéria é uma das grandezas de base no Sistema Internacional de unidades cuja unidade é a mole. •Definir 1 mol como a quantidade de matéria correspondente ao número de Avogadro de entidades. •Consolidar o conceito de quantidade de matéria com alguns exemplos de determinação do número de átomos, moléculas ou iões em diferentes amostras. •Debater conjuntamente as seguintes questões «Como saber quantas moléculas tem uma amostra de uma substância, por exemplo de água?», «Como medir uma certa quantidade de matéria, isto é, o número de moles de uma amostra?». •Concluir que a uma determinada quantidade de matéria corresponde determinada massa e, portanto, haverá uma relação entre estas duas grandezas. •Neste sentido, definir a massa molar como uma grandeza que relaciona a massa de uma amostra com a quantidade de matéria. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 7 da página 24 do Novo 10Q analisando o cálculo das massas molares. •Calcular a massa molar de várias substâncias. •Analisar a Questão resolvida 8 da página 25 do Novo 10Q para abordar a relação entre a massa molar, a massa de uma amostra e a sua quantidade de matéria. •Avançar para o estudo da fração molar e da fração mássica colocando a questão «Como se pode quantificar um componente numa mistura?». Referir que há grandezas que expressam a fração de um componente numa mistura: a fração mássica e a fração molar. •Num paralelismo entre fração mássica e fração molar, recorrer a exemplos como o oxigénio presente na atmosfera, para explorar com os alunos que informação é possível retirar de cada um dos valores apresentados. •Sintetizar e sublinhar, como ideia chave, que a fração molar fornece informação sobre a relação entre o número de átomos ou moléculas presentes numa mistura e a fração mássica dá informa sobre a relação entre a massa de um componente de uma mistura. •Exprimir a relação que permite calcular a fração molar e, de forma análoga, concluir a relação que determina a fração mássica de um componente numa mistura. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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•Colocar a seguinte questão aos alunos «Quais são as unidades corretas para expressar estas grandezas?». Incentivar a participação dos alunos e reforçar as contribuições enriquecedoras. •Levar os alunos a concluir que estas duas grandezas são adimensionais, portanto não têm unidades, pois tratam-se do quociente entre grandezas com as mesmas dimensões. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 9 da página 26 do Novo 10Q para analisar exemplos da determinação das duas grandezas referidas. •Consolidar estes conceitos com a determinação da fração mássica e da fração molar de diferentes misturas, como os componentes do ar ou os elementos presentes no Sol. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 25 a 43 das «+Questões» das páginas 34 a 37 do Novo 10Q. •Com base nos conteúdos abordados, colocar a questão «Como se pode determinar o número de moléculas de uma gota de água?». •Com base nas respostas dos alunos, introduzir a «AL 1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de água» a preparar. •Na preparação da atividade laboratorial, abordar, com auxílio dos anexos, os conceitos de medição em Química como algarismos significativos, incerteza experimental associada a leitura no aparelho de medida, erros que afetam as medições e modo de exprimir uma medida a partir de uma única medição direta. •Resolver as questões pré-laboratoriais das páginas 28 e 29 do Novo 10Q. •Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido no Novo 10Q nas páginas 29 e 30. •Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 30 e as questões 44 a 46 das «+Questões» das páginas 37 e 38 do Novo 10Q para consolidação dos conhecimentos adquiridos. Recursos

•Manual

Apresentação dos conteúdos: pp.23 a 26 e 28 a 30 Resumo: pp. 27

•Manual: Questões globais pp. 38 TPC

Avaliação

44

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp 10 a 14 • •Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Plano de aula N.o 3

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Energia dos eletrões nos átomos CONTEÚDOS: Espetros contínuos e descontínuos. O modelo atómico de Boh. Transições eletrónicas. Espetro do átomo de hidrogénio.

Metas Curriculares

2.1 Indicar que a luz (radiação eletromagnética ou onda eletromagnética) pode ser detetada como partículas de energia (fotões), sendo a energia de cada fotão proporcional a frequência dessa luz. 2.2 Identificar luz visível e não visível de diferentes frequências no espetro eletromagnético, comparando as energias dos respetivos fotões. 2.3 Distinguir tipos de espetros: descontínuos e contínuos; de absorção e de emissão. 2.4 Interpretar o espetro de emissão do átomo de hidrogénio através da quantização da energia do eletrão, concluindo que esse espetro resulta de transições eletrónicas entre níveis energéticos. 2.5 Identificar a existência de níveis de energia bem definidos, e a ocorrência de transições de eletrões entre níveis por absorção ou emissão de energias bem definidas, como as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atómico atual. 2.6 Associar a existência de níveis de energia à quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio e concluir que esta quantização se verifica para todos os átomos. 2.7 Associar cada série espetral do átomo de hidrogénio a transições eletrónicas com emissão de radiação nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho. 2.8 Relacionar, no caso do átomo de hidrogénio, a energia envolvida numa transição eletrónica com as energias dos níveis entre os quais essa transição se dá. 2.9 Comparar espetros de absorção e de emissão de elementos químicos, concluindo que são característicos de cada elemento. 2.10 Identificar, a partir de informação selecionada, algumas aplicações da espetroscopia atómica (por exemplo, identificação de elementos químicos nas estrelas, determinação de quantidades vestigiais em química forense).

Sumário

Espetros contínuos e descontínuos. O modelo atómico de Bohr e o espetro do átomo de hidrogénio. Transições eletrónicas.

•Fazer uma revisão da matéria do subdomínio «1.1 Massa e tamanho dos átomos» recorrendo ao «Resumo» da

Atividades

página 27 do Novo 10Q. •Em diálogo com os alunos começar por recordar que no 8.o ano já aprenderam que a luz é uma radiação eletromagnética que se propaga na Terra e no espaço e que nos fornece informação sobre a fonte emissora e sobre os meios onde se propagou. •Avançar, desde logo, com a ideia de que a construção do conhecimento científico é um processo lento, e que se deve ao trabalho de vários cientistas, como tal, só no século XX é que se descobriu a natureza corpuscular da luz onde os corpúsculos que a constituem são designados por fotões. •Referir que cada fotão transporta uma pequena porção de energia (que é a menor porção de energia que pode ser absorvida ou emitida) sendo, por isso, a energia de um feixe luminoso múltipla da energia de um fotão. •Concluir que a energia de um fotão está associada à frequência da radiação e que estas grandezas são diretamente proporcionais. •Relembrar ainda os conteúdos abordados no 8.o ano questionando os alunos sobre «O que é o espetro eletromagnético?». Incentivar a participação dos alunos e reforçar contribuições enriquecedoras. •Das participações dos alunos, levá-los a concluir que o espetro eletromagnético é o conjunto de todas as radiações eletromagnéticas – umas visíveis e outras invisíveis. •Analisar conjuntamente a Fig. 2 da página 41 do Novo 10Q concluindo quais os diferentes tipos de radiação eletromagnética e debatendo algumas das suas aplicações no dia-a-dia. •Ainda na exploração da mesma figura, comparar a frequência das diferentes radiações para que os alunos compreendam a relação de proporcionalidade direta existente entre a frequência da radiação e a energia dos fotões dessa radiação. •Ler e interpretar conjuntamente a Questão resolvida 1 da página 41 do Novo 10Q.

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45

•Demonstrar com um prisma que a luz branca (policromática) pode ser decomposta nas suas radiações constituintes

Atividades

Recursos

para explorar os conceitos de luz monocromática e luz policromática, •Avançar para a classificação dos espetros colocando a seguinte questão «O espetro do Sol será igual ao espetro de uma lâmpada de néon?». • Debater a questão com os alunos, mostrando que os espetros podem ser diferentes e, como tal, são classificados de acordo com as suas características. •Referir que os espetros podem ser de emissão ou de absorção ou contínuos ou descontínuos (ou de riscas). Definir cada tipo de espetro, dando exemplos conhecidos. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 2 da página 44 do Novo 10Q. •Recordar o modelo atómico de Bohr abordado no 9.o ano. •Referir que as riscas do espetro do átomo de hidrogénio observadas podem ser explicadas com base neste modelo pois estão relacionadas com a estrutura atómica do átomo de hidrogénio. •Informar que foi com o surgimento de uma nova área da Física, a Física Quântica, que fenómenos como os espetros dos elementos puderam ser explicados. •Concluir que as ideias de quantização da energia introduzidas por Niels Bohr no seu modelo atómico foram fundamentais para explicar este fenómeno. •Analisar conjuntamente os diagramas das páginas 46 e 47 do Novo 10Q para sistematizar as ideias de emissão e de absorção de energia pelo átomo de hidrogénio. Referir que estas energias possuem valores bem definidos e que correspondem às riscas observadas no seu espetro. •Avançar para as transições eletrónicas no átomo de hidrogénio colocando a questão «A emissão de luz pelo átomo de hidrogénio corresponde a «saltos» do seu eletrão para níveis de maior ou de menor energia?». •Debater a questão com os alunos para que compreendam que, quando o átomo emite radiação, diminui a sua energia e portanto esse «salto» ocorre para níveis de menor energia. •Definir esses «saltos» do eletrão no átomo como transições eletrónicas que ocorrem por absorção ou emissão de energia. •Analisar conjuntamente a Questão resolvida 3 da página 49 do Novo 10Q. •Realizar a Atividade «Observação de espetros com tubos de Pluecker» da página 53 do Novo 10Q. •Concluir que os espetros atómicos são espetros de riscas e que cada espetro é único para cada elemento funcionando como uma «impressão digital». •Sintetizar e sublinhar a ideia que os espetros de emissão e de absorção de um determinado elemento são complementares, isto é, a radiação emitida possui a mesma energia que a radiação absorvida e, por isso, estes espetros quando sobrepostos originam um espetro contínuo. Realçar que as absorções e emissões de energia correspondem às transições eletrónicas. •Introduzir, através da exploração da Fig. 11 da página 48 do Novo 10Q, as séries espetrais do átomo de hidrogénio. •Determinar a energia das radiações envolvidas nas transições eletrónicas no átomo de hidrogénio através do cálculo da diferença de energia entre os níveis. Realçar que o sinal negativo associado à energia da transição significa que o átomo perdeu energia e o sinal positivo significa que o átomo ganhou energia. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 4 da página 51 do Novo 10Q e analisá-la para consolidar os conteúdos. •Analisar espetros de diferentes estrelas e, por comparação com os espetros de diferentes elementos químicos, concluir que a espetroscopia é uma técnica que permite identificar os elementos presentes nas estrelas. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 5 da página 52 do Novo 10Q. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 1 a 24 das «+Questões» das páginas 69 a 73 do Novo 10Q.

•Manual

Apresentação dos conteúdos: pp. 40 a 53 Resumo: pp. 65

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 20 a 23 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 4

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Energia dos eletrões nos átomos CONTEÚDOS: Quantização de energia. Energia de remoção eletrónica. Modelo quântico do átomo: níveis e subníveis. AL 1.2 Teste de chama.

Metas Curriculares

2.11 Indicar que a energia dos eletrões nos átomos inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo, por as suas cargas serem de sinais contrários, e das repulsões entre os eletrões, por as suas cargas serem do mesmo sinal. 2.12 Associar a nuvem eletrónica a uma representação da densidade da distribuição de eletrões a volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões. 2.13 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que átomos de elementos diferentes têm valores diferentes da energia dos eletrões. 2.14 Interpretar valores de energias de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, concluindo que os eletrões se podem distribuir por níveis de energia e subníveis de energia.

Sumário

Quantização da energia: níveis e subníveis de energia. Energia de remoção eletrónica e espetroscopia fotoeletrónica. Preparação e realização da AL 1.2 Teste de chama.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Recordar o modelo quântico do átomo já abordado no 9.o ano, realçando que surgiu como forma de colmatar

Atividades

algumas das falhas teóricas do modelo atómico de Bohr, nomeadamente a questão das órbitas bem definidas. •Referir que, neste modelo, os protões e os neutrões constituem o núcleo atómico mas que os eletrões se movem em orbitais (e não em órbitas) que são representadas por uma nuvem eletrónica que se trata de uma representação da probabilidade de encontrar os eletrões em torno do núcleo. •Analisar a Fig. 22 da página 55 do Novo 10Q, para compreender a representação do átomo segundo o modelo quântico e depois compará-lo com o modelo de Bohr. •Relembrar o caso particular da ionização do átomo de hidrogénio como introdução do conceito de energia de remoção eletrónica. •Colocar a seguinte questão «Em todos os átomos, os eletrões estarão atraídos da mesma forma pelo núcleo?». Incentivar o debate de ideias e reforçar participações enriquecedoras. •Do debate de ideias, levar os alunos a compreender que nos diferentes átomos, os eletrões são atraídos de forma diferente pelo núcleo e que no mesmo átomo, estes são, também, atraídos de forma diferente. •Informar que as diferentes atrações entre os protões e os eletrões correspondem a diferentes valores de energia potencial. •Definir a energia de remoção eletrónica como a energia mínima que é necessário fornecer a um átomo isolado no estado gasoso para lhe remover um eletrão. •A partir da análise da Fig. 26 da página 57 do Novo 10Q, debater o que é a espetroscopia fotoeletrónica e identificar, a partir do espetro fotoeletrónico, a energia de remoção eletrónica dos vários elementos. •Com base em exemplos concretos, justificar se existe remoção eletrónica quando sobre um átomo de um determinado elemento incide uma radiação com uma determinada energia e caso haja, determinar a energia cinética do eletrão removido. •Ainda tendo por base o espetro fotoeletrónico, promover um debate sobre as ordens de grandeza dos vários eletrões removidos levando os alunos a concluir a existência de níveis e subníveis de energia. •Ler conjuntamente as Questões resolvidas 6 e 7 das páginas, respetivamente, 57 e 59 do Novo 10Q e analisá-las para consolidação de conteúdos. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 25 a 36 das «+Questões» das páginas 73 a 75 do Novo 10Q. •Para operacionalizar os conteúdos abordados colocar a seguinte questão «Por que será o fogo de artifício tão colorido?». •Debater a questão com os alunos e introduzir a «AL 1.2 Teste de chama» como forma de responder à questão. •Resolver as questões pré-laboratoriais das páginas 66 e 67. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

47

•Na preparação da atividade laboratorial, abordar aspetos de segurança em laboratório relacionados com a utilização de fontes de aquecimento e a manipulação de reagentes. •Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido no Novo 10Q nas páginas 68. •Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 68 do Novo 10Q como forma de conseguirem obter a resposta à questão inicial. •Resolver as questões 55 a 59 das «+Questões» da página 77 do Novo 10Q para consolidação dos conhecimentos adquiridos. Recursos

•Manual

Apresentação dos conteúdos: pp. 54 a 59 e 66 a 68 Resumo: pp. 65

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 24 a 26 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

48

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 5

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Energia dos eletrões nos átomos CONTEÚDOS: Modelo quântico do átomo: níveis e subníveis, orbitais (s, p e d) e spin. Configuração eletrónica de átomos: Princípio da Exclusão de Pauli, Princípio da Construção (ou de Aufbau) eRegra de Hund.

Metas Curriculares

2.15 Indicar que os eletrões possuem, além de massa e carga, uma propriedade quantizada denominada spin que permite dois estados diferentes. 2.16 Associar orbital atómica à função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo. 2.17 Identificar as orbitais atómicas s, p e d, com base em representações da densidade eletrónica que lhes está associada e distingui-las quanto ao número e à forma. 2.18 Indicar que cada orbital pode estar associada, no máximo, a dois eletrões, com spin diferente, relacionando esse resultado com o princípio de Pauli. 2.19 Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidas por espetroscopia fotoeletrónica, que orbitais de um mesmo subnível np, ou nd, têm a mesma energia. 2.20 Estabelecer as configurações eletrónicas dos átomos, utilizando a notação spd, para elementos até Z = 23, atendendo ao Principio da Construção, ao Principio da Exclusão de Pauli e a maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas.

Sumário

O modelo quântico do átomo. Orbitais s, p, e d e spin. Configuração eletrónica dos átomos e regras de construção: Princípio de Exclusão de Pauli, Princípio de Construção e Regra de Hund.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Relembrar o modelo quântico do átomo já abordado, para introduzir o estudo das orbitais atómicas. •Em diálogo com os alunos, identificar uma orbital atómica como uma região do espaço em torno do núcleo na qual

Atividades

há uma probabilidade não nula de encontrar o eletrão. •Analisar a Fig. 30 da página 60 do Novo 10Q e concluir que as orbitais atómicas têm diferentes formas que são definidas por diferentes letras s, p e d. •Ler e analisar conjuntamente a Questão resolvida 8 da página 61 do Novo 10Q. •Comparando ainda com um espetro de espetroscopia fotoeletrónica, referir que a cada nível de energia podem estar associados diferentes subníveis que se caracterizam pela forma das suas orbitais. •Para introduzir o spin dos eletrões colocar a seguinte questão «Terão os eletrões todos as mesmas propriedades?». Incentivar a participação dos alunos e reforçar participações enriquecedoras. •Observar a Fig. 31 da página 61 do Novo 10Q e compará-la com as respostas dos alunos. •Concluir que os eletrões possuem uma propriedade magnética designada spin que pode apresentar dois estados magnéticos opostos: spin α e spin β. •Informar que o spin é uma propriedade intrínseca dos eletrões e que está quantizada (pois só admite 2 valores: spin α e spin β). •Avançar para o estudo da configuração eletrónica de átomos partindo da questão «Como se distribuem os eletrões nos átomos?». Proporcionar um momento de debate e reforçar participações enriquecedoras. •Recordar que as distribuições eletrónicas estudadas no 9.o ano são um tratamento muito superficial deste fenómeno uma vez que só é tido em atenção o número máximo de eletrões existentes em cada nível de energia. •Introduzir o diagrama de caixas como uma ferramenta que permite identificar esquematicamente a distribuição dos eletrões no átomo por cada nível e subnível de energia. •Explorar o Princípio de Exclusão de Pauli que mostra que, numa mesma orbital, só podem existir dois eletrões com spin contrário. •Mais uma vez comparando com os espetros fotoeletrónicos, refletir que no subnível p existem 6 eletrões e, que de acordo com o Princípio de Exclusão de Pauli, existirão 3 orbitais com a mesma energia designando-se, por isso, orbitais degeneradas. •Sistematizar o conceito questionando os alunos «Quantas orbitais existem no subnível d?». Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

49

•Debater as ideias com os alunos concluindo que no subnível d existem 5 orbitais degeneradas. •Referir que a distribuição dos eletrões nas orbitais do átomo e a sua configuração obedece a outras regras para

além do Princípio de Exclusão de Pauli: o Princípio de Construção ou princípio de Aufbau e a Regra de Hund. •Definir o Princípio de Construção como a regra que permite prever a distribuição dos eletrões de um átomo no estado fundamental (de menor energia). •Analisar a Fig. 33 da página 63 do Novo 10Q para relacionar cada orbital com a sua energia dando realce às orbitais do tipo d pois estas orbitais são mais energéticas que as orbitais do tipo s do nível de energia que as sucede. •Utilizar como exemplo o escândio para demonstrar a sua configuração eletrónica de acordo com o Princípio da Construção. •Apresentar a Regra de Hund através de, por exemplo, a configuração eletrónica do nitrogénio num diagrama de caixas. •Comparar uma configuração que obedeça à Regra de Hund com uma que não obedeça para concluir que, nas orbitais degeneradas, a configuração eletrónica tende a maximizar o número de eletrões desemparelhados com o mesmo spin. •Ler e analisar conjuntamente a Questão resolvida 9 apresentada na página 64 do Novo 10Q. •Dados alguns exemplos de elementos representativos, pedir aos alunos que façam a sua configuração eletrónica de acordo com as regras estabelecidas para consolidação dos conhecimentos, tal como apresentado na questão resolvida anterior. •Comparar as configurações eletrónicas representadas e identificar os eletrões de valência como sendo os eletrões de todas as orbitais do último nível de energia e o cerne do átomo com o conjunto do núcleo e dos eletrões interiores (excluindo os de valência). •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 37 a 54 das «+Questões» das páginas 75 a 77 do Novo 10Q. Recursos

•Manual

Apresentação dos conteúdos pp. 60 a 64 Resumo: pp. 65

TPC

•Manual: Questões globais pp. 77 •Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 25 e 26 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

50

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 6

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Tabela Periódica CONTEÚDOS: Evolução histórica da Tabela Periódica. Estrutura da Tabela Periódica: grupos, períodos e blocos. Elementos representativos e de transição. Propriedades periódicas: raio atómico e energia de ionização.

Metas Curriculares

3.1 Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual. 3.2 Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica. 3.3 Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos. 3.5 Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica. 3.6 Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica. 3.7 Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica.

Sumário

Evolução histórica da Tabela Periódica. Organização da Tabela Periódica: grupos, períodos e blocos. Propriedades periódicas: raio atómico e energia de ionização.

•Fazer uma revisão da matéria do subdomínio «1.2 Energia dos eletrões nos átomos» recorrendo ao «Resumo» da

Atividades

página 65 do Novo 10Q. •Em diálogo com os alunos referir que a enorme diversidade de materiais da natureza é resultado das variadas associações de alguns milhões de substâncias conhecidas. Contudo, é muito reduzido o número de elementos químicos que as constituem, que se encontram organizados na Tabela Periódica dos elementos. •Iniciar o estudo da Tabela Periódica questionando os alunos: «Quem teve a ideia de ordenar os elementos químicos numa tabela tão genial?». Debater as diferentes ideias reforçando as participações enriquecedoras. •A partir das ideias dos alunos, referir que a evolução da estrutura da Tabela Periódica e da organização dos elementos foi um processo lento que resultou da contribuição de vários cientistas. •Destacar as contribuições de Döbereiner, Newlands, Mendeleev e Moseley para a organização dos elementos e para a construção da Tabela Periódica atual. •Avançar para a interpretação da Tabela Periódica observando-a e analisando a sua organização. •Enfatizar que os elementos químicos estão dispostos em 18 colunas verticais, a que chamamos grupos e em 7 linhas horizontais, os períodos. Na parte inferior da Tabela Periódica encontram-se a série dos lantanídeos e dos actinídeos. •Referir que até à data, a IUPAC – entidade que regulamenta toda a nomenclatura em química – reconhece a existência de 114 elementos químicos. •Dar a conhecer aos alunos o site da IUPAC e a sua Tabela Periódica. •Interrogar os alunos «Como foi feita a organização dos elementos?». •Debater as ideias com os alunos relembrando o estudo da Tabela Periódica no 9.o ano. •Concluir que os elementos estão organizados por ordem crescente do seu número atómico e que os elementos do mesmo grupo têm algumas propriedades comuns entre si. •Identificar que há conjuntos de elementos metálicos, não metálicos e os gases nobres. •Indicar que, como existem propriedades semelhantes entre vários elementos, estes formam famílias, como as famílias dos metais alcalinos, dos metais alcalino-terrosos, dos halogénios ou dos gases nobres. •Apresentar a configuração eletrónica de diferentes elementos, por exemplo o sódio, o vanádio e o cloro, para identificar a existência de blocos na Tabela Periódica (blocos s, p, d e f) que estão relacionados com as orbitais de maior energia ocupadas pelos átomos de cada elemento. •Interpretar as Fig. 3 e 4 da página 82 do Novo 10Q e Fig. 5 da página 83 para identificar os elementos representativos e de transição e os blocos da Tabela Periódica para sistematizar os conteúdos abordados. •Relacionar o grupo dos elementos representativos na Tabela Periódica com o número dos seus eletrões de valência. •De forma semelhante, relacionar o período dos elementos representativos na Tabela Periódica com o número de níveis de energia ocupados pelos eletrões no átomo.

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

51

•Ler conjuntamente as Questões resolvidas 1 e 2 das páginas, respetivamente, 83 e 84 do Novo 10Q para sintetizar a

Atividades

relação entre as configurações eletrónicas dos elementos e a respetiva posição na Tabela Periódica. •Realçar e sublinhar a ideia chave que apenas se pode relacionar a configuração eletrónica dos elementos com a sua posição na Tabela Periódica quando estes se encontram no estado fundamental. •Avançar para o estudo das propriedades periódicas dos elementos colocando a questão «Por que é que esta Tabela é Periódica?». Proporcionar um momento de debate e reforçar participações enriquecedoras. •Partir das ideias dos alunos, para que compreendam que a Tabela é periódica porque certas propriedades dos elementos variam com regularidade. •Questionar os alunos «Como varia o tamanho dos átomos dos elementos da Tabela Periódica?» para introduzir a variação do raio atómico. Debater as respostas dos alunos para que compreendam que os átomos terão diferentes raios atómicos e que terão uma determinada organização. Pedir aos alunos para fazerem a distribuição eletrónica de elementos como o flúor, o oxigénio, o lítio, o sódio e o potássio, debatendo depois a variação do raio atómico ao longo de cada grupo e de cada período da Tabela Periódica. •Da análise das distribuições eletrónicas dos elementos, sintetizar que quanto maior for o seu número quântico principal, maior será o tamanho da sua nuvem eletrónica, ou seja, maior será o seu raio atómico e que para elementos com o mesmo número quântico, quanto maior for a carga nuclear do átomo, mais este atrairá os seus eletrões, logo o seu raio atómico será menor. •Ler e analisar conjuntamente a Questão resolvida 3 da página 86 do Novo 10Q para consolidar conhecimentos. •Relembrar os conteúdos sobre a energia de remoção eletrónica abordados anteriormente para introduzir, por analogia, o conceito de energia de ionização, questionando os alunos «Como é possível remover um eletrão de um átomo?». •Debater as suas respostas e concluir que a energia de ionização é uma medida da maior ou menor facilidade com que o eletrão pode ser removido do átomo. •Definir a energia de ionização como a energia mínima necessária para remover um eletrão de um átomo no estado gasoso e no seu estado fundamental, e explicar aos alunos que quanto maior for a energia de ionização mais difícil é a remoção de um eletrão ao átomo. •Explicar que cada átomo tem tantas energias de ionização quantos eletrões possui, designando-se a energia a necessária para remover o eletrão mais afastado do núcleo atómico (o eletrão mais energético) de 1. energia de o a ionização, para remover o 2. eletrão mais energético do átomo agora ionizado de 2. energia de ionização e assim sucessivamente. •Mostrar que o eletrão de valência é o eletrão mais fácil de remover porque tem uma energia maior, ou seja, sente a a uma menor atração elétrica do núcleo atómico, por isso, a 1. energia de ionização é menor que a 2. energia de a ionização, e esta é menor que a 3. … •Questionar os alunos «Se a energia de ionização depende da atração que o núcleo atómico exerce sobre os eletrões de valência do átomo, como variará esta propriedade ao longo dos elementos da Tabela Periódica?» para introduzir um pequeno debate, para compreender a variação da energia de ionização ao longo dos grupos e dos períodos da Tabela Periódica. •A partir da configurações eletrónicas feitas anteriormente, analisá-las conjuntamente de forma a explorar como a energia de ionização variará ao longo de cada período e de cada grupo da Tabela Periódica, concluindo que varia de forma inversa do raio atómico. •Concluir assim que quanto maior o número quântico principal, menor é sua 1.a energia de ionização (se o eletrão se encontra mais afastado do núcleo atómico, sente uma menor atração por parte deste, logo é mais fácil removê-lo) e, para átomos com o mesmo número quântico principal, quanto maior a carga nuclear, maior a energia de ionização (se o eletrão está eletricamente mais atraído pelo núcleo atómico mais difícil é removê-lo do átomo) •Ler conjuntamente a Questão resolvida 4 da página 88 do Novo 10Q. •Construir um quadro síntese semelhante à Tab. 2 da página 88 do Novo 10Q para evidenciar os fatores que influenciam o raio atómico e a energia de ionização. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 1 a 23 das «+Questões» das páginas 98 a 101 do Novo 10Q.

•Manual Recursos

Apresentação dos conteúdos: pp. 80 a 88 Resumo: pp. 93

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 32 a 35 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

52

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 7

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Elementos químicos e sua organização SUBDOMÍNIO: Tabela Periódica CONTEÚDOS: Famílias de metais e de não metais. Al 1.3 Densidade relativa de metais Metas Curriculares

3.4 Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substância(s) elementar(es) correspondentes. 3.8 Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não-metais. 3.9 Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.

Sumário

Propriedades dos elementos e das substâncias elementares. Preparação e realização da AL 1.3 Densidade relativa de metais.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Avançar para o estudo das propriedades dos elementos e das substâncias elementares relembrando a classificação

Atividades

Recursos

das substâncias de Lavoisier para distinguir propriedades das substâncias elementares como o caráter metálico e as propriedades dos elementos como o raio atómico ou a energia de ionização já estudadas. •Pedir aos alunos outros exemplos de propriedades das substâncias elementares e de propriedades dos elementos. •Completar os exemplos dos alunos com propriedades que possam não ter sido referidas. Registar esses exemplos numa tabela distinguindo as propriedades dos elementos e as propriedades das substâncias elementares. •Apresentar configurações eletrónicas de elementos de algumas famílias como por exemplo os metais alcalinos, os metais alcalino-terrosos, os halogénios e os gases nobres. •Relacionar a sua configuração eletrónica com os iões mais prováveis desses elementos concluindo que os átomos da mesma família têm tendência para formar iões semelhantes (por terem uma configuração eletrónica semelhante) e, portanto, têm também propriedades químicas semelhantes. •Evidenciar algumas propriedades físico-químicas comuns aos elementos de cada família e fazer a comparação entre as propriedades dos metais e dos não metais. Ler conjuntamente a Questão resolvida 5 da página 89 do Novo 10Q. •Construir conjuntamente uma tabela semelhante à Tab. 3 da página 90 para sistematizar os conteúdos. •Reforçar a ideia chave que os gases nobres são substâncias muito estáveis e, portanto, pouco reativas, porque os seus átomos possuem as orbitais totalmente preenchidas. Ler conjuntamente a Questão resolvida 6 da página 91. •Realizar a Atividade «Propriedades dos elementos e das substâncias elementares» da página 92 para consolidar e aplicar os conhecimentos adquiridos. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 24 a 31 das «+Questões» das páginas 101 e 102 do Novo 10Q. •Introduzir a «AL 1.3 Densidade relativa de metais» questionando «Como será possível identificar uma amostra desconhecida?». Incentivar a participação e realçar as participações enriquecedoras. •Partir das respostas dos alunos para evidenciar que há propriedades que são características das substâncias como por exemplo a massa volúmica ou a densidade relativa. •Na preparação da atividade laboratorial, abordar os conceitos de massa volúmica e de densidade relativa tal como a determinação da densidade relativa de um sólido por picnometria. •Introduzir, com auxílio dos anexos, os erros de medição (aleatórios e sistemáticos), a determinação do erro percentual e a escrita dos resultados experimentais com o número correto de algarismos significativos. •Resolver as questões pré-laboratoriais das páginas 95 e 96 do Novo 10Q. Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido no Novo 10Q nas páginas 96 e 97. •Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 97 do Novo 10Q. •Resolver a questão 32 das «+Questões» da página 102 para consolidação dos conhecimentos adquiridos.

•Manual

Apresentação dos conteúdos: pp. 89 a 92 e 94 a 97 Resumo: pp. 93

TPC

•Manual: Questões globais pp. 103 •Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 36 a 38 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

53

Plano de aula N.o 8

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Ligação química CONTEÚDOS: Tipos de ligação química. Ligação covalente: estrutura de Lewis.

Metas Curriculares

1.1 Indicar que um sistema de dois ou mais átomos pode adquirir maior estabilidade através da formação de ligações químicas. 1.2 Interpretar as interações entre átomos através das forças de atração entre núcleos e eletrões, forças de repulsão entre eletrões e forças de repulsão entre núcleos. 1.3 Interpretar gráficos da energia em função da distância internuclear durante a formação de uma molécula diatómica identificando o predomínio das repulsões a curta distância e o predomínio das atrações a longas distâncias, sendo estas distâncias respetivamente menores e maiores do que a distância de equilíbrio. 1.4 Indicar que os átomos podem partilhar eletrões formando ligações covalentes (partilha localizada de eletrões de valência), ligações iónicas (transferência de eletrões entre átomos originando estruturas com caráter iónico) e ligações metálicas (partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos). 1.5 Associar as ligações químicas em que não há partilha significativa de eletrões a ligações intermoleculares. 1.6 Interpretar a ocorrência de ligações covalentes simples, duplas ou triplas em H2, N2, O2 e F2, segundo o modelo de Lewis. 1.7 Representar, com base na regra do octeto, as fórmulas de estrutura de Lewis de moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

Sumário

Ligação química: ligação covalente, ligação iónica, ligação metálica e ligações intermoleculares. Notação de Lewis e regra do octeto.

•Fazer uma revisão da matéria do subdomínio «1.3 Tabela Periódica» recorrendo ao «Resumo» da página 93 do

Atividades

54

Novo 10Q. •Em diálogo com os alunos introduzir o conceito de ligação química já abordado no 9.o ano, recordando que as ligações químicas se formam devido a forças atrativas de natureza eletrostática que resultam de um equilíbrio das repulsões entre os núcleos, das repulsões entre os eletrões e das atrações entre os núcleos e os eletrões. •Analisar a Fig. 2 da página 108 para compreender que a ligação química se forma quando os átomos estão num estado de equilíbrio onde há maior estabilidade e menor energia no sistema. •Concluir que quando os átomos estão completamente afastados a energia do sistema é zero e à medida que se aproximam, a energia vai diminuindo (atinge valores cada vez mais negativos) até atingir um valor mínimo – a energia de ligação. •Realçar que, quando se forma a ligação química, a distância internuclear designa-se por comprimento de ligação e que este comprimento é um valor médio devido à constante agitação dos átomos. •Relembrar que eletrões de valência contribuem significativamente para a formação da ligação química. Estes podem ser partilhados pelos átomos ou transferidos de um átomo para outro. Existindo, por isso, três tipos de ligações: ligação covalente, ligação iónica e ligação metálica. •Apresentar a ligação covalente como uma ligação que se estabelece entre átomos de não-metais e na qual há partilha localizada de eletrões de valência entre os átomos. •Recorrendo à Fig. 4, da página 110 do Novo 10Q, apresentar o cloreto de sódio como um exemplo de uma substância iónica e com base nela introduzir a ligação iónica como uma ligação química que se estabelece, geralmente, por transferência de eletrões entre átomos de metais e alguns não-metais, na qual se formam iões positivos e negativos (unidades estruturais), originando substâncias iónicas. •Para conhecer melhor as propriedades das suas substâncias iónicas colocar aos alunos a seguinte questão: «Em que circunstâncias ocorre a condução elétrica em sais?». Promover a participação dos alunos e reforçar as ideias enriquecedoras. •Com base nas participações dos alunos, apresentar algumas das propriedades das substâncias iónicas. • Definir a ligação metálica e apresentar algumas propriedades dos metais. •Avançar para o estudo das forças intermoleculares colocando a questão «Se os átomos se atraem para formar

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

moléculas, será que há alguma interação também entre as próprias moléculas?». Criar um pequeno momento de debate ordenado realçando as participações mais enriquecedoras.

•Do debate realçar que também há forças de natureza eletrostática entre moléculas vizinhas que se designam por ligações intermoleculares.

•Informar que nestas ligações a partilha de eletrões entre as moléculas é muito menos acentuada do que aquela que ocorre entre os átomos sendo estas, portanto, ligações muito mais fracas do que as que existem entre átomos ou iões.

•Referir que na ligação covalente os átomos nem sempre partilham o mesmo número de eletrões. Atividades

•Seguidamente abordar a notação de Lewis para representar os eletrões de valência dos átomos e salientar quais estão envolvidos diretamente na ligação covalente.

•Sublinhar a ideia chave que apenas os eletrões de valência estão envolvidos na formação das ligações covalentes. •Apresentar como exemplos as moléculas de H2, N2, O2 e F2 e determinar o número de eletrões de valência de cada elemento envolvido na ligação.

•Introduzir a regra do octeto como critério (com algumas exceções como o hidrogénio) para determinar o número de eletrões ligantes (e o tipo de ligação química) que confere maior estabilidade à molécula.

•Com base na notação de Lewis para estas moléculas, identificar o número de pares de eletrões de valência ligantes e, com base nisso, classificar a ligação como covalente simples, dupla ou tripla. Identificar também os eletrões não ligantes.

•Para consolidar conhecimentos, realizar uma tarefa análoga para moléculas mais complexas como, por exemplo, as moléculas de CH4, NH3, H2O e CO2. Classificar cada uma das ligações covalentes envolvidas e indicar os eletrões ligantes e não ligantes.

•Ler conjuntamente a Questão resolvida 1 da página 116 do Novo 10Q. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 1 a 13 das «+Questões» das páginas 143 e 144 Recursos

TPC

Avaliação

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 108 a 118 Resumo: pp. 139

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp.44 a 46 • •Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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55

Plano de aula N.o 9

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Ligação química CONTEÚDOS: Ligação covalente: energia de ligação e comprimento de ligação, polaridade das ligações, geometria molecular, polaridade das moléculas.

Metas Curriculares

1.8 Relacionar o parâmetro ângulo de ligação nas moléculas CH4, NH3, H2O e CO2 com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência. 1.9 Prever a geometria molecular, com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência, em moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2. 1.10 Prever a relação entre as energias de ligação ou os comprimentos de ligação em moléculas semelhantes, com base na variação das propriedades periódicas dos elementos envolvidos nas ligações (por exemplo H2O e H2S ou HCℓ e HBr). 1.11 Indicar que as moléculas diatómicas homonucleares são apolares e que as moléculas diatómicas heteronucleares são polares, interpretando essa polaridade com base na distribuição de carga elétrica entre os átomos. 1.12 Identificar ligações polares e apolares com base no tipo de átomos envolvidos na ligação. 1.13 Indicar alguns exemplos de moléculas polares (H2O, NH3) e apolares (CO2, CH4).

Sumário

Ligação química: energia de ligação comprimento de ligação e polaridade das ligações. Polaridade e geometria das moléculas.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Ainda com base na Fig. 2 da página 108 do Novo 10Q, definir a energia de ligação como a energia que é necessário

Atividades

56

fornecer à molécula para quebrar uma determinada ligação, ou seja, é a energia que se deve fornecer a dois átomos ligados, isolados de quaisquer outros, para os afastar a uma distância infinita. •Realçar que a energia de ligação é um parâmetro da ligação química que informa sobre a estabilidade das moléculas. Assim, quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação química e mais estável é a molécula. •Avançar para o estudo do comprimento de ligação (já definido anteriormente) questionando «Como estará o comprimento da ligação química relacionado com a estabilidade da molécula?». Incentivar a participação e reforçar as ideias positivas. •Das participações dos alunos, realçar que quanto maior for a energia de ligação, mais próximos se encontram os núcleos atómicos e menor é o comprimento da ligação. •Concluir que quanto menor o comprimento de ligação maior a estabilidade da molécula, ou seja, o comprimento de ligação é inversamente proporcional à energia de ligação. •Referir também que é possível prever a variação do comprimento de ligação com base no raio atómico dos átomos envolvidos. •Apresentar como exemplo o dióxido de enxofre e a água. •Analisar os raios atómicos dos elementos envolvidos e concluir que o raio atómico do enxofre é superior ao do oxigénio e, como nestas moléculas o oxigénio e o enxofre estão ligados ao mesmo elemento, é de prever que o comprimento da ligação H–S seja superior ao comprimento da ligação H–O. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 2 da página 118 do Novo 10Q e analisá-la, realçando as unidades em que se exprime usualmente o comprimento e a energia de ligação. •Em diálogo com os alunos, referir que as repulsões entre os pares de eletrões de valência condicionam a geometria espacial da molécula. •Realçar que a Teoria de Repulsão de Pares Eletrónicos de Valência (TRPEV) permite prever qual a geometria molecular adquirida bem como os ângulos entre as ligações na molécula. •Da abordagem à TRPEV, concluir que há repulsões entre todos os pares de eletrões de valência e, portanto, a disposição dos átomos na molécula corresponde a repulsões mínimas entre os pares de eletrões de valência (ligantes e não ligantes) que confere à molécula uma geometria que lhe dá maior estabilidade. •A partir da Tab. 3 da página 119 do Novo 10Q, debater as diferentes geometrias apresentadas.

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•Realçar que as geometrias angular e piramidal trigonal ocorrem devido às repulsões de pares de eletrões de

Atividades

Recursos

valência não ligantes no átomo central. •Ler conjuntamente e analisar a Questão resolvida 3 da página 120. •Realizar a Atividade «Modelos moleculares e simulações computacionais» da página 121 do Novo 10Q, realçando o potencial da modelação para a compreensão da geometria molecular pela sua visualização a 3 dimensões. •Avançar para o estudo da polaridade das moléculas definindo o que é a distribuição de carga elétrica nas moléculas. •Analisar as Fig. 10 e 11 da página 122 para evidenciar simetrias e assimetrias na distribuição da carga elétrica em torno dos átomos. •Definir mapa de potencial eletrostático e mostrar a sua importância para a determinação da distribuição de carga elétrica numa molécula. •Definir moléculas polares como sendo moléculas com distribuição assimétrica de carga elétrica e moléculas apolares como sendo moléculas com distribuição simétrica de carga elétrica. •Para introduzir a polaridade das ligações covalentes apresentar um conjunto de moléculas como por exemplo, HBr, HF, CH4, H2O, N2, O2, C2H6 e NH3. Questionar os alunos sobre qual a polaridade das ligações químicas existentes nas moléculas apresentadas. •Das participações dos alunos, levá-los a concluir que apenas em N2, O2 e na ligação C–C em C2H5OH existem ligações covalentes apolares, porque os átomos envolvidos são do mesmo elemento. •Sublinhar o facto de, mesmo existindo ligações covalentes polares, as moléculas poderem ser apolares como é o caso de CH4 pois a molécula possui distribuição simétrica de carga elétrica. Pelo contrário, em C2H5OH existem ligações covalentes apolares e a molécula é polar. •Ler a Questão resolvida 4 da página 123 do Novo 10Q para analisar mapas de potencial eletrostático para moléculas mais complexas. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 14 a 27 das «+Questões» das páginas 144 a 147.

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 119 a 125 Resumo: pp. 139

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 46 a 49 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Plano de aula N.o 10

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Ligação química CONTEÚDOS: Ligação covalente: estruturas de moléculas orgânicas e biológicas.

Metas Curriculares

1.14 Identificar hidrocarbonetos saturados, insaturados e haloalcanos e, no caso de hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta até 6 átomos de carbono, representar a fórmula de estrutura a partir do nome ou escrever o nome a partir da fórmula de estrutura. 1.15 Interpretar e relacionar os parâmetros de ligação, energia e comprimento, para a ligação CC nas moléculas etano, eteno e etino. 1.16 Identificar grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e aminas) em moléculas orgânicas, biomoléculas e fármacos, a partir das suas fórmulas de estrutura.

Sumário

Hidrocarbonetos. Representação de fórmulas de estrutura e nomenclatura de alcanos. Grupos funcionais e classes de compostos orgânicos.

•Em diálogo com os alunos perguntar: «Como se justifica a grande importância do elemento carbono?» Incentivar a

Atividades

58

sua participação e levá-los a associar a importância do carbono ao facto de ser o único elemento que pode ligar-se a si próprio, formando moléculas de cadeias longas ou em anel, através de ligações covalentes, e ao se ligar frequentemente ao hidrogénio (H), oxigénio (O) e nitrogénio (N) através de ligações covalentes (e menos frequentemente a outros elementos) que são abundantes nos seres vivos. •Concluir, portanto, que pela sua importância, o carbono é o elemento central do estudo de uma área da química: a química orgânica. •Introduzir o estudo dos hidrocarbonetos relembrando que as suas principais fontes são os combustíveis fósseis e que hoje em dia existem milhares de compostos orgânicos que nem sequer existem na Natureza. •Apresentar alguns exemplos de formas de representar os compostos orgânicos, como é o caso da fórmula de estrutura, de estrutura condensada ou a fórmula de ligação em linha. •Referir que os compostos orgânicos mais simples são os hidrocarbonetos (que são constituídos unicamente por átomos de carbono e de hidrogénio) e que os hidrocarbonetos de cadeia aberta que apenas possuem ligações simples pertencem à família dos alcanos. •Analisar a Tab. 7 da página 127 do Novo 10Q para compreender que as mesmas fórmulas moleculares podem corresponder a hidrocarbonetos com diferentes estruturas e, portanto, com diferentes propriedades. •Referir que os alcanos são designados por hidrocarbonetos saturados por terem apenas ligações covalentes simples entre os átomos de carbono. •Por outro lado, referir que os hidrocarbonetos insaturados são os compostos que possuem ligações covalentes duplas ou triplas entre os seus átomos de carbono. •Recordar o comprimento de ligação e a energia de ligação já abordados para comparar os valores apresentados para as diferentes ligações covalentes entre átomos de carbono nos hidrocarbonetos. •Concluir que a maiores valores de energia de ligação correspondem menores valores de comprimento de ligação e, portanto, a ligação covalente tripla é mais forte do que a ligação covalente simples. •Colocar a questão «Será que apenas existem hidrocarbonetos de cadeia aberta?». Incentivar a participação dos alunos e realçar as participações enriquecedoras. •Concluir que existem hidrocarbonetos de cadeia fechada também chamados hidrocarboneto cíclicos. •Apresentar o benzeno como um composto importante que pelas suas propriedades únicas (a partilha deslocalizada dos eletrões das ligações duplas por todos os átomos de carbono do anel), é a base estrutural dos compostos aromáticos (uma classe de compostos orgânicos). •Recordando de novo o que já foi abordado no 9.o ano, apresentar a nomenclatura dos hidrocarbonetos saturados com cadeias lineares ou ramificadas até 6 átomos de carbono, de acordo com as regras IUPAC. •Analisar a tabela da página 134 do Novo 10Q para sintetizar as regras de nomenclatura destes compostos. •A partir de alguns exemplos de fórmulas de estrutura pedir aos alunos que apresentem o nome respetivo, segundo as regras da IUPAC. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

•De igual forma, apresentar os nomes de alguns compostos para os alunos representarem as suas fórmulas de

Atividades

Recursos

estrutura. •Introduzir os grupos funcionais colocando a seguinte questão aos alunos «Será que os compostos orgânicos que constituem os seres vivos são apenas constituídos por átomos de carbono e de hidrogénio?». Promover um pequeno debate, realçando as ideias enriquecedoras. •Concluir que os átomos de carbono também se podem ligar a outros elementos como o oxigénio, o nitrogénio e também os halogéneos que dependendo da sua estrutura possuem propriedades particulares. •Introduzir assim os grupos funcionais que são característicos de certas classes de compostos orgânicos. •Apresentar as várias classes de compostos orgânicos – haloalcanos, álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e aminas – e os respetivos grupos funcionais. •Sublinhar a importância dos aminoácidos para os seres vivos indicando que estes são compostos orgânicos formados por um grupo carboxilo (característico dos ácidos carboxílicos) e um grupo amina (característico das aminas). •Ler e analisar conjuntamente a Questão resolvida 5 da página 134 do Novo 10Q para consolidar a identificação das classes de compostos orgânicos. •Analisar as páginas 132 e 133 para dar a conhecer compostos orgânicos de estruturas mais complexas e realçar a grande importância destes compostos para o conforto e qualidade de vida do ser humano. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 28 a 36 das «+Questões» das páginas 147 e 148 do Novo 10Q.

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 126 a 134 Resumo: pp. 139

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 49 a 51 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Plano de aula N.o 11

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Ligação química CONTEÚDOS: Ligações intermoleculares: Ligações de hidrogénio, forças de van der Waals (de London, entre moléculas polares e entre moléculas polares e apolares). AL 2.1 Miscibilidade de líquidos Metas Curriculares

1.17 Identificar ligações intermoleculares – de hidrogénio e de van der Waals – com base nas características das unidades estruturais. 1.18 Relacionar a miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre unidades estruturais.

Sumário

Ligações intermoleculares: ligações de hidrogénio e forças de van der Waals: forças de London, ligações entre moléculas polares e entre moléculas polares e apolares. Preparação e realização da AL 2.1 Miscibilidade de líquidos.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Em diálogo com os alunos, abordar as ligações intermoleculares já antes referidas colocando a questão «Por que é

Atividades

60

que o cloreto de sódio se dissolve em água?». Incentivar a participação e realçar as participações enriquecedoras. •Concluir que entre os iões do cloreto de sódio e as moléculas de água existem interações intermoleculares de natureza eletrostática que permitem a dissolução do sólido em água. •Referir que as ligações intermoleculares existem entre todas as moléculas mas numas são mais intensas que nas outras. •Sublinhar a ideia chave que as ligações intermoleculares têm sempre intensidade muito inferior às ligações intramoleculares. •Relembrar a polaridade das moléculas e definir as forças de van der Waals. •Explicar que as forças de van der Waals ocorrem entre moléculas polares, entre moléculas polares e apolares e entre moléculas apolares (também designadas por forças de London). •Através da Fig. 20 da página 135 do Novo 10Q, analisar a forma como as moléculas polares interagem entre si: pela distribuição assimétrica de carga elétrica. •De forma semelhante, abordar as ligações de London a partir da Fig. 21 da página 136, concluindo que as assimetrias momentâneas da distribuição da carga elétrica nas moléculas apolares podem induzir assimetrias de carga nas moléculas vizinhas, interagindo assim umas com as outras. •Introduzir as ligações entre as moléculas polares e apolares questionando «Como interagem as moléculas polares com as apolares?». Promover um pequeno debate ordenado e, com base nos exemplos anteriores, concluir que as ligações entre moléculas polares e as moléculas apolares surgem porque as moléculas polares induzem distribuições assimétricas de carga nas moléculas apolares. •Apresentar as ligações de hidrogénio como um caso particular de ligações intermoleculares entre moléculas polares. •Justificar esta particularização devido às ligações H–O existentes na molécula de água que possuem uma grande assimetria de carga (que se verifica também nas ligações H–F e H–N) que tornam estas interações mais acentuadas. •Realçar que quando existem ligações de hidrogénio entre moléculas, existem, ao mesmo tempo, todos os tipos de ligações de van der Waals. •Explicar que a miscibilidade dos líquidos depende, entre muitos fatores, das ligações intermoleculares que se estabelecem entre eles. •Concluir a tendência geral para a solubilidade dos líquidos. Realçar que, se se excluir a água, a generalidade das substâncias líquidas são miscíveis entre si (pela existência de forças de London ou interações induzidas entre as diferentes moléculas) e que a água é miscível apenas com líquidos que tenham moléculas polares (pela existência de forças de hidrogénio ou ligações entre moléculas polares). •Ler conjuntamente a Questão resolvida 6 da página 138 do Novo 10Q para interpretar a solubilidade de diferentes líquidos com base na polaridade das suas moléculas. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 37 a 41 das «+Questões» da página 148.

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•Introduzir a «AL 2.1 Miscibilidade de líquidos» colocando a seguinte questão «Como prever a miscibilidade de líquidos com base na sua fórmula química?». Incentivar a participação e realçar as contribuições enriquecedoras. •Partir das respostas dos alunos para compreender que as ligações intermoleculares existentes entre os líquidos da mistura definem a sua miscibilidade. •Na preparação da atividade laboratorial, abordar as questões de segurança no manuseio de alguns reagentes líquidos. •Analisar a Tab. 11 da página 137 como auxílio à previsão da miscibilidade das substâncias. •Resolver as questões pré-laboratoriais da página 141 do Novo 10Q. •Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido na página 142. •Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 142. •Resolver as questões 42 a 44 das «+Questões» das páginas 148 e 149 do Novo 10Q para consolidação dos conhecimentos adquiridos. Recursos

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 135 a 138 e 140 a 142 Resumo: pp. 139

•Manual: Questões globais: pp. 149 TPC

Avaliação

•Caderno de Exercícios : pp. 51 e 52 • •Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Plano de aula N.o 12

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Gases e dispersões CONTEÚDOS: Lei de Avogadro. Volume molar e massa volúmica. Soluções, coloides e suspensões.

Metas Curriculares

2.1 Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases à mesma pressão e temperatura. 2.2 Relacionar a massa de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura. 2.3 Relacionar a massa volúmica de uma substância gasosa com a sua massa molar e volume molar. 2.4 Descrever a composição da troposfera terrestre, realçando N2 e O2 como os seus componentes mais abundantes. 2.5 Indicar poluentes gasosos na troposfera e identificar as respetivas fontes. 2.6 Distinguir solução, dispersão coloidal e suspensão com base na ordem de grandeza da dimensão das partículas constituintes. 2.7 Descrever a atmosfera terrestre como uma solução gasosa, na qual também se encontram coloides e suspensões de matéria particulada.

Sumário

Lei de Avogadro. Volume molar. Massa volúmica. Soluções e dispersões: coloides e suspensões.

•Fazer uma revisão da matéria do subdomínio «2.1 Ligação química» recorrendo ao «Resumo» da página 139 do

Atividades

62

Novo 10Q. •Em diálogo com os alunos referir que o estudo da matéria no estado gasoso é particularmente interessante para os químicos porque nele as moléculas tendem a comportar-se como entidades isoladas, o que facilita a compreensão de muitos fenómenos. •Introduzir assim o volume molar como uma grandeza utilizada no estudo de gases e que é definido como o volume ocupado por uma mole de gás em determinadas condições de pressão e de temperatura. •Avançar para o estudo da Lei de Avogadro colocando a seguinte questão «Será o volume de uma mole de dióxido de carbono igual ao volume de uma mole de hidrogénio?». Incentivar a participação e enfatizar as contribuições enriquecedoras. •Com base nas participações dos alunos, levá-los a compreender a Lei de Avogadro: volumes iguais de gases diferentes contêm o mesmo número de moléculas, quando medidos nas mesmas condições de pressão e de temperatura. •Explicar que para valores próximos da pressão atmosférica e da temperatura ambiente, as moléculas de um gás ocupam um espaço ínfimo quando comparado com o volume ocupado pela amostra e, por isso, o volume ocupado por um gás não depende do tipo de moléculas que o constituem. •Apresentar que, como o número de moléculas de gás numa amostra é diretamente proporcional à quantidade de matéria, então volumes iguais de gases (nas mesmas condições de pressão e de temperatura) contêm a mesma quantidade de matéria. Concluir assim a relação entre o volume molar, o volume ocupado por uma amostra de gás e a quantidade de matéria dessa amostra. •Informar que, nas condições normais de pressão e temperatura, o volume molar de qualquer gás é 22,4 dm3/mol. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 1 da página 152 do Novo 10Q para sistematizar. •Demonstrar a relação existente entre a massa volúmica de um gás, a sua massa molar e o seu volume molar. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 2 da página 154 do Novo 10Q. •Em diálogo com os alunos questionar «Quais são os componentes maioritários da nossa atmosfera?». Promover um pequeno debate e realçar as participações mais enriquecedoras. •Complementar o debate com a análise da Fig. 3 da página 155 e concluir que o nitrogénio é o gás mais abundante na atmosfera, seguido do oxigénio, do árgon e do dióxido de carbono. •Com base na Tab. 1 da página 155 do Novo 10Q, analisar conjuntamente os principais poluentes na atmosfera e quais as suas origem.

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•Avançar para o estudo das soluções, coloides e suspensões, recordando as misturas de substâncias abordadas no o

7. ano. •Questionar os alunos sobre «O que é uma suspensão, um coloide e uma suspensão?». Incentivar a participação e enfatizar as contribuições enriquecedoras. •Das participações dos alunos, definir solução como uma mistura homogénea onde não é possível distinguir os seus componentes pois as suas partículas apresentam, tipicamente, diâmetro inferior a 1 nm. •Por analogia, definir as outras misturas (ou dispersões) em coloides se as suas partículas tiverem diâmetro entre 1 nm e 1 μm ou em suspensões se as suas partículas tiverem diâmetro superior a 1 μm. •Referir que, tal como nas soluções há o soluto e o solvente, nas dispersões há o meio disperso e o meio dispersante. •Demonstrar o efeito de Tyndall utilizando um apontador laser e uma dispersão de água com farinha e caracterizar este efeito como uma propriedade dos coloides. •Construir conjuntamente um quadro semelhante à Tab. 2 da página 156 do Novo 10Q para sintetizar o conteúdo. •Realçar que a presença de material particulado (suspensões e coloides) na atmosfera constitui um dos mais graves fatores de poluição atmosférica na atualidade. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 1 a 22 das «+Questões» das páginas 168 e 169 do Novo 10Q. Recursos

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 152 a 156 Resumo: pp. 163

TPC

•Caderno de Exercícios : pp. 58 a 60 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Plano de aula N.o 13

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Gases e dispersões CONTEÚDOS: Composição quantitativa de soluções: concentração em massa, concentração. AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos. Metas Curriculares

2.8 Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

Sumário

Composição quantitativa de soluções: concentração em massa, concentração. Preparação e realização da AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Introduzir o estudo da composição quantitativa de soluções perguntando «Como se pode expressar

Atividades

Recursos

quantitativamente o soluto existente numa solução?». Incentivar a participação e realçar as participações o enriquecedoras. Relembrar que no 7. ano já foi estudada a concentração mássica que é uma medida da massa de soluto existente numa determinada solução mas que esta não é a única forma de quantificar o soluto numa solução. •Analisar a Tab. 3 da página 157 do Novo 10Q para interpretar a concentração mássica de diversos poluentes na atmosfera. •Recolher diferentes embalagens de água e comparar a concentração mássica dos iões presentes. •A partir dos exemplos das concentrações mássicas dos iões em água, resolver conjuntamente problemas, por exemplo, com vista à determinação da massa total de iões na garrafa ou à determinação do volume de água necessário ingerir para satisfazer as necessidades diárias de um determinado ião. •Retomar o conceito de fração molar já abordado anteriormente. •A partir de um exemplo de uma mistura gasosa de dois ou três componentes, e conhecidas as suas massas, determinar a fração molar de cada um desses componentes para sistematizar o conteúdo. •Questionar os alunos sobre «O que é a concentração?». Promover um pequeno debate e realçar as contribuições enriquecedoras. Das participações dos alunos, informar que o termo «concentração» é usado, em linguagem comum, para refletir a quantidade de um componente numa mistura. No entanto, sublinhar que este termo tem um significado científico mais rigoroso. •Definir concentração como uma medida da quantidade de matéria de soluto existente em cada unidade de volume da solução. Salientar que a concentração é uma medida da composição quantitativa de soluções particularmente útil em química. •Partir do exemplo da concentração mássica dos iões na água engarrafada para determinar a sua concentração como forma de sistematizar a relação entre as várias formas de identificar a composição qualitativa de soluções. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 22 a 28 das «+Questões» da página 170 do Novo 10Q. •Introduzir a «AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos» colocando a seguinte questão «Como preparar uma 3 solução de sulfato de cobre (II) penta-hidratado de concentração 0,050 mol/dm ?». Incentivar a participação e realçar as participações enriquecedoras. Partir das respostas dos alunos para preparar a atividade laboratorial. •Abordar os erros sistemáticos e aleatórios associados às medições a efetuar. Resolver as questões pré-laboratoriais da página 164. •Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido no Novo 10Q na página 165. Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 165. •Resolver as questões 40 a 43 das «+Questões» da página 172 para consolidação dos conhecimentos adquiridos.

•Manual

Apresentação dos conteúdos: pp. 157 a 158 e 164 a 168 Resumo: pp. 139

TPC

•Caderno de Exercícios : pp. 61 a 67 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

Plano de aula N.o 14

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Gases e dispersões CONTEÚDOS: Composição quantitativa de soluções: percentagem em volume e percentagem em massa, fração molar, partes por milhão. Diluição de soluções aquosas. AL 2.3 Diluição de soluções. Metas Curriculares

2.8 Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

Sumário

Composição quantitativa de soluções: percentagem em volume e percentagem em massa, fração molar, partes por milhão. Diluição de soluções aquosas. Preparação e realização da AL 2.3 Diluição de soluções.

•Fazer uma revisão da matéria dada na aula anterior. •Relembrar o estudo da composição quantitativa de soluções analisando um rótulo de álcool etílico comercial.

Atividades

Recursos

Promover um pequeno debate e realçar as participações enriquecedoras. Concluir que existem outras formas de quantificar o soluto presente nas soluções para além das estudadas na aula anterior. •Partir do exemplo anterior para introduzir a percentagem em volume e identificar o soluto e o solvente da solução. Determinar conjuntamente o volume de soluto presente na embalagem em questão. •Recolher diferentes embalagens de água e comparar a concentração mássica dos iões presentes. •Por analogia, introduzir o conceito de percentagem em massa. Determinar a massa de água de uma das embalagens e calcular a massa de alguns dos seus iões para determinar as suas percentagens em massa. •Ler e analisar a Questão resolvida 3 da página 159 do Novo 10Q. •Comparar, respetivamente, a percentagem em massa e em volume com as partes por milhão e as partes por milhão em volume, e mostrar que as percentagens em massa e em volume representam as partes de soluto existentes por cada 100 partes de solução existente, enquanto que as partes por milhão e as partes por milhão em volume representam as partes de soluto existentes em cada milhão de partes de solução. •Partir do exemplo do dióxido de carbono na atmosfera para demonstrar a relação existente, respetivamente, entre percentagem em massa ou em volume e as partes por milhão ou as partes por milhão em volume. •Através da exploração de exemplos de soluções, construir conjuntamente uma síntese semelhante à Tab. 4 da página 162 para sistematizar as relações existentes estre as diferentes expressões da composição quantitativa das soluções. Ler conjuntamente a Questão resolvida 5 da página 162 para consolidação de conhecimentos. •Partir do exemplo da concentração mássica dos iões na água engarrafada para determinar a sua concentração como forma de sistematizar a relação entre as várias formas de identificar a composição qualitativa de soluções. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 29 a 37 das «+Questões» das páginas 170 a 171 do Novo 10Q. •Introduzir a «AL 2.3 Diluição de soluções» colocando a seguinte questão «Como preparar uma solução diluída de permanganato de potássio a partir de uma solução inicial mais concentrada?». Incentivar a participação e realçar as participações enriquecedoras. Partir das respostas dos alunos para preparar a atividade laboratorial. •Abordar o fator de diluição e explorar alguns exemplos para consolidação. •Resolver as questões pré-laboratoriais da página 166 do Novo 10Q. •Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido no Novo 10Q na página 167. Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 167. •Resolver as questões 38 a 40 e 44 a 45 das «+Questões» da página 172 do Novo 10Q para consolidação dos conhecimentos adquiridos.

•Manual

Apresentação dos conteúdos: pp. 158 a 162 e 166 a 167 Resumo: pp. 139

TPC

•Manual: Questões globais pp. 173 •Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 61 a 65 e 67 a 68 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Plano de aula N.o 15

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Transformações químicas CONTEÚDOS: Energia de ligação e reações químicas: processos endoenergéticos e exoenergéticos. Reações fotoquímicas na atmosfera: fotodissociação e fotoionização.

Metas Curriculares

3.1 Interpretar uma reação química como resultado de um processo em que ocorre rutura e formação de ligações químicas. 3.2 Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a rutura como um processo endoenergético. 3.3 Classificar reações químicas em exotérmicas ou em endotérmicas como aquelas que, num sistema isolado, ocorrem, respetivamente, com aumento ou diminuição de temperatura. 3.4 Interpretar a energia da reação como o balanço energético entre a energia envolvida na rutura e na formação de ligações químicas, designá-la por variação de entalpia para transformações a pressão constante, e interpretar o seu sinal (positivo ou negativo). 3.5 Interpretar representações da energia envolvida numa reação química relacionando a energia dos reagentes e dos produtos e a variação de entalpia. 3.6 Determinar a variação de entalpia de uma reação química a partir das energias de ligação e a energia de ligação a partir da variação de entalpia e de outras energias de ligação. 3.7 Identificar transformações químicas desencadeadas pela luz, designando-as por reações fotoquímicas. 3.8 Distinguir fotodissociação de fotoionização e representar simbolicamente estes fenómenos. 3.9 Interpretar fenómenos de fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre envolvendo O2, O3, e N2 relacionando-os com a energia da radiação envolvida e com a estabilidade destas moléculas.

Sumário

Energia de ionização. Processos endoenergéticos e exoenergéticos. Reações fotoquímicas: fotoionização e fotodissociação.

•Fazer uma revisão da matéria do subdomínio «2.2 Gases e dispersões» recorrendo ao «Resumo» da página 163 do Novo 10Q.

•Em diálogo com os alunos, explicar que reações químicas são transformações em que determinadas substâncias o

Atividades

66

originam outras relembrando a matéria já estudada no 3. ciclo. Referir também que as reações químicas obedecem à Lei de Lavoisier (ou Lei da Conservação da Massa). •Explicar que para haver transformação de umas substâncias noutras tem de haver ruturas de ligações químicas nos reagentes e formações de ligações nos produtos da reação. •Introduzir os processos endoenergéticos como processos onde há absorção de energia, tal como na rutura das ligações químicas. •Por comparação, abordar os processos exoenergéticos como processos onde há libertação de energia, como na formação de ligações químicas. •Por analogia, questionar sobre «O que são reações endotérmicas e exotérmicas?». Promover a participação e realçar as ideias enriquecedoras. •Das participações, concluir que nas reações endotérmicas há absorção de energia o que se traduz, num sistema fechado, pela diminuição da energia do sistema. Já nas reações exotérmicas há libertação de energia que se traduz, num sistema fechado, pelo aumento da temperatura do sistema. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 1 da página 177 do Novo 10Q. •Avançar para o estudo da variação da entalpia sublinhando que, em geral, os sistemas químicos não são isolados e, portanto, há trocas de energia entre o sistema e a vizinhança. •Questionar «Como se pode prever se uma reação é endotérmica ou exotérmica?». Promover um pequeno debate e realçar as participações positivas. •Partir do debate para compreender que a energia libertada ou absorvida pelo sistema resulta de um balanço entre a energia absorvida na rutura das ligações químicas e a energia libertada na sua formação. •Informar que este balanço permite prever se a reação é endotérmica ou exotérmica.

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•Analisar a Fig. 6 da página 178 do Novo 10Q para interpretar a variação da entalpia numa reação endotérmica e numa reação exotérmica.

•Concluir que na reação exotérmica a energia libertada pela formação das ligações químicas é superior à energia absorvida pelo que há transferência de energia do sistema para a vizinhança, aumentando a temperatura da vizinhança.

•De igual forma, concluir que na reação endotérmica a energia libertada pela formação das ligações químicas é inferior à energia absorvida pelo que há transferência de energia da vizinhança para o sistema, diminuindo a temperatura da vizinhança.

•Definir a variação da entalpia como uma grandeza que meda a energia transferida entre o sistema e a vizinhança quando a reação química ocorre a pressão constante.

•Indicar que se a variação da entalpia for negativa a reação é exotérmica pois o sistema cedeu energia à vizinhança e se a variação da entalpia for positiva a reação é endotérmica pois o sistema recebeu energia da vizinhança.

• Para consolidação, analisar a variação da entalpia da reação, por exemplo, de formação da água e a variação da entalpia da reação da sua decomposição.

•Sublinhar a ideia chave que se uma reação for exotérmica, a sua reação inversa será endotérmica e as respetivas variações de entalpia serão simétricas (e vice-versa).

•Referir a energia de ligação como a energia mínima necessária para quebrar uma mole de ligações em moléculas. •A partir de um exemplo, calcular a sua variação da entalpia como a diferença entre a soma das energias de ligação dos reagentes e a soma das energias de ligação dos produtos. Atividades

•Ler e analisar conjuntamente as Questões resolvidas 2 e 3 das páginas, respetivamente, 179 e 182 do Novo 10Q para sintetizar.

•Avançar para o estudo das reações fotoquímicas questionando «Que exemplos conhecem de reações químicas desencadeadas pela luz?». Incentivar a participação ordenada e realçar as ideias enriquecedoras.

•Das participações dos alunos, realçar exemplos como o bronzeamento, a fotodegradação dos materiais, o processo de revelação fotográfica, entre outros.

•Definir que as reações que são desencadeadas pela luz são reações fotoquímicas. •Apresentar a fotodissociação como uma transformação onde há quebra de ligações químicas (sendo portanto um processo endotérmico) por ação da radiação.

•Contextualizar as reações de fotodissociação explicando que a atmosfera terrestre atua como um filtro de radiação que absorve as radiações ultravioleta provocando a fotodissociação das moléculas de nitrogénio, de oxigénio e de ozono, por exemplo.

•Relembrar exemplos sobre a energia de remoção eletrónica onde a remoção dos eletrões poderia ser feita através da incidência de radiação nos átomos para introduzir a fotoionização como o processo de remoção de eletrões de um átomo por ação da radiação.

•Referir que, tal como a fotodissociação, a fotoionização é um processo energético, mas que necessita de absorver mais energia para ocorrer.

•Contextualizar, por exemplo, com os fenómenos da ionosfera como as auroras boreais. •Ler conjuntamente a Questão resolvida 4 da página 184 do Novo 10Q. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 1 a 17 das «+Questões» das páginas 194 a 196.

Recursos

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 176 a 184 Resumo: pp. 191

TPC

•Caderno de Exercícios e Problemas: pp.74 a 77 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

67

Plano de aula N.o 16

90 +

135 min

Escola__________________________________________________________________________________________________________ Ano _______________________________ Turma _______________ Aula N.o ________Data________ /________/ ________ DOMÍNIO: Propriedades e transformações da matéria SUBDOMÍNIO: Transformações químicas CONTEÚDOS: Reações fotoquímicas na atmosfera: radicais livres e estabilidade das espécies químicas. Ozono estratosférico. AL 2.4 Reação fotoquímica.

Metas Curriculares

3.10 Identificar os radicais livres como espécies muito reativas por possuírem eletrões desemparelhados. 3.11 Interpretar a formação e destruição do ozono estratosférico, com base na fotodissociação de O2 e de O3, por envolvimento de radiações ultravioletas UV-B e UV-C, concluindo que a camada de ozono atua como um filtro dessas radiações. 3.12 Explicar a formação dos radicais livres a partir dos clorofluorocarbonetos (CFC) tirando conclusões sobre a sua estabilidade na troposfera e efeitos sobre o ozono estratosférico. 3.13 Indicar que o ozono na troposfera atua como poluente em contraste com o seu papel protetor na estratosfera.

Sumário

Formação de radicais livres. Formação e decomposição do ozono estratosférico. Clorofluorocarbonetos e destruição da camada do ozono. Preparação e realização da AL 2.4 Reação fotoquímica.

•Fazer uma revisão da matéria da aula anterior. •Em diálogo com os alunos, relembrar que, pelo Princípio de Exclusão de Pauli, uma orbital pode ser ocupada por 2

Atividades

68

eletrões com spins opostos e por isso se diz que estão emparelhados. •Introduzir o conceito de radical livre, referindo que, quando esse emparelhamento não se verifica, ou seja, se uma orbital tiver apenas um eletrão desemparelhado, diz-se que a espécie química (átomo, molécula ou ião) é um radical livre, ou simplesmente radical. •Determinar conjuntamente, a partir de exemplos, quais as espécies químicas que são radicais livres a partir da sua configuração eletrónica. •Explicar que estas espécies químicas são muito reativas contextualizando com os antioxidantes nos alimentos. •Avançar para o estudo do ozono estratosférico, perguntando «Porque será o ozono uma substância tão importante para a vida na Terra?». Promover um pequeno debate e realçar as ideias enriquecedoras. •Relembrando que o ozono sofre reações de fotodissociação na atmosfera, compreender, a partir do debate, que o ozono atua como um filtro solar pois absorve a radiação muito energética (UV-A e UV-B) que é prejudicial para os seres vivos. •De seguida, abordar as reações fotoquímicas que estão na base da formação e da decomposição do ozono estratosférico. •Sublinhar a ideia chave que as energias de ligação nas moléculas ozono são da ordem da energia das radiações UV-A e UV-B e que a energia de ligação nas moléculas de oxigénio é da ordem da energia da radiação UV-C que chega à estratosfera. •Contextualizar a formação e a decomposição do ozono com a problemática global do «buraco da camada do ozono». •Promover um breve debate sobre esta problemática para compreender que a atividade humana foi responsável pela diminuição da camada do ozono por libertar para a atmosfera compostos capazes de produzir radicais livres na estratosfera, nomeadamente os clorofluorocarbonetos. •Realçar a influência do radical cloro na destruição da camada de ozono analisando as reações químicas que ocorrem em cadeia entre o radical cloro e o ozono. •Sublinhar que nestas reações o radical cloro é regenerado e, portanto, os efeitos da emissão dos clorofluorocarbonetos prolongar-se-ão para o futuro. •Ler e analisar a Questão resolvida 5 da página 188 do Novo 10Q para sistematizar. •Realizar a atividade a Atividade da página 189 «O Buraco do Ozono» para consolidação. •Sublinhar também que, apesar da importância do ozono na estratosfera, quando este se encontra na troposfera (resultado de um conjunto complexo de reações químicas) atua como poluente causando irritações de olhos e pele e provocando problemas respiratórios. •Sistematizar as conclusões globais da aula e consolidar os conteúdos abordados com a resolução dos exercícios 18 a 27 das «+Questões» das páginas 196 e 197 do Novo 10Q. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

•Introduzir a «AL 2.4 Reação fotoquímica» questionando «Como se pode verificar a existência de uma reação

fotoquímica?». Incentivar a participação e realçar as contribuições enriquecedoras. •Partir das respostas dos alunos para preparar a atividade laboratorial. •Abordar as variáveis que afetam a reação fotoquímica e o controlo de variáveis a efetuar. •Resolver as questões pré-laboratoriais da página 192 do Novo 10Q. •Organizar os alunos em grupos para realizar a atividade laboratorial de acordo com o procedimento fornecido no Novo 10Q na página 193. •Sugerir aos alunos que resolvam as questões pós-laboratoriais da página 193. •Resolver as questões 28 e 29 das «+Questões» da página 198 do Novo 10Q para consolidação dos conhecimentos adquiridos Recursos

•Manual Apresentação dos conteúdos: pp. 185 a 190 e 192 a 193 Resumo: pp. 191

TPC

•Manual: Questões globais pp. 198 •Caderno de Exercícios e Problemas: pp. 77 e 78 •

Avaliação

•Observação direta dos alunos na aula. •Observação da participação e empenho nas tarefas propostas.

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Notas

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Apoio à componente laboratorial do Novo 10Q De acordo com o programa de Física e Química A do 10.o/11.o ano, o trabalho laboratorial é parte fundamental da formação do aluno em química. Mas as planificações, as técnicas e as metodologias associadas ao trabalho de laboratório têm especificidades próprias. Esta parte do guião pretende ser uma ajuda para o professor nesta vertente. Apresentamos algumas orientações e materiais de apoio que poderão ser úteis para desenvolver o trabalho de laboratório.

Respostas às questões das atividades laboratoriais do Novo 10Q No decurso das atividades laboratoriais exploradas no Novo 10Q são colocadas algumas questões pré e pós-laboratoriais, às quais procuramos aqui dar algumas respostas, ressalvando que há questões cuja resposta apenas pode ser obtida após a realização da atividade proposta e que, por isso, não se encontra aqui resolvida. Preferimos não facultar as respostas no manual, pois essas questões promovem um esforço de reflexão que poderia ficar comprometido se os alunos pudessem consultar imediatamente as soluções.

AL 1.1. Volume e número de moléculas de uma gota de água (pág. 28 a 30) Questões pré-laboratoriais 1. a) 0,60 mL; b) 0,04 mL; c) 0,60 mL ± 0,04 mL; d) [0,56; 0,64] mL. 2. a) V2 – V1 = 0,65 – 0,60 = 0,05 mL; b) 1 algarismo significativo. 3. a) (V3 – V2)/100 = (6,85 – 0,65)/100 = 0,0620 mL; b) 3 algarismos significativos. 4. A incerteza do valor obtido em 3. é menor do que a incerteza do valor obtido em 2., o que se pode verificar pelo facto de o valor obtido em 3. ter mais algarismos significativos. Não é razoável medir o volume de uma só gota com uma pipeta graduada, pois o volume obtido é muito pequeno, sendo elevada a incerteza correspondente. 5. A massa de 100 gotas tem 3 algarismos significativos enquanto a massa de 1 gota apenas tem 1 algarismo significativo. Assim, a incerteza na determinação indireta da massa de 1 gota usando 3,14/100= 0,0314 g é menor do que na determinação direta da massa de 1 gota. Questões pós-laboratoriais 4. a) O valor da massa. A informação adicional necessária é a massa molar da água e a constante de Avogadro.

AL 1.2. Teste de chama (pág. 66 a 68) Questões pré-laboratoriais 1. Para garantir que a cor da chama resulta apenas do catião em estudo, isto é, que não existe sobreposição da cor conferida à chama pelo catião com cores que resultem de impurezas presentes na amostra. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

71

2. O bico de Bunsen atinge temperaturas mais altas, o que permite excitar os átomos de modo a que os seus eletrões fiquem em níveis energéticos superiores. Por outro lado, temperaturas mais altas permitem aumentar a fração de átomos excitados. 3. a) C. b) A, C, D. Questões pós-laboratoriais 1. a) Deve-se à luz emitida quando ocorrem desexcitações nos átomos presentes na amostra em estudo. b) Porque são diferentes os níveis de energia em átomos de diferentes elementos, sendo também diferentes as transições eletrónicas entre esses níveis. c) Para proceder à excitação dos átomos e porque as temperaturas mais altas permitem aumentar a fração de átomos excitados e, assim, obter emissões mais intensas (cores mais nítidas e mais estáveis). 2. Não. A cor do sal não está relacionada com a cor da chama. 3. C. 4. A cor do fogo de artifício deve-se à emissão de luz como resultado da excitação e desexcitação de átomos de diversos elementos químicos, tal como sucede nos ensaios de chama.

AL 1.3 Densidade relativa de metais (pág. 94 a 97) Questões pré-laboratoriais 1. Como ρ =

m V

vem d =

𝑚metal 𝑉metal 𝑚água

mmetal mágua

e como Vmetal = Vágua conclui-se que d =

𝑉água

2. a) Corresponde à massa de água com volume igual ao volume das esferas. b) d =

mA mB − mC

=

13,44 75,85 − 74,64

c) erro de medição =

= 11,1;

| valor medido-valor verdadeiro | valor verdadeiro

× 100 =

d)

| 11,1 − 11,35| × 11,35

100 = 2,2%

Valor

𝑚𝐴

13,44

𝑚𝐵

75,85

𝑚𝐶

74,64

𝑚𝐵 − 𝑚𝐶

𝑚𝐴 𝑚𝐵 − 𝑚𝐶

N. de algarismos significativos

4

4

4

3

3

o

1,21

11,1

3. a. Erro sistemático. b. Erro sistemático. c. Erro aleatório. d. Erro aleatório. e. Erro sistemático.

AL 2.1. Miscibilidade de líquidos (pág. 140 a 142) Questões pré-laboratoriais 1. A, B, C e E. 72

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2. A‐IV‐a‐3; B‐I‐a‐2; C‐II‐a‐3; D‐V‐b‐1; E‐III‐b‐1.  3.    

Previsões 

 

Água 

Etanol 

Acetona 

Hexano 

Xileno 

Água 

 

m 

m 

i 

i 

Etanol 

 

 

m 

m 

m 

Acetona 

 

 

 

m 

m 

Hexano 

 

 

 

 

m 

Xileno 

 

 

 

 

 

Trabalho laboratorial  1. A, C, D, E, F.  2. Deve usar‐se um só conta‐gotas para cada um dos líquidos, mas todos os conta‐gotas devem ser  de igual modelo para que, contando igual número de gotas de líquidos diferentes, o volume seja  sempre igual.  Questões pós‐laboratoriais  2.    

Previsões 

 

Água 

Etanol 

Acetona 

Hexano 

Xileno 

Água 

 

H‐H; p‐p; L‐L 

p‐p; L‐L 

L‐L; p‐a 

L‐L; p‐a 

Etanol 

 

 

p‐p; L‐L 

L‐L; p‐a 

L‐L; p‐a 

Acetona 

 

 

 

L‐L; p‐a 

L‐L; p‐a 

Hexano 

 

 

 

 

L‐L; p‐a 

Xileno 

 

 

 

 

 

AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos (pág. 164 a 165)  Questões pré‐laboratoriais  1.  Sulfato  de  cobre  (II)  penta‐hidratado:  nocivo  por  ingestão,  pode  provocar  irritação  cutânea  e  irritação  ocular  grave,  muito  tóxico  para  os  organismos  aquáticos  com  efeitos  duradouros.   Esta informação pode ser encontrada no rótulo da embalagem.  2. O volume adequado deverá ser 50 ou 100 mL.  3. Considerando o volume de 50,00 mL:  n = c × V  ⇔ n m = n × M ⇔ m  

0,050 × 0,05000 = 0,0025 mol   0,0025 × 249,72 = 0,62 g   Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q 

  73 

Questões pós-laboratoriais 4. A concentração da solução preparada pode ser afetada pela perda de massa de soluto entre a pesagem e a sua dissolução; pela perda de volume de solução na transferência para o balão, devido a um mau acerto pelo menisco do balão. Não enxaguar convenientemente o recipiente de armazenamento pode resultar em contaminações da solução ou na alteração da sua composição. 5. É necessário para eliminar do frasco qualquer resto de água que possa alterar a concentração da solução.

AL 2.3. Diluição de soluções (pág. 166 a 167) Questões pré-laboratoriais 1. 20,00 mL ± 0,03 mL 2. I = 20; II = 25 mL; III = 20 mL. 3. Caso se opte por usar a solução preparada na AL 2.2: Sulfato de cobre (II) penta-hidratado: nocivo por ingestão, pode provocar irritação cutânea e irritação ocular grave, muito tóxico para os organismos aquáticos com efeitos duradouros. Trabalho laboratorial I = 20 mL; II = 50 mL; III = 25. Questões pós-laboratoriais 2. As pipetas volumétricas são instrumentos de medição de volumes mais rigorosos (têm menor incerteza), no entanto as pipetas graduadas permitem a medição de uma gama maior de volumes.

AL 2.4. Reação fotoquímica (pág. 192 a 193) Questões pré-laboratoriais 1. A – cloreto de sódio; B – cloreto de prata. 2. C. Questões pós-laboratoriais 1. E; B; D; C; A. 2. Verde. 3. Haveria escurecimento do cloreto de prata porque a luz violeta é a mais energética do espetro visível. 4. A folha de alumínio protege o cloreto de prata da luz. Ao retirar a folha de alumínio de todos os tubos ao mesmo tempo garante-se que o tempo de exposição é o mesmo para todos.

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Grelhas de registo Grelha de observação das aulas laboratoriais de química PARÂMETROS A AVALIAR NA AULA

AL1.1

AL 1.2

AL 1.3

AL 2.1

AL 2.2

AL 2.3

AL 2.4

Cumprimento das regras de segurança no laboratório Preparação do trabalho antes da aula Organização do trabalho Manuseamento correto de material e reagentes Autonomia na execução Espírito de observação Aplicação de conhecimentos Cooperação com os colegas do grupo CLASSIFICAÇÃO

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Grelha de avaliação de relatórios PARÂMETROS A AVALIAR NO RELATÓRIO

AL1.1

AL 1.2

AL 1.3

AL 2.1

AL 2.2

Cumprimento dos prazos de entrega Apresentação do relatório Apresentação dos objetivos do trabalho Registo dos cuidados a ter durante o trabalho Registo do material e reagentes utilizados Descrição correta do procedimento efetuado Apresentação de rigor científico/técnico Apresentação correta dos devidos algarismos significativos Apresentação correta dos cálculos Análise dos resultados Conclusões adequadas e corretas Apresentação de bibliografia CLASSIFICAÇÃO

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AL 2.3

AL 2.4

Respostas às questões das Atividades do Novo 10Q Atividade: Desafios da nanotecnologia (pág. 20) 1. «A redução das dimensões dos materiais incorporados nos têxteis possibilita a obtenção de propriedades especiais sem comprometer a sua leveza, flexibilidade e conforto.» 2. D. 3. a) A espessura dos fios de tecido é aproximadamente 200 nm. b) O diâmetro das nanopartículas de silício é aproximadamente 27 nm. c) A razão entre a ordem de grandeza da espessura dos fios e a ordem de grandeza do diâmetro 102

das nanopartículas de silício é: 101 =10.

Atividade: Observação de espetros de tubos de Pluecker (pág. 53) 1. Os espetros obtidos são espetros descontínuos de emissão. 2. a) As riscas observadas correspondem a transições dos eletrões de níveis de maior energia para níveis de menor energia. b) Cada elemento tem um espetro que lhe é característico porque os valores de energia de cada nível eletrónico são diferentes de átomo para átomo. Assim, também são diferentes as energias de cada transição e a luz que lhes está associada. 3. A. 4. Atividade de pesquisa sobre o aspeto da emissão de um elemento químico à escolha do aluno.

Atividade: Propriedades dos elementos e das substâncias elementares (pág. 92) 1. São substâncias constituídas por um único elemento. Podem chamar-se também substâncias simples. 2. Informações sobre o elemento: número atómico, massa atómica relativa, raio atómico, energia de ionização, símbolo químico, nome. Informações sobre a substância elementar: ponto de fusão, ponto de ebulição, massa volúmica. 3. a) A parte da Tabela Periódica representa o fósforo branco pois a densidade relativa (numericamente igual à massa volúmica) e o ponto de fusão correspondem aos valores indicados na Tabela Periódica. b) O carbono e o oxigénio (entre outros) apresentam alótropos. O carbono pode surgir na forma de grafite, grafeno ou diamante. Já o oxigénio surge na forma de oxigénio, O2, ou ozono, O3. 4. Atividade de pesquisa sobre Tabelas Periódicas. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Atividade: Modelos moleculares e simulações computacionais (pág. 121) 1. Geometria linear. 2. Geometria angular. 3. A geometria da molécula mantém-se mas o ângulo de ligação diminui. 4. A molécula adquire uma geometria triangular plana. Os ângulos de ligação são todos iguais. 5. A molécula adquire uma geometria piramidal trigonal. Os ângulos de ligação são todos iguais mas inferiores aos ângulos da situação anterior. 6. A molécula adquire uma geometria tetraédrica.

Atividade: O buraco do ozono (pág. 189) 1. «O chefe da expedição, Joe Farman, ao olhar para os valores muito mais baixos do que era comum, ficou de tal modo surpreendido que esperou pela chegada de um novo instrumento de Inglaterra, antes de publicar os resultados.» ou «as medições efetuadas pelo satélite eram processadas automaticamente e que o computador tinha sido programado para rejeitar valores de concentração de ozono abaixo de determinado limite, tal era a confiança na pequena variabilidade da concentração do ozono.» 2. Dimensão tecnológica: Uso de equipamentos de medição e registo «As medições... foram realizadas com um aparelho que já estava em uso há bastantes anos. (...) medições efetuadas com o novo equipamento (...). Felizmente os dados rejeitados pelo computador puderam ser recuperados». Dimensão ambiental: «Naquela zona da Antártica, o ozono estratosférico tinha diminuído cerca de 30%.»; Dimensão social: «Estes resultados foram publicados e, a partir daí, desenvolveram-se grandes esforços para conhecer a causa de tal diminuição.» 3. 1987.

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Ficha de diagnóstico

Domínio 1: Elementos químicos e sua organização NOME ___________________________________________________ Turma______ Número______ Subdomínio 1.1: Massa e tamanho dos átomos. Subdomínio 1.2: Energia dos eletrões nos átomos. Subdomínio 1.3: Tabela Periódica. .

Grupo I

Subdomínio 1.1: Massa e tamanho dos átomos. 1. A tabela contém informações sobre cinco espécies químicas diferentes. Número de Espécie

eletrões

protões

neutrões

1 1H 2 1H 3 1H

1 + 1H 1 − 1H

a) Complete a tabela com o número de eletrões, protões e neutrões. b) Elabore um texto no qual justifique os valores que escreveu na tabela para a espécie 31H.

c) Que nome dá ao conjunto das duas espécies representadas por 21H e 31H?

d) Faça uma ilustração legendada da espécie representada por 31H, que esclareça sobre a localização relativa de cada uma das partículas que a constituem. e) Sabendo que a carga elétrica do protão é 1,6 x 10-19 C diga qual é a carga elétrica do eletrão. f) Das espécies representadas, indique qual representa um anião. 2. Na figura pode ver-se uma amostra de arroz e uma ampliação de um dos grãos de arroz dessa amostra. Num quilograma dessa amostra contaram-se 57 600 grãos de arroz.

0,50 cm

a) A potência de base 10 mais próxima de 57 600 é: (A) 102.

(B) 103.

(C) 104.

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(D) 105.

79

b) Escreva uma expressão matemática que permita determinar quantas dúzias de grãos de arroz existem num quilograma de arroz. c) O valor médio da massa de cada grão de arroz é: (A) 17,4 g.

(B) 17,4 mg.

(C) 1,74 g.

(D) 1,74 mg.

d) De acordo com a sua resposta na alínea c), escreva o valor médio da massa de um grão de arroz expresso em quilogramas. e) Qual é o comprimento do grão de arroz? Apresente a sua resposta em duas unidades diferentes. f) Escreva o resultado obtido na alínea e) na unidade do Sistema Internacional de unidades (SI), usando potências de base 10. g) Qual foi o fator de ampliação usado na imagem do grão de arroz? 3. A tabela contém informações sobre partículas constituintes dos átomos. Partícula

Eletrão

Protão –31

Massa / kg

9,1094 × 10

Neutrão –27

1,6726 × 10

–27

1,6749 × 10

a) Escreva o nome da partícula subatómica de maior massa. b) Apresente o valor da massa do protão expressa em gramas. c) Escreva o nome e o símbolo da unidade de massa no SI. d) Diga em que parte do átomo é que se concentra a quase totalidade da sua massa. 4. O raio atómico do lítio é 167 pm e no gráfico abaixo encontram-se informações sobre os seus dois isótopos.

a) O raio atómico do lítio é 167 pm, ou seja: (A) 0,0167 m.

B) 0,00167 m.

(C) 0,000167 m.

(D) 0,000000000167 m.

(C) 6,940.

(D) 6,940 g.

b) A massa atómica relativa do lítio é: (A) 6,516.

(B) 6,516 g.

c) Justifique, sem recorrer a cálculos numéricos, a sua resposta a b). d) Escreva o símbolo químico do lítio.

80

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5. Numa amostra de água, H2O, de massa 36 g, a contribuição dos átomos de hidrogénio é 4 g. a) Qual é o valor da massa que corresponde à contribuição dos átomos de oxigénio? b) A fração que corresponde ao contributo dos átomos de hidrogénio para a massa de água é: (A)

1 2

(B)

c) A água é uma substância:

1 3

(C)

1 8

(D)

1 9

(A) composta e as suas moléculas são diatómicas. (B) simples e as suas moléculas são diatómicas. (C) composta e as suas moléculas são triatómicas. (D) simples e as suas moléculas são triatómicas. d) Descreva a composição qualitativa e quantitativa de uma molécula de água. e) Dos átomos que entram na composição de uma molécula de água: (A) metade são de hidrogénio.

(B) dois terços são de hidrogénio.

(C) metade são de oxigénio.

(D) dois terços são de oxigénio.

Grupo II Subdomínio 1.2: Energia dos eletrões nos átomos. 1. A figura abaixo contém informações sobre o espetro eletromagnético assim como a relação entre a energia e a frequência da radiação.

a) Identifique, através do nome da cor, a radiação visível de maior frequência. b) Indique uma informação médica que pode ser obtida através de raios X. c) A relação entre a energia e a frequência da radiação é de proporcionalidade: (A) direta, e o produto da energia pela frequência é constante. (B) direta, e a divisão da energia pela frequência é constante. (C) inversa, e o produto da energia pela frequência é constante. (D) inversa, e a divisão da energia pela frequência é constante.

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2. Considere as ilustrações de três modelos atómicos A, B e C apresentados abaixo.

A

B

C

a) Ordene os modelos atómicos do mais antigo para o mais atual. b) Diga qual das ilustrações corresponde ao modelo atómico de Bohr. c) No modelo atómico representado pela letra A, a uma maior concentração de pontos correspondem zonas onde: (A) há maior número de eletrões. (B) há menor número de eletrões. (C) é maior a probabilidade de encontrar eletrões. (D) é menor a probabilidade de encontrar eletrões. 3. Abaixo pode ver-se uma ilustração do átomo de nitrogénio, N.

a) Os eletrões no átomo de nitrogénio: (A) distribuem-se por dois níveis de energia. (B) têm todos a mesma energia. (C) distribuem-se por sete níveis de energia. (D) têm todos energia diferente. b) Diga quantos eletrões existem em cada nível de energia no átomo de nitrogénio. c) Escreva a distribuição eletrónica dos átomos de nitrogénio. d) Que nome dá aos eletrões do último nível? 4. Quatro valores de energia para os eletrões do átomo de sódio são –5,118 eV, –31,08 eV, –63,66 eV e –1074 eV, sendo o valor mais elevado para eletrões mais afastados do núcleo (eV é a simbologia usada para eletrão-volt e 1 eV = 1,6 × 10–19 J).

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a) A energia dos eletrões é: (A) negativa e aumenta com o aumento da distância ao núcleo. (B) negativa e diminui com o aumento da distância ao núcleo. (C) positiva e aumenta com o aumento da distância ao núcleo. (D) positiva e diminui com o aumento da distância ao núcleo. b) Qual é a energia, expressa em joule, de um dos eletrões mais interiores do átomo de sódio? c) Escreva o nome e o símbolo da unidade de energia no SI.

Grupo III Subdomínio 1.3: Tabela Periódica. 1. Observe o extrato da Tabela Periódica do qual constam os primeiros vinte elementos químicos.

a) Dos cientistas, Albert Einstein, Dimitri Mendeleev, Isaac Newton e Louis Pasteur, identifique qual deles é uma referência histórica relacionada com a Tabela Periódica. b) Na Tabela Periódica os elementos químicos estão ordenados: (A) por ordem alfabética. (B) por ordem crescente de tamanho dos átomos. (C) por ordem crescente de número atómico. (D) por ordem crescente de massa atómica relativa. c) O símbolo químico de um elemento com carácter metálico é: (A) C

(B) Na

(C) Ne

D) O

d) O número de eletrões do átomo do elemento flúor (F), é: (A) 2.

(B) 9.

(C) 13.

(D) 17.

e) Dois elementos que originam substâncias elementares com propriedades químicas semelhantes são: (A) o oxigénio (O) e o flúor (F). (B) o azoto (N) e o enxofre (S). (C) o berílio (Be) e o magnésio (Mg). (D) o néon (Ne) e o cloro (Cℓ). Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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f) Justifique a sua resposta à alínea anterior com base na análise da distribuição eletrónica. g) Diga qual é a posição (grupo e período) do fósforo, P, na Tabela Periódica e relacione-a com a distribuição eletrónica do átomo. 2. Um tipo de átomos do elemento potássio pode ser representado simbolicamente por 39 19K. a) O núcleo deste tipo de átomos é constituído por:

(A) 20 protões e 19 neutrões. (B) 39 protões e 19 neutrões.

(B) 19 protões e 20 neutrões. (D) 19 protões e 39 neutrões.

b) Diga o nome da família correspondente ao grupo da Tabela Periódica a que pertence o potássio. 3. O magnésio, Mg, e o enxofre, S8, apresentam propriedades bem distintas e são sólidos à temperatura de 25 oC. a) A esta temperatura, o enxofre apresenta: (A) caráter metálico igual ao do magnésio. (B) condutividade elétrica igual à do magnésio. (C) caráter metálico maior do que o magnésio. (D) condutividade térmica menor do que o magnésio. b) Represente simbolicamente o ião mais estável que os átomos de magnésio tendem a formar. 4. Cada molécula de água é constituída por dois átomos de hidrogénio e um de oxigénio. a) O hidrogénio (H) e o oxigénio (O) figuram na Tabela Periódica porque: (A) os seus átomos são constituintes das moléculas de água. (B) os seus átomos são constituintes de um grande número de moléculas. (C) são elementos químicos. (D) são substâncias elementares. b) O oxigénio pertence ao grupo 16 da Tabela Periódica, o que permite concluir que um átomo de oxigénio tem: (A) seis protões no núcleo. (B) seis eletrões de valência. (C) dezasseis eletrões. (D) seis neutrões no núcleo. c) Justifique, com base na Tabela Periódica, a formação do ião mais estável do elemento oxigénio. 5. Na Tabela Periódica podem encontrar-se algumas informações sobre o bromo como, por exemplo, ponto de fusão, massa volúmica, condutividade térmica, número atómico, massa atómica relativa, distribuição eletrónica e também que, à pressão de uma atmosfera, entra em ebulição à temperatura de 59 oC. a) Das informações que se encontram sublinhadas indique duas que dizem respeito ao elemento químico e duas que digam respeito à substância elementar. 84

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b) Quando o bromo passa do estado líquido ao estado gasoso: (A) a massa de cada uma das suas moléculas diminui. (B) o volume de cada uma das suas moléculas aumenta. (C) as suas moléculas são destruídas. (D) as ligações entre as suas moléculas são destruídas. a) Durante a ebulição, à pressão de uma atmosfera, a temperatura do bromo: (A) aumenta a partir de 59 oC. (C) mantém-se a 59 oC. (B) aumenta até atingir 59 oC. (D) mantém-se abaixo de 59 oC. b) Durante a ebulição, à pressão de uma atmosfera, o bromo encontra-se: (A) no estado gasoso. (C) no estado líquido. (B) nos estados gasoso e líquido. (D) nos estados líquido e sólido. 6. As expressões de 1. a 4. dizem respeito a alguns elementos químicos identificados de a. a f.. 1. Três eletrões de valência.

a. Alumínio e silício.

2. Três níveis de energia.

b. Berílio.

o

3. 2. período e grupo 14. o

4. Halogéneo do 2. período.

c. Boro e alumínio. d. Carbono. e. Flúor. f. Néon.

a) Estabeleça correspondências corretas associando a cada número de 1. a 4. uma letra de a. a f.. b) Justifique uma das correspondências estabelecidas na alínea anterior. 7. A massa volúmica do alumínio é 2,70 g/mL. a) Diga o significado físico do valor da massa volúmica do alumínio. b) Determine massa de um cubo de alumínio com 2,0 cm de aresta. 8. Quando se adiciona azeite e água verifica-se que o azeite fica à superfície da água. Explique este facto aplicando os conceitos de miscibilidade e de densidade.

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Ficha de diagnóstico

Domínio 2: Propriedades e transformações da matéria NOME ___________________________________________________ Turma______ Número______ Subdomínio 2.1: Ligação química. Subdomínio 2.2: Gases e dispersões. Subdomínio 2.3: Transformações químicas. .

Grupo I Subdomínio 2.1: Ligação química. 1. Considere a seguinte simbologia: 2– 3+ + H2, 2H, CO, O2+ 2 , Cℓ2, NH4 , O , C2H2, Aℓ , 4Fe

1.2 Identifique a simbologia que corresponde a: a) átomos; b) moléculas; c) iões.

1.3 Elabore um texto, ilustrado, no qual esclareça o significado e a diferença das representações simbólicas H2 e 2 H. 1.4 Determine o número de eletrões na unidade estrutural representada por NH+4 . 1.5 Escreva a fórmula química da substância formada por O2– e Aℓ3+. 2. Classifique como ligação covalente, iónica ou metálica a que existe entre: a) átomos de carbono, C, no diamante. b) átomos de prata, Ag, num anel de prata. c) o cloro, Cℓ, e sódio, Na, no cloreto de sódio. d) o oxigénio, O, e o hidrogénio, H, na molécula de água. 3. Qualquer ligação química envolve os eletrões dos átomos que estabelecem ligação entre si. a) Ao estabelecer ligações químicas entre si, os átomos podem formar: (A) apenas moléculas. (B) apenas redes de átomos. (C) moléculas, com dois ou mais átomos, ou redes de átomos. (D) moléculas, com um máximo de três átomos, ou redes de átomos. b) A ligação química entre átomos de não-metais chama-se: (A) covalente e envolve transferência de eletrões entre os átomos. (B) covalente e envolve partilha de eletrões entre os átomos. (C) iónica e envolve transferência de eletrões entre os átomos. (D) iónica e envolve partilha de eletrões entre os átomos. 86

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c) A ligação iónica está associada à ligação entre: (A) aniões e catiões e dá origem a moléculas. (B) aniões e catiões e dá origem a redes iónicas. (C) aniões e dá origem a redes iónicas. (D) catiões e dá origem a moléculas. d) Os eletrões dos átomos que estão diretamente envolvidos nas ligações químicas são os do nível: (A) de valência, ou seja, os mais energéticos. (B) de valência, ou seja, os menos energéticos. (C) mais interior, ou seja os mais energéticos. (D) mais interior, ou seja, os menos energéticos. e) Justifique, partindo da análise da distribuição eletrónica, a não formação de moléculas diatómicas de néon, Ne2. 4. Represente, usando notação de Lewis, os átomos de sódio, alumínio, oxigénio, fósforo e cloro. 5. A fórmula de estrutura de Lewis para o cianeto de hidrogénio é a) Diga o que representa cada ponto e cada traço. b) Classifique cada uma das ligações como simples, dupla ou tripla. c) Quantos eletrões de valência existem na molécula de cianeto de hidrogénio? 6. A água é uma substância molecular, líquida à temperatura ambiente e à pressão de uma atmosfera. a) Diga qual é a temperatura de ebulição e a temperatura de fusão da água. b) Usando a notação de Lewis a fórmula de estrutura da água é: (A)

(B)

(C)

(D)

c) Durante a evaporação da água: (A) rompem-se ligações H-O em algumas moléculas. (B) não se rompem ligações H-O em nenhuma molécula. (C) rompe-se uma ligação H-O em cada molécula. (D) rompem-se duas ligações H-O em cada molécula. 7. O eteno, C2H4, é uma substância da família dos hidrocarbonetos e a sua fórmula de estrutura é:

a) Diga o que é um hidrocarboneto. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

87

b) Classifique o eteno como hidrocarboneto saturado ou insaturado, justificando com base na análise da fórmula de estrutura. c) O número de pares de eletrões partilhados por cada átomo de carbono no eteno é: (A) 2.

(B) 4.

(C) 6.

(D) 8.

Grupo II Subdomínio 2.2: Gases e dispersões. 1. A maior parte dos materiais que nos rodeiam são misturas (soluções, coloides e suspensões). Nas figuras abaixo encontram-se informações sobre quatro misturas diferentes. Par de alianças com 10 gramas das quais 7,5 g são de ouro

Ar seco da atmosfera

Água mineral

Bebida alcoólica

Alianças de ouro

a) O ar seco da atmosfera terrestre é uma mistura homogénea ou heterogénea? b) Indique qual dos seguintes gráficos diz respeito ao ar seco da atmosfera terrestre.

c) De acordo com a resposta à alínea anterior: (A) cerca de 21% do volume de ar é nitrogénio. (C) cerca de 21% do volume de ar é oxigénio.

(B) 25% do volume de ar é nitrogénio. (D) 25% do volume de ar é oxigénio.

d) Selecione um dos componentes da água mineral e escreva a informação quantitativa correspondente. Diga o nome da grandeza a que esse valor se refere. e) Calcule o volume de água que teria de beber para ingerir 0,10 g do componente que selecionou na alínea anterior. Apresente todas as etapas de resolução. f) Interprete a informação 14% Vol no rótulo da bebida alcoólica. g) Escreva uma expressão que permita determinar a percentagem de ouro numa aliança. h) As soluções são misturas: (A) homogéneas, mostrando-se heterogéneas se observadas ao microscópio. (B) homogéneas, não sendo possível distinguir os seus componentes. (C) heterogéneas, mostrando-se homogéneas se observadas ao microscópio. (D) heterogéneas, sendo possível distinguir os seus componentes. 88

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i) As soluções podem ser misturas: (A) líquidas ou gasosas e, por isso, a aliança de não pode ser classificada como solução. (B) líquidas ou sólidas e, por isso, o ar seco não pode ser classificado como solução. (C) sólidas, líquidas ou gasosas e todas as misturas ilustradas são soluções. (D) sólidas ou gasosas e, por isso, a bebida alcoólica não pode ser classificada como solução. 2. Prepararam-se 200 mL de uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), de concentração em massa 15,0 g/dm3, a partir do soluto sólido. Abaixo tem imagens de quatro etapas do procedimento, que se iniciou com a pesagem do sulfato de cobre (etapa A) seguindo-se a sua dissolução em água destilada (etapa B).

A

B

C

D

a) Determine a massa de sulfato de cobre (II) utilizada. Apresente todas as etapas de resolução. b) Indique o nome e a capacidade do material de vidro utilizado na etapa D. c) Descreva o procedimento seguido nas etapas C e D, e identifique o material utilizado. d) A relação entre a massa do soluto, m, e o volume de solução, V, é de proporcionalidade: (A) direta, sendo m/V uma constante. (C) inversa, sendo m/V uma constante.

(B) direta, sendo m/V variável. (D) inversa, sendo m/V variável.

e) Elabore uma tabela da qual constem, pelo menos, quatro pares de valores (massa de soluto e volume de solução). f) Metade da solução foi guardada num frasco. Elabore a etiqueta para colar no frasco. g) Para determinar experimentalmente a massa volúmica da solução aquosa de sulfato de cobre (II) que grandezas deveriam ser medidas? 3. Colocou-se água numa proveta, como indicado em A, e mediu-se a massa de um objeto maciço tendo-se obtido 11,85 g. Seguidamente, colocou-se este objeto dentro da proveta com água e o resultado pode ver-se em B.

A

B

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a) Diga qual é o valor de metade da menor divisão da escala da proveta. b) Determine a massa por unidade de volume do objeto. Apresente todas as etapas de resolução. c) Considere um cubo maciço, de aresta 1 cm, feito do mesmo material do objeto. Indique o valor da massa do cubo. 4. Numa seringa de vidro encontra-se uma amostra de ar com a qual foi realizada a experiência ilustrada em A e a experiência ilustrada em B.

B

A

a) Descreva a experiência ilustrada em A. b) Durante a experiência em A, relativamente à amostra de ar, a: (A) massa aumentou e o volume diminuiu. (B) massa diminuiu e o volume também. (C) pressão aumentou e a densidade também. (D) pressão diminuiu e a densidade aumentou. c) Diga, justificando, o que prevê que aconteça ao êmbolo da seringa durante a experiência ilustrada em B.

90

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Grupo III Subdomínio 2.3: Transformações químicas. 1. Considere as equações 1. a 5., representadas na coluna I, e as transformações a. a f. identificadas na coluna II. Coluna I

Coluna II

− 1. N2 (g) → N+ 2 (g) + e

a. Decomposição

2. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

b. Síntese

3. 2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g)

c. Combustão

4. CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)

d. Atomização

5. H2O (l) → H2O (g)

e. Ionização

6. O2 (g) → 2 O (g)

f. Evaporação

a) Associe a cada número da coluna I uma letra diferente da coluna II de forma a estabelecer correspondências corretas. b) Faça a leitura da equação representada pelo número 3.. c) Escreva a equação representada pelo número 3. usando estruturas de Lewis para cada uma das substâncias. c) Conclua, justificando com base na ligação química que se estabelece entre os átomos, qual das moléculas N2 ou O2 é mais estável. 2. As transformações dos materiais envolvem ligações químicas e podem ser desencadeadas por vários fatores. a) Durante uma reação química há rutura de ligações químicas nos reagentes e: (A) é alterado o número de átomos. (B) formam-se novos elementos químicos. (C) há conservação de volume. (D) há novos rearranjos dos átomos. b) A água ao congelar: (A) absorve energia e um fósforo a arder também. (B) absorve energia e um fósforo a arder liberta energia. (C) liberta energia e um fósforo a arder também. (D) liberta energia e um fósforo a arder absorve energia. c) Nas folhas das árvores, durante a realização da fotossíntese, ocorrem transformações: (A) físicas por ação da luz. (B) físicas por ação do calor. (A) químicas por ação da luz. (D) químicas por ação do calor. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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3. Numa fatura relativa ao consumo doméstico de gás natural, constituído essencialmente por metano, pode ler-se a seguinte informação: Consumo: 9 m3 Consumo: 105 kW h O consumo provocou a emissão de 19,32 kg de CO2 a) Indique, em litros, o volume de gás natural consumido. b) O consumo energético, expresso em joule, é dado pela expressão: (A) 105×3600

(B)

105 3600

(C) 105 × 3600 × 103

(D)

105 × 103 3600

c) Cada metro cúbico de gás natural é responsável pela emissão de, aproximadamente: (A) 1,15 kg de CO2

(B) 2,15 kg de CO2

(C) 3,15 kg de CO2

(D) 4,15 kg de CO2

d) A molécula de metano é representada por: (A) CH4, formada por quatro ligações simples CH. (B) C2H2, formada por uma ligação tripla CC e duas ligações simples CH. (C) C2H4, formada por uma ligação dupla CC e quatro ligações simples CH. (D) C3H8, formada por duas ligações simples CC e oito ligações simples CH. 4. Considere a informação do rótulo de um produto alimentar, correspondente a 100 g desse produto: 349 kcal/1483 kJ a) A caloria é uma: (A) grandeza e a energia é uma unidade. (C) unidade e a energia é uma grandeza.

(B) grandeza e a energia também. (D) unidade e a energia também.

b) O valor energético de 100 g de produto é: (A)

349 kcal. 1483

(B)

1483 kJ. 349

(C) 349 kcal, ou seja, 1483 kJ.

(D) 349 kJ, ou seja, 1483 kcal.

c) O gráfico que traduz a relação entre a energia expressa em joules e em calorias é: (A)

(B)

92

(C)

(D)

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Ficha 1 – Massa e tamanho dos átomos Domínio 1: Elementos químicos e sua organização

NOME ___________________________________________________ Turma______ Número______

Consulte a Tabela Periódica, tabelas de constantes e formulários sempre que necessário e salvo indicação em contrário.

1400000 km Sol

12700 km Terra

40 a 170 cm Ser humano

35 μm Óvulo

7 μm Célula da pele

134 pm Glóbulo vermelho

120 μm Átomo de berílio

1. Observe as representações de várias estruturas, nas quais estão indicadas as respetivas dimensões. a) Indique o nome da estrutura de menor tamanho. b) A altura de uma criança de 40 cm pode representar-se por: (A) 4000 m. (B) 400 m. (C) 4,0 m. (D) 0,40 m. c) Um micrómetro (1 μm) é a milésima parte do milímetro o que significa que o tamanho de um glóbulo vermelho é: (A) 0,7 mm. (B) 0,07 mm. (C) 0,007 mm. (D) 0,0007 mm. d) Sobre o Sol e a Terra podemos afirmar que um diâmetro: (A) solar, 1 400 000 km, está mais próximo de dez milhões de quilómetros do que de um milhão de quilómetros. (B) solar, 1 400 000 km, está mais próximo de um milhão de quilómetros do que de dez milhões de quilómetros. (C) terrestre, 12 700 km, está mais próximo de dez mil quilómetros do que de doze mil quilómetros. (D) terrestre, 12 700 km, está mais próximo de doze mil quilómetros do que de treze mil quilómetros. e) O tamanho do óvulo humano está mais próximo de qual dos seguintes valores? (A) 100 μm. (B) 101 μm. (C) 102 μm. (D) 103 μm. f) Indique a ordem de grandeza expressa em metros, do diâmetro da Terra, da célula da pele e do átomo de berílio. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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2. Indique o número de protões, neutrões e eletrões: 34 2− 27 3+ e 13Al . a) em 22 10Ne, 16S 63 b) em Cu e na prata-107. c) no isótopo mais abundante do titânio, da figura.

Isótopos e abundância relativa

d) indique a posição relativa dos protões, neutrões e eletrões num átomo ou num ião. 3. Observe a imagem obtida por STM (Scanning Tunneling Microscope), uma técnica de microscopia aplicada à escala atómica, para um cristal do cloreto de sódio. a) Determine, em unidade SI, o valor aproximado do raio iónico do ião cloreto. b) O raio iónico do ião cloreto, obtido através de mapas de densidade eletrónica de elevada resolução, é 1,64 Å. Compare com o resultado obtido em a) com referência às respetivas ordens de grandeza. 4. A figura permite fazer uma ideia da pequenez das unidades estruturais, átomos e moléculas. Em 18 g de água existem 602 300 000 000 000 000 000 000 moléculas de água e, como se compreende, não é prático escrever o número de moléculas desta forma. a) Indique qual é o número de moléculas de água que existe em 36 g de água. b) A massa de uma molécula de estearina é: (A)

(C)

6,023 g 890 × 1023 890 × 10−23 g 6,023

(B)

(D)

6,023 × 1023 g 890 890 g 6,023 × 1023

c) Um átomo de mercúrio é mais: (A) leve que uma molécula de água e mais pesado que uma molécula de sacarose. (B) leve que uma molécula de água e que uma molécula de sacarose. (C) pesado que uma molécula de água e mais leve que uma molécula de sacarose. (D) pesado que uma molécula de água e que uma molécula de sacarose. 94

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d) Determine o número de átomos que existe em 36 g de água. e) Indique a massa atómica relativa do mercúrio e relacione-a com a duodécima parte da massa do átomo de carbono-12. 5. Na tabela encontram-se informações sobre o silício. Isótopo

Massa isotópica

Abundância relativa/Fração

30

29,973770

0,03092

29

28,976495

0,04685

28

27,976927

0,92223

Si Si Si

a) Determine a massa atómica relativa média do silício. Apresente o resultado com cinco algarismos significativos. b) O valor da massa atómica relativa média para o silício é apresentado na Tabela Periódica no formato [28,084; 28,086]. Tal significa que é válida a expressão: (A) Ar(Si) ≥ 28,084. (B) Ar(Si) ≤ 28,086. (C) 28,084 ≤ Ar(Si) ≥ 28,086. (D) 28,084 ≤ Ar(Si) ≤ 28,086. c) Relacione o resultado obtido em a) com a informação dada em b). d) Interprete a proximidade do valor da massa atómica relativa do silício com o valor da massa isotópica do Si-28. 6. Determine a quantidade (número de moles) de átomos que existem em 23,04 g etanol, C2H6O. 7. Identifique, pelo nome, a substância de fórmula química (Uu)2SO4 sabendo que a massa molar é 142,01 g/mol, e que Uu não representa o verdadeiro símbolo químico do elemento. 8. De 28,87 g de uma amostra de ar, 6,72 g são de oxigénio, O2. Considere que o ar da amostra é constituído apenas por oxigénio e nitrogénio, N2. a) Determine a fração molar de cada componente na amostra de ar. b) Determine a fração mássica de cada componente na amostra de ar.

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95

Ficha 2 – Energia dos eletrões nos átomos Domínio 1: Elementos químicos e sua organização

NOME ___________________________________________________ Turma______ Número______

Consulte a Tabela Periódica, tabelas de constantes e formulários sempre que necessário e salvo indicação em contrário.

1. Observe o diagrama de energias para o átomo de hidrogénio. a) Incidiram fotões de energia 3,4 eV, 10,2 eV e 13,0 eV sobre átomos de hidrogénio no estado fundamental. O átomo pode absorver os fotões de energia: (A) 3,4 eV (C) 3,4 eV e 13,0 eV

(B) 3,4 eV e 10,2 eV (D) 10,2 eV e 13,0 eV

b) Justifique a resposta à alínea anterior, com base em duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que ainda prevalecem no modelo atual. c) Determine a energia da radiação envolvida na transição representada por Pα, em joule, e localize essa radiação no espetro eletromagnético. (1 eV = 1,6 x 10–19 J) d) Selecione o espetro atómico do átomo de hidrogénio correspondente às transições representadas por Hα, Hβ e Hγ. Violeta

Violeta

Vermelho

Violeta

Vermelho

Vermelho

Violeta

Vermelho

2. A energia dos eletrões nos átomos inclui: (A) apenas o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo. (B) apenas o efeito das repulsões entre os eletrões. (C) o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo e o das repulsões entre os eletrões. (D) o efeito das repulsões entre os eletrões e o núcleo e o das atrações entre os eletrões. 3. A espetroscopia fotoeletrónica é uma das técnicas através da qual se podem obter as energias dos eletrões nos átomos e moléculas. Ao lado encontra-se o espetro fotoeletrónico de um elemento químico.

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a) A altura do pico C é tripla da altura do pico B porque: (A) a energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico B é aproximadamente o triplo da energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico C. (B) a energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico B é aproximadamente um terço da energia de remoção dos eletrões responsáveis pelo pico C. (C) o número de eletrões responsáveis pelo pico B é o triplo do número de eletrões responsáveis pelo pico C. (D) o número de eletrões responsáveis pelo pico B é um terço do número de eletrões responsáveis pelo pico C. b) Os picos A, B e C têm, respetivamente, correspondência com os subníveis de energia: (A) 2p, 2s e 1s.

(B) 1s, 2s e 2p.

(C) 2s, 1s e 2p.

(D) 1s, 2p e 2s.

c) Qual é a energia de remoção dos eletrões de valência mais energéticos? d) Escreva o nome e o símbolo químico do elemento. e) Verifica-se que aos seis eletrões responsáveis pelo pico C corresponde um único valor de energia. Relacione este resultado com a relação entre as energias das orbitais px, py e pz. 4. Considere o elemento químico de número atómico 8. a) Escreva a sua configuração eletrónica de forma a evidenciar a aplicação da regra de Hund (maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas) e estabeleça relações de ordem entre as energias das orbitais ocupadas. b) O diagrama de distribuição eletrónica permitido pelo Princípio de Exclusão de Pauli é: (A)

(B)

(C)

(D)

c) Escolha uma das opções que não selecionou na alínea anterior e justifique a sua incorreção. d) Os valores de energias de remoção obtidos para o átomo deste elemento químico são: 16 eV, 42 eV e 543 eV. Associe a cada subnível, 1s, 2s e 2p, um valor de energia de remoção. e) Escreva uma configuração eletrónica que não respeite o Princípio da Construção. 5. Observe o diagrama de energias para o átomo de sódio. a) A energia de cada eletrão que ocupa o subnível 2p é: (A) –0,83 J. (C) –4,98 J.

(B) –0,83 × 10–18 J. (D) –4,98 × 10–18 J.

b) Indique qual é o valor da energia de remoção de um dos eletrões mais interiores. c) Escreva a configuração eletrónica deste átomo num estado excitado. d) Por espetroscopia fotoeletrónica, quantos valores de energias de remoção se obtêm para o átomo de sódio? (A) 11.

(B) 6.

(C) 4.

(D) 3.

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6. Átomos de diferentes elementos têm entre si valores: (A) diferentes para as energias dos eletrões e espetros atómicos diferentes. (B) diferentes para as energias dos eletrões e espetros atómicos iguais. (C) iguais para as energias dos eletrões e espetros atómicos diferentes. (D) iguais para as energias dos eletrões e espetros atómicos iguais. 7. Associe a cada uma das seguintes representações, A, B e C, as orbitais s, p e d, indicando quantas orbitais existem, de cada tipo e em cada nível.

8. Escreva a configuração eletrónica dos elementos químicos com os valores de número atómico 3, 6, 9, 13, 20, 21 e 23, indicando, para cada, quantos valores diferentes de energias de remoção se espera que sejam obtidos por espetroscopia fotoeletrónica. 9. Identifique o número de orbitais pelas quais se distribuem os eletrões e o número de eletrões desemparelhados para os elementos com número atómico 3, 6, 9 e 13. 10. Identifique a configuração eletrónica que não respeita o Princípio da Construção. (A) 1s 2 2s2 2p1x 2p1y 2p2z (B) 1s 2 2s3 2p3 (C) 1s 2 2s2 (D) 1s2 2s1 2p1

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Ficha 3 – Tabela Periódica

Domínio 1: Elementos químicos e sua organização NOME ___________________________________________________ Turma______ Número______

Consulte a Tabela Periódica, tabelas de constantes e formulários sempre que necessário e salvo indicação em contrário.

1. Mendeleev usou o prefixo eka- para nomear provisoriamente elementos desconhecidos que viriam a ocupar, na Tabela Periódica, o lugar abaixo de elementos já conhecidos na época. Dois desses elementos foram o eka-alumínio e do eka-silício. a) As propostas de Mendeleev para a organização dos elementos químicos numa tabela: (A) eram fechadas à incorporação de novos elementos. (B) incluíam todos os elementos conhecidos atualmente. (C) não incluíam a existência de lugares vazios. (D) previam a existência de novos elementos. b) Identifique, pelo nome e pelo símbolo químico, os elementos químicos que atualmente correspondem ao eka-alumínio e ao eka-silício. 2. Abaixo pode ver um excerto da Tabela Periódica dos elementos químicos. 21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

44,96

47,87

50,94

52,00

54,85

55,85

58,93

58,69

63,55

65,41

a) Na Tabela Periódica os elementos químicos estão ordenados por ordem crescente de: (A) massa atómica relativa, uma consequência dos trabalhos de Mendeleev. (B) massa atómica relativa, uma consequência dos trabalhos de Moseley. (C) número atómico, uma consequência dos trabalhos de Mendeleev. (D) número atómico, uma consequência dos trabalhos de Moseley. b) Os elementos químicos representados no excerto da Tabela Periódica pertencem ao bloco: (A) d e são elementos representativos. (B) s e são elementos representativos. (C) d e não são elementos representativos. (D) s e não são elementos representativos. c) Justificando com base na configuração eletrónica, localize na Tabela Periódica o elemento químico que antecede o escândio.

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3. Associe a cada número da coluna I uma ou mais letras da coluna II de modo a estabelecer correspondências corretas. Coluna I

Coluna II

o

1. 4. período e grupo 4

a. Forma iões tripositivos estáveis

2

2

6

2

3

b. Ião óxido

2

2

6

2

1

c. Metal de transição

2

2

6

2. 1s 2s 2p 3s 3p 3. 1s 2s 2p 3s 3p 4. 1s 2s 2p

o

d. 3. período e grupo 15 e. Fósforo o

f. 3. período e grupo 13

4. Qual das seguintes correspondências entre um elemento e a configuração eletrónica do respetivo ião mais estável, está correta? (A) Enxofre - 1s22s22p63s23p4 (B) Lítio - 1s22s2 (C) Magnésio - 1s22s22p6 (D) Cloro - 1s22s22p6 5. O sódio, que pertence à família dos metais alcalinos, tem ponto de fusão 371 K e energia de ionização 496 kJ/mol. a) Explique a formação do ião sódio mais estável. b) Represente a formação do ião sódio mais estável usando o modelo seguinte: F ([He]2s22p5) + e– → F– ([He]2s22p6) c) A ionização do sódio corresponde à transformação representada por: (A) Na (g) → Na+ (g) + e– com absorção de 496 kJ/mol. (B) Na (g) → Na+ (g) + e– com libretação de 496 kJ/mol. (C) Na (s) → Na+ (s) + e– com absorção de 496 kJ/mol. (D) Na (s) → Na+ (s) + e– com libertação de 496 kJ/mol. d) A energia de ionização é uma propriedade: (A) das substâncias elementares e o ponto de fusão é uma propriedade dos elementos. (B) das substâncias elementares e o ponto de fusão também. (C) dos elementos e o ponto de fusão é uma propriedade das substâncias elementares. (D) dos elementos e o ponto de fusão também. 6. Justificando com base na posição relativa dos elementos na Tabela Periódica, preveja a relação que existe entre os raios atómicos do carbono e do silício.

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7. Associe a cada um dos valores de raios atómicos, 48 pm, 79 pm e 88 pm, um dos átomos de oxigénio, enxofre e cloro. 8. Os valores de energias de ionização, 1251, 1681 e 2081, em kJ/mol correspondem respetivamente aos seguintes elementos: (A) cloro, flúor e néon. (B) cloro, néon e flúor. (C) néon, flúor e cloro. (D) néon, cloro e flúor. 9. Usando como exemplo os elementos sódio e magnésio, interprete a tendência geral para o aumento da energia de ionização ao longo de um período da Tabela Periódica. 10. Analisando o espetro fotoeletrónico de um elemento químico, os picos correspondentes aos três valores de energias de remoção permitiram concluir ser este um elemento com um eletrão no subnível p. Trata-se do elemento da Tabela Periódica de número atómico: (A) 3, do 2.o período.

(B) 5, do 2.o período.

(C) 11, do 3.o período.

(D) 13, do 3.o período.

11. Observe o espetro fotoeletrónico de um elemento químico do segundo período da Tabela Periódica.

a) A altura relativa dos picos A, B e C é: (A) 1,1,1. (B) 1,1,2. (C) 2,2,3. (D) 2,2,5. b) Indique o bloco a que pertence, e o número de níveis e de subníveis pelos quais se distribuem os eletrões no átomo. c) Partindo da configuração eletrónica, identifique o elemento e o grupo da Tabela Periódica a que pertence. d) O elemento químico de configuração eletrónica [He] 2s2 2p2 tem energia de ionização: (A) igual a 2,1 × 10–18 J. (B) igual a 66 ×10–18 J (C) inferior a 2,1 ×10–18 J. (D) superior a 66 ×10–18 J Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Ficha 4 4 – Ligação química  Domínio 2: Propriedaddes e transformações da m matéria NOME ____ ___________ __________ ___________ ____________________  Turma_______ Número_______ 

Consulte a Tabela Periódica, tabelas de cconstantes e forrmulários semprre que necessárrio e salvo indicaação em contrárrio. 

1.  É  a  possibilidade  p de  estabeleccimento  de  ligações  quím micas  de  natureza  diversa,,  entre  átomo os  e  moléculas,  que  permite  p a  diversidade  de  substânciaas  com  prop priedades  físsicas  e  quím micas  difere entes.   a) A e energia de um m conjunto de e átomos ou m moléculas ligaados é:   (A))  maior  do  que  a  do  mesmo  m conjunto  dessas  eentidades  nãão  ligadas,  ee  resulta  apeenas   de atraçõess envolvendo eletrões e nú úcleos atómiccos.  (B))  maior  do  que  a  do  messmo  conjunto o  dessas  entiidades  não  liigadas,  e  ressulta  de  atraçções   e repulsõess envolvendo eletrões e nú úcleos atómiccos.  (C))  menor  do  que  a  do  mesmo  m conju unto  dessas  eentidades  nãão  ligadas,  ee  resulta  apeenas   de atraçõess envolvendo eletrões e nú úcleos atómiccos.  (D)  menor  do  que  q a  do  me esmo  conjuntto  dessas  enttidades  não  lligadas,  e  ressulta  de  atraçções   e repulsõess envolvendo eletrões e nú úcleos atómiccos.   b) A ligação química pode ser cclassificada co omo:  (A) covalente qu uando envolve e partilha sign nificativa e localizada de eleetrões dos cern nes atómicos..  (B)) intermolecu ular de van de er Waals quando envolve  partilha poucco significativva de eletrões de  valência.  (C)) iónica quand do envolve transferência d de eletrões dee valência enttre átomos de não metais.  (D)) metálica quando envolve e partilha sign nificativa e loccalizada de eletrões de valência de átomos  de metais.   2.  Na  fiigura  abaixo  pode  observvar‐se  o  gráffico  da  energgia  potencial,,  Ep,  em  função  da  distância  intern nuclear, r, entre dois átom mos de hidroggénio. 

   

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a) O comprimento de ligação na molécula de hidrogénio é: (A) 45 pm e a energia de ligação é aproximadamente 144 kJ/mol. (B) 74 pm e a energia de ligação é 432 kJ/mol. (C) 150 pm e a energia de ligação é aproximadamente –278 kJ/mol. (D) 350 pm e a energia de ligação é 0 kJ/mol. b) Indique o tipo de interações, de repulsão ou de atração, que predominam quando os átomos se encontram à distância de 45 pm. c) Também as moléculas HX, e X2, em que X é um elemento químico da família dos halogéneos, são diatómicas como a de hidrogénio, H2. Associe cada um dos mapas de potencial eletrostático, A, B, C e D, a uma das moléculas, F2, H2, HF e HCℓ.

A

B

C

D

d) Compare, justificando com base na posição relativa dos elementos na Tabela Periódica, as energias da ligação H-X nas moléculas HCℓ e HBr. 3. Considere as moléculas de hidrogénio, H2, nitrogénio, N2, e oxigénio, O2. a) Escreva, por ordem crescente das energias de ligação, as fórmulas de estrutura de Lewis das moléculas. b) A energia de ionização das moléculas de nitrogénio é 1503 kJ/mol, e dos átomos de nitrogénio, N, é 1402 kJ/mol. A energia dos eletrões mais energéticos na molécula de nitrogénio é: (A) maior do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é mais estável que os dois átomos separados. (B) maior do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é menos estável que os dois átomos separados. (C) menor do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é mais estável que os dois átomos separados. (D) menor do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é menos estável que os dois átomos separados. 4. Considere as moléculas CH4, CO2, H2O e NH3. a) Indique, sequencialmente, o nome da substância que corresponde a cada uma das simbologias. b) Descreva a geometria molecular de CH4, identificando a localização relativa dos átomos na molécula e indicando o valor dos ângulos de ligação. c) Partindo das fórmulas de estrutura de Lewis das moléculas CO2 e H2O, relacione os ângulos de ligação nestas moléculas com base no modelo de repulsão dos pares eletrónicos de valência. d) Indique quais das seguintes moléculas são polares: (A) CH4 e CO2.

(B) CO2 e H2O.

(C) H2O e NH3.

(D) NH3 e CH4.

e) Indique o nome da geometria molecular de NH3 e classifique a distribuição de carga na molécula como simétrica ou assimétrica. Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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5. Considere as substâncias, identificadas simbolicamente ou pelo nome, C2H2, C(CH3)4, CHCℓ3, cloreto de sódio, eteno, hélio e 2-metilpentano. a) Escreva o nome e a fórmula química de uma substância que seja iónica. b) Escreva o nome das substâncias identificadas simbolicamente, e a respetiva fórmula de estrutura com base na regra do octeto. c) Uma amostra de hélio é formada por: (A) átomos, He, entre os quais não se estabelecem quaisquer ligações. (B) átomos, He, entre os quais se estabelecem forças de van der Waals. (C) moléculas, He2, entre as quais não se estabelecem quaisquer ligações. (D) moléculas, He2, entre as quais se estabelecem forças de van der Waals. d) Das substâncias identificadas: (A) C(CH3)4 e CHCℓ3 são haloalcanos. (B) CHCℓ3 e o cloreto de sódio são haloalcanos. (C) C2H2 e C(CH3)4 são hidrocarbonetos saturados. (D) C2H2 e o eteno são hidrocarbonetos saturados. e) Faça corresponder a cada uma das moléculas, de eteno e C2H2, um dos valores de comprimento da ligação CC: 1,20 Å e 1,33 Å. f) Represente a fórmula de estrutura de Lewis para 2-metilpentano. 6. Observe as fórmulas de estrutura de Lewis de cinco substâncias: A, B, C, D e E.

a) Associe a cada uma das estruturas os grupos funcionais ácido carboxílico, aldeído, álcool, amina e cetona. b) Classifique cada uma das ligações interatómicas na substância representada por B. c) Indique as substâncias nas quais se estabelecem ligações intermoleculares de hidrogénio. (A) A e B.

(B) A e C.

(C) B e C.

(D) B e D.

d) De acordo com a estrutura de Lewis, relativamente ao efeito dos eletrões de valência na formação da molécula da substância D, há: (A) 7 eletrões ligantes e 4 eletrões não ligantes. (B) 8 eletrões ligantes e 4 eletrões não ligantes. (C) 14 eletrões ligantes e 8 eletrões não ligantes. (D) 16 eletrões ligantes e 8 eletrões não ligantes.

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Ficha 5 – Gase es e disp persõess  Domínio 2: Propriedaddes e transformações da m matéria NOME ____ ___________ __________ ___________ ____________________  Turma_______ Número_______ 

  Consulte a Tabela Periódica, tabelas de cconstantes e forrmulários semprre que necessárrio e salvo indicaação em contrárrio. 

1.  Amed deo  Avogadro o  (1776‐1856 6),  cientista  ittaliano,  num   paper  publiccado  no  Jourrnal  de  Physiq que,  em  1811,  1 incluia  a  sua  famossa  hipótese:  iguais  volum mes  de  gasess  diferentes,  sob  as  messmas  condiições  de  pressão  e  de  te emperatura,  contêm  iguaal  número  dee  moléculas.  A  constantee  de  Avogaadro, NA, foi aassim nomeada em sua ho omenagem.  No  Sistema  Internacional  de  un nidades  (SI)  a  constante  de  Avogadro  éé  definida  com mo  o  número o  de  átomo os de carbono o‐12 em 12 g d de carbono‐12 2. O melhor vaalor medido éé 6,022 140 82 2(18)   1023 m mol‐1,  com  uma  incertezza  relativa  de e  30  partes  por  mil  milhhões.  Os  doiss  algarismos  entre  parenteses  corresspondem à incerteza absolu uta lendo‐se « «mais ou mennos 0,000000118 mol–1».   (in http://www.nist..gov/pml/si‐redeef/kg_new_silicoon.cfm, acedido em janeiro de 22015) 

a) De acordo com a informação o do texto, o m melhor valor  de NA medido o é:  2 82(18) ± 0,000 000018]  1023  mol–1 , com m uma incerteeza relativa dee 3,0  10–9. (A)) [6,022 140 8 2 (B) [6,022 140 8 82(18) ± 0,000 000018]  1023  mol–1 , com m uma incerteeza relativa dee 3,0  10–8.

(C) [6,022 140 8 82 ± 0,000000 018]  1023 mo ol–1 , com um ma incerteza reelativa de 3,0 0  10–9.  (D)) [6,022 140 8 82 ± 0,000000 018]  1023 m mol–1 , com um ma incerteza rrelativa de 3,0 0  10–8.  b) Ind dique o núme ero de átomoss de carbono‐‐12 que existeem em 12 g d de carbono‐12.   c) Sejam dois gase es, A e B, nas  mesmas con ndições de preessão e de teemperatura.  Mostre, partiindo  da definição de volume molaar e da Lei de Avogadro, q ue a relação  entre as quantidades de ccada  um m  dos  gases,  nA  e  nB,  e  oss  respetivos  volumes,  VA e  VB,  pode  ser  traduzidaa  pela  expresssão  nAVB = nBVA.   2. Na figgura  ao lado  podem ver‐sse amostras  de  qu uatro  gases  diferentes  d nas  condições  norm mais  de  presssão  e  de  temperatura  (PTN)).  a)  Indique  os  vaalores  da  pre essão  e  da  temperatura co onsiderados n normais.   b)  Ordene  O as  amostras  de  gases  por  ordem crescentte de densidaade.   c) As amostras têm m igual:  (A)) massa de gáás.      (B)) massa de gás por unidade e de volume. (C)) número de áátomos.  (D)) quantidade de gás por un nidade de volume.  d) De etermine a quantidade de matéria que e existe em 5,66 dm3 de O2 (gg) nas condiçõ ões PTN.   e) Considere a misttura das quatrro amostras de gases. Indiqque a fração m molar de cada gás na misturra.        

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105 

3. A troposfera é uma mistura de gases formada por cerca de 78%, em volume, de nitrogénio, e 21%, em volume, de oxigénio. Outros gases, como vapor de água, dióxido de carbono (CO2), árgon, etc., existem em percentagens muito baixas, sendo a do CO2 de cerca de 3,9 x 10–2 % em volume na atmosfera atual. a) O teor de CO2 na troposfera, expresso em partes por milhão em volume (ppmV), pode ser determinado pela expressão: b) (A)

102 × 106 3,9 × 10−2

(B)

3,9 × 10−2 × 106 102

(C)

3,9 × 10−2 102 × 106

(D)

102 3,9 × 10−2 × 106

b) Determine a percentagem, em massa, de carbono numa amostra de dióxido de carbono. c) Indique o valor da fração molar do nitrogénio e do oxigénio na troposfera. d) Determine a concentração em massa de nitrogénio na troposfera, a 20 °C. (Vmolar, 20 °C = 24,2 dm3/mol) 4. A atmosfera terrestre é uma solução gasosa na qual se pode encontrar matéria particulada dispersa, líquida ou sólida, constituída por partículas de diâmetro inferior a 2,5 µm, PM2,5, e inferior a 10 µm, PM10, como, por exemplo, nevoeiro e pó de cimento respetivamente. a) Ordene por ordem decrescente de dimensão das partículas, o nevoeiro, o oxigénio, e o pó de cimento. b) Classifique o nevoeiro como coloide ou suspensão, justificando com base na dimensão relativa das partículas constituintes destas dispersões. 5. O Decreto-Lei n.o 102/2010, de 23 de setembro estabelece o regime de avaliação e gestão da qualidade do ar ambiente. Para efeitos de proteção da saúde humana, nesse diploma são definidos os valores dos limiares de alerta à população para alguns poluentes atmosféricos. Ao lado podem ler-se informações retiradas desse diploma. a) Disponha os poluentes referidos no Decreto-Lei por ordem crescente de riscos para a saúde. b) O limiar de alerta para o dióxido de nitrogénio, NO2, expresso em μmol/m3, é: (A) 4,00

(B) 5,00

(C) 7,80

(D) 8,69

c) A expressão que representa o limiar de alerta, registado na figura, para qualquer um dos poluentes gasosos é: (A)

npoluente Var

(B)

mpoluente Var

(C)

mpoluente Vpoluente

n

(D) Vpoluente

poluente

d) Indique fontes antropogénicas e naturais de dióxido de enxofre. 6. A densidade do vapor de água, à temperatura de 100 °C e à pressão de 1 atm, é 0,590 g dm–3. Determine o volume ocupado por 3,01 × 1023 moléculas de H2O, contidas numa amostra pura de vapor de água, nas condições de pressão e de temperatura referidas.

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7. O amoníaco é um gás à pressão e à temperatura ambientes. Considere que a densidade do NH3 (g) nas condições normais de pressão e de temperatura é 1,08 vezes maior do que a densidade desse gás à pressão e à temperatura ambientes. Determine o número de moles de amoníaco que existem numa amostra pura de 200 cm3 de NH3 (g), à pressão e à temperatura ambientes. 8. Consulte, no rótulo apresentado ao lado, informações sobre uma solução aquosa. a) Identifique o soluto e o solvente. b) Qual das seguintes expressões permite determinar a concentração da solução em mol/dm3? (A)

0,95 × 98,08 1840

(B)

0,95 × 1840 98,08

(C)

1840 0,95 × 98,08

Ácido sulfúrico, H2SO4(aq) 95%(m/m) 1 L = 1,84 g/mol M = 98,08 g/mol

(D)

98,08 98,08 × 1840

9. Leia as informações sobre a solução designada como Dextrose em Soro Fisiológico usada no tratamento da desidratação: APROVADO EM 24-04-2013 +

-

INFARMED 50 mg de glicose/mL + 9 mg de cloreto de sódio/mL (ou seja, 154 mmol de Na /L e 154 mmol de Cℓ /L) . Dose máxima diária: 40 mL por kg de massa corporal, correspondente a 6 mmol de sódio por kg de massa corporal.

a) Indique a concentração, em mol/L, de cloreto de sódio na solução. b) A um adulto de 60 kg, pode ser administrado diariamente, no máximo: (A) 1,5 L de solução, correspondente a 0,223 g de sódio. (B) 1,5 L de solução, correspondente a cerca de 13,5 g de sódio. (C) 2,4 L de solução, correspondente a cerca de 8,28 g de sódio. (D) 2,4 L de solução, correspondente a cerca de 21,6 g de sódio. 10. Na figura ao lado pode ver-se a montagem experimental usada para determinar o teor de álcool, C2H6O, num vinho. Na tabela abaixo pode ver-se a correspondência entre o teor de álcool e a densidade, ρ, de vinhos, a 20 °C. A partir de 120 mL de um vinho, à temperatura de 20 °C, o volume de álcool obtido foi 12,84 mL. a) Escreva a expressão matemática do volume de álcool em função do volume de vinho na forma Válcool = f(Vvinho). b) Determine a densidade do vinho, a 20 °C. c) Determine a percentagem em massa, %(m/m), de álcool no vinho sabendo que a a densidade do álcool, a 20 °C, é 0,79 g/cm3. d) Determine a concentração em massa de álcool no vinho.

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ρ, 20 °C,vinho -1 (g mL )

Teor de álcool (%V/V)

0,9859

10,52

0,9858

10,61

0,9857

10,70

0,9856

10,78 107

Ficha 6 – Tran nsformaações qu uímicas Domínio 2: Propriedaddes e transformações da m matéria NOME ____ ___________ __________ ___________ ____________________  Turma_______ Número_______ 

Consulte os dados da tab bela seguinte, aa Tabela Periódiica, tabelas de cconstantes e fo ormulários semp pre que necessáário  ndicação em con ntrário.   e salvo in

As figuraas dos exercíccios 1, 9 e 8 ccontêm hiperlligação à fontte.  Ligaçção 

Energia méddia da ligação // kJ mol‐1 

O – O  

142 

H – H  

436 

O – H  

463 

O

O 

496 

N ≡ N  

941 

1. No diagrama de nííveis de entalpia da figura está represenntada a comb bustão do meetano.  

  ombustão  do o  metano,  do o  ponto  de  vista  energéético,  como  rresultado  de  um  a)  Intterprete  a  co processo que envolve ligaçõ ões químicas.   b)  Co ompare  a  entalpia  dos  pro odutos  da  reaação  com  a  ddos  reagentees  e  conclua  se  a  variação o  de  en ntalpia é posittiva ou negatiiva.   2. Uma reação químiica, que ocorrreu num siste ema isolado,  provocou um ma diminuição o de temperatura  do sisstema. Tal siggnifica que a rreação é:   (A) endotérmica,  e se o sistem ma não fosse  isolado ocorrreria transferência de energia do exteerior  paara o sistemaa.  (B)  endotérmica,  e  se  o  sistem ma  não  fosse  isolado  ocorrreria  transfeerência  de  energia  do  sisteema  paara o exteriorr.  (C)  exxotérmica,  e  se  o  sistemaa  não  fosse  isolado  i ocorrreria  transferrência  de  eneergia  do  exteerior  paara o sistema.  (D)  exotérmica,  e e  e se  o  sistema  não  fosse  isolado  ocorrreria  transferrência  de  energia  do  sisteema  para o exterior.    10 08 

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3. O gráfico da figura traduz a evolução da energia de um sistema reacional, em que os reagentes A e B, (estado inicial), originam o produto da reação C, (estado final), segundo A + B → C, durante 20 s. a) Conclua, justificando com base na comparação das energias dos reagentes e do produto da reação, se esta reação é endoenergética ou exoenergética. b) Determine a taxa média de variação temporal da energia do sistema reacional até aos 20 segundos. c) Indique o sinal da variação de temperatura do sistema reacional caso a reação tivesse ocorrido num sistema isolado. d) Compare a soma das energias de ligação nos reagentes A e B com a soma das energias de ligação no produto C. 4. Na síntese do amoníaco, traduzida pela equação N2 (g) + 3 H2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g), é envolvida uma energia X que resulta das energias das ligações NN, HH e NH, respetivamente ENN, EHH e ENH. a) A formação da ligação NH é um processo (A) endoenergético e a rutura da ligação HH também. (B) endoenergético e a rutura da ligação NN é um processo exoenergético. (C) exoenergético e a rutura da ligação HH também. (D) exoenergético e a rutura da ligação NN é um processo endoenergético. b) Pode saber-se o valor da energia X recorrendo à expressão: (A) ENN + 3EHH – 2EHN

(B) ENN + 3EHH – 6EHN

(C) 2ENN + 6EHH – 2ENH

(D) 2ENN + 6EHH – 6ENH

c) Sabendo que o resultado obtido pela expressão identificada em b) é negativo pode concluir-se que a síntese do amoníaco é um processo: (A) endotérmico, ocorrendo com absorção de energia. (B) endotérmico, ocorrendo com libertação de energia. (C) exotérmico, ocorrendo com absorção de energia. (D) exotérmico, ocorrendo com libertação de energia. d) Considerando que a síntese do amoníaco ocorre a pressão constante, como designa o valor obtido pela expressão identificada em b)? 5. As equações (1) e (2) representam a formação de água a partir das substâncias elementares, H2 e O2, a 25 oC. (1) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH = –286 kJ mol–1 (2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔH = –242 kJ mol–1 Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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a) A formação de uma mole de água líquida dá-se com: (A) absorção de 44 kJ de energia a mais relativamente à formação da mesma quantidade de água gasosa. (B) absorção de 44 kJ de energia a menos relativamente à formação da mesma quantidade de água gasosa. (C) libertação de 44 kJ de energia a mais relativamente à formação da mesma quantidade de água gasosa. (D) libertação de 44 kJ de energia a menos relativamente à formação da mesma quantidade de água gasosa. b) Conclua, justificando a partir da determinação da variação de entalpia (usando os valores médios das energias de ligação), sobre o caráter energético da transformação inversa da representada por (2). 6. A síntese do óxido nítrico é traduzida pela seguinte equação: N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g)

ΔH = +181 kJ mol–1

a) Desenhe um diagrama de níveis de entalpia para a síntese do NO. b) Determine o valor médio da energia da ligação NO. c) Indique o valor da variação de entalpia da reação de decomposição do óxido nítrico, correspondente à transformação inversa da representada pela equação. 7. A tabela abaixo contém informações sobre ionização e dissociação dos dois gases mais abundantes na atmosfera terrestre, e sobre o ozono que é o gás mais importante na estratosfera. Substância

Energia a de 1. ionização / J –18

1,6 × 10

–18

8,2 × 10

N2

2,5 × 10

O2

1,9 × 10

O3

–

Energia de dissociação (atomização) / J –18 –19 –19

6,0 × 10

a) Represente, através de uma equação, a dissociação do oxigénio, O2. b) O valor da energia envolvida na transformação representada por N2 (g)→ N+2 (g) + e– é: (A) 1,6 × 10–18 J (B) 3,2 × 10–18 J (C) 2,5 × 10–18 J (D) 5,0 × 10–18 J

c) Como se designa a transformação representada em b) pelo facto de ocorrer por ação da luz (na atmosfera terrestre)? d) Interprete as reações fotoquímicas que envolvem as moléculas N2, O2 ou O3 na atmosfera terrestre, relacionando-as com a energia da radiação e com a estabilidade dessas moléculas.

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8. Na figura ao lado pode ver-se uma representação do processo de produção do ozono estratosférico. a) A equação que pode traduzir globalmente o processo de formação do ozono estratosférico representado é: (A) O2 → 2 O (B) O + O2 → O3 (C) O + 2 O2 → 2 O3 (D) 3 O2 → 2 O3 b) Interprete, com base nas fotodissociações do oxigénio e do ozono estratosféricos, que a estratosfera atue como um filtro de radiações ultravioletas UV–B e UV–C. Comece por escrever as equações correspondentes. c) Discuta a validade da seguinte afirmação: Os átomos de oxigénio são radicais livres. 9. Em zonas de grande tráfego rodoviário, óxidos de carbono e de nitrogénio, em determinadas condições de temperatura e na presença da luz, podem reagir com oxigénio e conduzir à formação de ozono o qual provoca ou agrava problemas respiratórios das populações. Na atmosfera terrestre pode encontrar-se ozono na: (A) estratosfera, onde atua como poluente. (B) estratosfera, onde atua como poluente e como protetor de radiação ultravioleta. (C) troposfera, onde atua como poluente. (D) troposfera, onde atua como poluente e como protetor de radiação ultravioleta. 10. Medições da concentração de CFC, como CFCℓ3 e CF2Cℓ2, e de CH3CCℓ3 na troposfera, revelaram que a taxa de diminuição temporal da concentração dos CFC era inferior à taxa de diminuição temporal da concentração do CH3CCℓ3. a) De acordo com o texto, CFC são substâncias formadas por cloro, flúor, (A) carbono e hidrogénio, mais estáveis na troposfera que CH3CCℓ3. (B) carbono e hidrogénio, mais reativas na troposfera que CH3CCℓ3. (C) e carbono, mais estáveis na troposfera que CH3CCℓ3. (D) e carbono, mais reativas na troposfera que CH3CCℓ3. b) Explique a formação de radicais livres traduzida pela equação seguinte, identificando a camada da atmosfera onde tem maior probabilidade de ocorrer. c) Com base nas equações (1) e (2) explique o efeito do uso de CFCℓ3 na concentração de ozono estratosférico. (1) Cℓ + O3 → O2 + CℓO (2) CℓO + O3 → 2 O2 + Cℓ Editável e fotocopiável © Texto | Novo 10Q

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Ficha global NOME ___________________________________________________ Turma______ Número______ Consulte a Tabela Periódica, tabelas de constantes e formulários sempre que necessário, salvo indicação em contrário.

1. Considere o gráfico do número de átomos em função da quantidade de matéria (de átomos). a) Como classifica a relação matemática que existe entre as duas variáveis em estudo? b) Determine o número de átomos por unidade de quantidade de matéria (de átomos). Apresente o resultado arredondado às décimas e em notação científica. 2. Um recipiente contém uma mistura gasosa, nas condições PTN, constituída por 5,5 g de dióxido de carbono, CO2, e 7,5 x 1022 moléculas de oxigénio, O2. Determine a: a) fração molar do oxigénio. Apresente o resultado na forma de fração. b) capacidade do recipiente na unidade do SI. c) percentagem, em volume, de dióxido de carbono. d) densidade da mistura. 3. Na primeira figura pode observar-se a realização de um teste de chama a uma amostra de sal e na segunda figura, o espetro de emissão do átomo de hidrogénio obtido por espetroscopia atómica. Ambas as técnicas são usadas na identificação de elementos químicos.

a) Indique sumariamente em que é que se fundamenta qualquer uma das técnicas, e o que é que se pode concluir do facto do espetro de emissão do átomo de hidrogénio ser descontínuo. b) Descreva sucintamente o espetro atómico de emissão do átomo de hidrogénio. c) Indique o valor lógico da seguinte afirmação «Elementos do mesmo grupo da Tabela Periódica originam espetros atómicos de absorção iguais». 4. O átomo de um elemento representativo, no estado fundamental, tem um eletrão de valência desemparelhado no terceiro nível de energia. a) O elemento pode ser: (A) lítio, sódio ou potássio. (B) sódio, alumínio ou cloro. (C) sódio, alumínio ou silício. (D) sódio, silício ou fósforo. 112

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b) Para um dos elementos selecionados em a) escreva uma configuração eletrónica num estado excitado. c) Indique o que significa átomo no estado fundamental (do ponto de vista energético). 5. Os iões mais estáveis de um elemento químico têm a seguinte configuração eletrónica. [Ne]3s2 2p6 a) O número atómico do elemento é: (A) 8 e os iões são dinegativos. (B) 9 e os iões são monopositivos. (C) 19 e os iões são mononegativos. (D) 20 e os iões são dipositivos. b) Conclua sobre o número de orbitais p que foram ocupadas, partindo da indicação do número de eletrões de valência nestas orbitais, e justificando com base no Princípio de Exclusão de Pauli. 6. A energia de ionização ao longo do grupo da Tabela Periódica não evolui da mesma forma do que ao longo do período. Os fatores que determinam essa evolução ao longo do grupo e do período são diferentes. De um modo geral a energia de ionização aumenta ao longo do: (A) grupo devido ao efeito predominante do aumento da carga nuclear. (B) grupo devido ao efeito predominante do aumento do número de eletrões. (C) período devido ao efeito predominante do aumento da carga nuclear. (D) período devido ao efeito predominante do aumento do número de eletrões. 7. Os átomos estabelecem ligações entre si, formando moléculas, e as posições relativas dos átomos na molécula definem a sua geometria molecular. a) Estabeleça correspondências corretas entre as informações das colunas I, II e III. Coluna I – molécula

Coluna II – geometria

Coluna III – ligação covalente

1. Nitrogénio, N2

a. Angular

A. Simples

2. Fosfina, PH3

b. Linear

B. Dupla

3. Sulfureto de carbono, CS2

c. Piramidal

C. Tripla

3. Sulfureto de hidrogénio, H2S

b) Em qual das seguintes opções é que as moléculas se encontram dispostas por ordem crescente da energia da ligação interatómica? (A) HBr, HCℓ, HI. (B) HCℓ, HBr, HI (C) HI, HBr, HCℓ. (D) HI, HCℓ, HBr. c) Classifique o sulfureto de carbono como uma substância polar ou apolar. d) Determine a energia da ligação H–F a partir das informações abaixo. H2 + F2 → 2HF

∆H = –530 kJ

H2 → H + H

∆H = 436 kJ

F + F → F2

∆H = –158 kJ

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8. As moléculas também estabelecem ligações entre si, como se ilustra na primeira figura para a molécula de fluoreto de hidrogénio, com o seu mapa de potencial eletrostático ao lado. As ligações intermoleculares podem ser relacionadas com a miscibilidade de substâncias.

a) A molécula HF é: (A) apolar, de geometria angular, e a ligação intermolecular é mais fraca que a ligação interatómica. (B) apolar, de geometria linear, e a ligação intermolecular é mais forte que a ligação interatómica. (C) polar, de geometria angular, e a ligação intermolecular é mais forte que a ligação interatómica. (D) polar, de geometria linear, e a ligação intermolecular é mais fraca que a ligação interatómica. b) Entre moléculas de fluoreto de hidrogénio estabelecem-se: (A) apenas ligações de hidrogénio. (B) apenas forças de van der Waals entre moléculas polares. (C) apenas ligações de hidrogénio e forças de van der Waals entre moléculas polares. (D) ligações de hidrogénio e forças de van der Waals entre moléculas polares e forças de London. c) Preveja se o fluoreto de hidrogénio e o sulfureto de carbono são substâncias miscíveis. 9. Observe as estruturas de Lewis de quatro moléculas diferentes.

a) Identifique sequencialmente a família de compostos orgânicos correspondente a cada substância. b) Indique o número de eletrões de valência da molécula representada em último lugar. c) Indique o número e a localização dos eletrões de valência com caráter não ligante na molécula representada em primeiro lugar. 10. Pretende-se preparar 50 mL de uma solução aquosa de sacarose de concentração 0,050 g cm–3, a partir de uma solução aquosa do mesmo soluto de concentração 0,40 g cm–3. a) Determine o volume necessário de solução concentrada. b) Dos materiais seguintes identifique o que deve ser utilizado na medição do volume necessário de solução concentrada e indique qual deve ser a sua capacidade.

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(A) Balão volumétrico.

(B) Pipeta graduada.

(C) Pipeta volumétrica.

(D) Proveta graduada.

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Soluções das fichas formativas Ficha 1 – Massa e tamanho dos átomos Domínio 1: Elementos químicos e sua organização 1. a) Átomo de berílio. b) (D) 0,40 m. c) (C) 0,007 mm. d) (B) solar, 1 400 000 km, está mais próximo de um milhão de quilómetros que de dez milhões de quilómetros. 1 7 e) (B) 10 μm. f) Diâmetro da Terra 10 m, célula da pele -5 -10 10 m, átomo de Be 10 m. 34 2−

2. a) 22 10Ne (10,12,10), 16 S

(16, 18, 18) e

63

27 3+ 13 Al

(13,14,10).

b) 29, 34 e 29 em Cu e 47, 60 e 47 na prata-107. c) 22, 26 e 22 no Ti-48. d) Os protões e os neutrões no núcleo e os eletrões à volta deste. –10 3. a) Aproximadamente 2,0 x 10 m. b) O valor obtido em a) é 1,21 vezes superior sendo da mesma -10 ordem de grandeza que é 10 m. 23

4. a) 12,046 × 10 moléculas.

b) (C)

890 × 10–23 6,023

g

c) (C) pesado que uma molécula de água e mais leve que uma molécula de sacarose. 24 d) 3,614 x 10 átomos. e) 200,59. A massa dos átomos de mercúrio é, em média, 200,59 vezes superior à massa de 1/12 do átomo de carbono12. 5. a) 28,085. b) (D) 28,084 ≤ Ar(Si) ≤ 28,086. c) O resultado obtido em a), 28,085, encontra-se no intervalo de valores possíveis para a massa atómica relativa do Si, [28,084; 28,086]. d) A massa atómica relativa é mais próxima da massa do isótopo mais abundante, neste caso Si-28, pois o seu valor resulta da média ponderada das massas isotópicas tendo maior contributo a massa do isótopo mais abundante. 6. 4,5 mol. 7. Sulfato de sódio. 8. a) 0,21 e 0,79. b) 0,23 e 0,77.

Ficha 2 – Energia dos eletrões nos átomos Domínio 1: Elementos químicos e sua organização 1. a) (D) 10,2 eV e 13,0 eV. b) A existência de níveis atómicos de energias bem definidas e a possibilidade de ocorrerem transições eletrónicas por absorção ou emissão de energias são as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atual (modelo quântico do átomo). Temos, então, que a energia dos eletrões nos átomos está quantizada (níveis de energia bem definidos) e, por isso, o átomo de hidrogénio no estado fundamental (n = 1) pode absorver fotões de energia que permitam transições eletrónicas para níveis permitidos (n = 2,3,4...), o que só acontece para os fotões de energia 10,2 eV (–13,6 eV + 10,2 eV = –3,4 eV, energia do nível 2) e 13,0 eV (–13,6 eV + 13,0 eV = –0,6 eV, energia do nível 5). –20 c) 9,6 x 10 J , IV. d) (C) 2. (C) o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo e o das repulsões entre os eletrões. 3. a) (D) o número de eletrões responsáveis pelo pico B é um terço do número de eletrões responsáveis pelo pico C.

b) (B) 1s, 2s e 2p. c) 22 eV (pico C). d) Néon, Ne. e) Os seis eletrões têm todos a mesma energia e, de acordo com o Princípio de Exclusão de Pauli (dois eletrões por orbital, no máximo), terão então de existir três orbitais do mesmo tipo (tipo p, subnível 2p), px, py e pz. Havendo um único valor de energia tal significa que estas três orbitais têm todas a mesma energia designando-se, por essa razão, por orbitais degeneradas. 4. a) 1s2 2s2 2p 2x 2p 1y 2p 1z ; E1s < E2s < E2px = E2py = E2pz b) (B)

c) (A) - No diagrama, a utilização de setas ( → ) ilustra o spin dos eletrões em cada orbital. De acordo com o Princípio de Exclusão de Pauli, cada orbital pode ter no máximo, 2 eletrões com spins a opostos o que não acontece na 3. orbital onde se verifica que os 2 eletrões têm o mesmo spin. d) 1s-543 eV, 2s-42 eV, 2p-16 eV. e) 1s2 2s2 2p3 3p1 -18 -18 2 2 6 1 5. a) (D) – 4,98 x 10 J. b) 172 x 10 J. c) 1s 2s 2p 3p d) (C) 4. 6. (A) diferentes para as energias dos eletrões e espetros atómicos diferentes. 7. A – d, cinco orbitais em cada nível para n ≥ 3; B – p, três orbitais em cada nível para n ≥ 2; C – s, uma orbital em cada nível. 2 1 2 2 2 2 2 5 8. 1s 2s , dois; 1s 2s 2p , três; 1s 2s 2p , três; 2 2 6 2 1 2 2 6 2 6 2 2s 2p 3s 3p , cinco; 1s 2s 2p 3s 3p 4s , seis; 1s 2 2 6 2 6 2 1 2 2 6 2 6 2 6 2 3 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d , sete; 1s 2s 2p 3s 3p 3s 3p 4s 3d , sete 9. 2 e 1; 4 e 2; 5 e 1; 7 e 1. 2 1 1 10. (D) 1s 2s 2p

Ficha 3 – Tabela Periódica Domínio 1: Elementos químicos e sua organização 1. a) (D) previam a existência de novos elementos. b) gálio, Ga e germânio, Ge. 2. a) (D) número atómico, uma consequência dos trabalhos de Moseley. b) (C) d e não são elementos representativos. 2 2 6 2 6 2 o c) 1s 2s 2p 3s 3p 4s ; 4. período, porque os eletrões se distribuem por 4 níveis de energia, e grupo 2 por ter 2 eletrões de valência. 3. 1-c, 2-d-e, 3-a-f, 4-b. 2 2 6 4. (C) magnésio - 1s 2s 2p . 5. a) Os átomos de sódio apresentam um eletrão de valência e baixo valor de energia de ionização tendo, por isso, elevada tendência para perder esse eletrão transformando-se num ião monopositivo ao qual corresponde uma configuração eletrónica de gás nobre (Ne, oito eletrões de valência), ou seja, transformando-se, dessa forma, numa partícula mais estável. b) ([Ne]3s1 ) → Na+ ([Ne])+e– c) (A), Na (g) → Na+ (g) + e– com absorção de 496 kJ/mol. d) (C) dos elementos e o ponto de fusão é uma propriedade das substâncias elementares. 6. rSi > rC porque o carbono antecede o silício no mesmo grupo da Tabela Periódica e o raio atómico aumenta ao longo do grupo. 7. 48 pm-O, 79 pm-Cℓ, 88 pm-S 8. (A) cloro, flúor e néon. 2 2 6 1 2 2 6 2 9. Na – 1s 2s 2p 3s e Mg – 1s 2s 2p 3s Os eletrões distribuem-se pelo mesmo número de níveis pelo que predomina o efeito do aumento da carga nuclear. A carga

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nuclear é superior no magnésio (+12) sendo, por isso, a atração nuclear sobre os eletrões maior para este átomo; consequentemente será necessário maior energia (energia de ionização) para remover qualquer um dos eletrões de valência no átomo de magnésio que no de sódio. o 10. (B) 5, do 2. período. 11. a) (C) 2,2,3. b) bloco p, 2 níveis (n = 1 e n = 2), 3 subníveis (1s, 2s, e 2p) 2 2 3 c) 1s 2s 2p , nitrogénio, grupo 15. –18 d) (C) inferior a 2,1 × 10 J.

Ficha 4 – Ligação química Domínio 2: Propriedades e transformações da matéria 1. a) (D) menor do que a do mesmo conjunto dessas entidades não ligadas, e resulta de atrações e repulsões envolvendo eletrões e núcleos atómicos. b) (B) intermolecular de van der Waals quando envolve partilha pouco significativa de eletrões de valência. 2. a) (B) 74 pm e a energia de ligação é 432 kJ/mol. b) Repulsão. c) A)F2, B)H2, C)HF, D)HCℓ d) Os elementos químicos cloro e bromo pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica encontrando-se o bromo abaixo do cloro. Como o raio atómico aumenta ao longo do grupo, o raio atómico do bromo é superior ao do cloro. Sendo o hidrogénio um elemento comum às duas moléculas, e o elemento diferenciador o halogéneo, o comprimento de ligação (valor médio da distância internuclear de equilíbrio) é superior para a molécula com o átomo de halogéneo de maior raio, ou seja, HBr. Sendo maior o comprimento de ligação, a ligação H–Br é mais frágil e, por isso, de menor energia de ligação que a ligação H-Cℓ. 3. a) H –H b) (C) menor do que a energia dos eletrões mais energéticos no átomo isolado, e a molécula é mais estável que os dois átomos separados. 4. a) Metano, dióxido de carbono, água e amoníaco. b) Cada um dos quatro átomos de hidrogénio ocupa um dos vértices de um tetraedro, situando-se o átomo de carbono no centro do tetraedro, sendo cada um dos ângulos de ligação igual o a 109,5 . c) A disposição espacial dos átomos numa molécula define a geometria que corresponde à minimização da repulsão entre todos os pares eletrónicos de valência na molécula. Na molécula CO2 não existem pares eletrónicos não ligantes no átomo central (C), dispondo-se os três átomos na molécula em posições correspondentes à maximização da distância entre os pares eletrónicos ligantes e não ligantes correspondente a uma o geometria linear, ou seja, um ângulo de ligação 180 . Na molécula de água existem dois pares eletrónicos não ligantes no átomo central (O), e as repulsões mútuas entre pares eletrónicos não ligantes, ligantes, não ligantes e ligantes são minimizadas para uma disposição espacial dos três átomos correspondente a uma geometria angular para um ângulo de o 104,5 (inferior ao da molécula CO2). d) (C) H2O e NH3. e) Geometria piramidal; distribuição assimétrica de carga. 5. a) Cloreto de sódio, NaCℓ.

116

b) C2H2, etino, ; H – C≡C – H , dimetilpropano,

; CHCℓ3, triclorometano, c) (B) átomos, He, entre os quais se estabelecem forças de van der Waals. d) (D) C2H2 e o eteno são hidrocarbonetos saturados. e) Eteno-1,33 Å; C2H2-1,20 Å. f)

6. a) A-amina, B-aldeído, C-álcool, D-ácido carboxílico, E-cetona. b) CH-ligação covalente simples polar, CC-ligação covalente simples apolar, CO-ligação covalente dupla polar. c) (B) A e C. d) (D) 16 eletrões ligantes e 8 eletrões não ligantes.

Ficha 5 – Gases e dispersões Domínio 2: Propriedades e transformações da matéria 23 –1 1. a) (D) [6,022 140 82 ± 0,00000018] × 10 mol com uma -8 incerteza relativa de 3,0 × 10 . 23 b) 6,022 140 82(18) × 10 átomos c) Volume molar, Vm, é o volume ocupado por uma mole de qualquer gás e, de acordo com a Lei de Avogadro, é igual para para todos os gases que se encontrem nas mesmas condições de pressão e de temperatura. Vm =

V n

; gás A, Vm =

VA nA

igual para os dois gases

; gás B,

VB

VB

⇔ nA × VB = nB × VA

nB

=

VA nA

nB

como o volume molar é

2. a) p = 1 atm e T = 0 °C. b) He, O2, F2, Ar. c) (D) quantidade de gás por unidade de volume. d) 0,25 mol. e) 1/4. 3,9 × 10–2 × 106

3. a) (B) 102 3 b) 27,29%. c) N2 - 0,78; O2 - 0,21. d) 0,90 g/dm . 4. a) Pó de cimento, nevoeiro e oxigénio. b) As suspensões são constituídas por partículas de maiores dimensões que os coloides e, por isso, o nevoeiro é um coloide pois é constituído por partículas de diâmetro inferior a 2,5 µm, menor que o diâmetro das partículas de pó de cimento (