química para o ensino de ciências

Biologia

Química para o Ensino de Ciências

Giulianna Paiva V. de Andrade SouzaElizeu Antunes dos SantosAirton Araújo de Souza Júnior

Natal – RN, 2011

Biologia

Giulianna Paiva V. de Andrade SouzaElizeu Antunes dos Santos

Airton Araújo de Souza Júnior


2ª Edição

COORDENAÇÃO DE PRODUÇÃO DE MATERIAIS DIDÁTICOSMarcos Aurélio Felipe

GESTÃO DE PRODUÇÃO DE MATERIAISLuciana Melo de LacerdaRosilene Alves de Paiva

PROJETO GRÁFICOIvana Lima

REVISÃO DE MATERIAISRevisão de Estrutura e LinguagemEugenio Tavares BorgesJanio Gustavo BarbosaJeremias Alves de AraújoJosé Correia Torres NetoKaline Sampaio de AraújoLuciane Almeida Mascarenhas de AndradeThalyta Mabel Nobre Barbosa

Revisão de Língua PortuguesaCamila Maria GomesCristinara Ferreira dos SantosEmanuelle Pereira de Lima DinizJanaina Tomaz CapistranoPriscila Xavier de MacedoRhena Raize Peixoto de Lima

Revisão das Normas da ABNTVerônica Pinheiro da Silva

EDITORAÇÃO DE MATERIAISCriação e edição de imagensAdauto HarleyAnderson Gomes do NascimentoCarolina Costa de OliveiraDickson de Oliveira TavaresHeinkel HugeninLeonardo dos Santos FeitozaRoberto Luiz Batista de LimaRommel Figueiredo

DiagramaçãoAna Paula ResendeCarolina Aires MayerDavi Jose di Giacomo KoshiyamaElizabeth da Silva FerreiraIvana LimaJosé Antonio Bezerra JuniorRafael Marques Garcia

Módulo matemáticoJoacy Guilherme de A. F. Filho

IMAGENS UTILIZADASAcervo da UFRNwww.depositphotos.comwww.morguefi le.comwww.sxc.huEncyclopædia Britannica, Inc.

FICHA TÉCNICA

Catalogação da publicação na fonte. Bibliotecária Verônica Pinheiro da Silva.

Governo FederalPresidenta da RepúblicaDilma Vana Rousseff

Vice-Presidente da RepúblicaMichel Miguel Elias Temer Lulia

Ministro da EducaçãoAloizio Mercadante Oliva

Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRNReitoraÂngela Maria Paiva Cruz

Vice-ReitoraMaria de Fátima Freire Melo Ximenes

Secretaria de Educação a Distância (SEDIS)

Secretária de Educação a DistânciaMaria Carmem Freire Diógenes Rêgo

Secretária Adjunta de Educação a DistânciaEugênia Maria Dantas

© Copyright 2005. Todos os direitos reservados a Editora da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – EDUFRN.Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa do Ministério da Educacão – MEC

Sumário

Apresentação Institucional 5

Aula 1 A importância da Química no nosso dia a dia 7

Aula 2 A química no ensino fundamental para formar cidadãos 27

Aula 3 Relação entre senso comum e o conhecimento científi co 43

Aula 4 Experimentação no ensino de Química/Ciências 59

Aula 5 Noções básicas para utilização de laboratórios 79

Aula 6 Conceitos básicos da Química 111

Aula 7 Substâncias, misturas e técnicas de separação de misturas 143

Aula 8 Estrutura do átomo 167

Aula 9 Organização dos elementos químicos na tabela periódica – o alfabeto químico 201

Aula 10 Ligações químicas – em busca de estabilidade 233

Aula 11 Funções químicas 263

Aula 12 Reações químicas 293

5

Apresentação Institucional

A Secretaria de Educação a Distância – SEDIS da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRN, desde 2005, vem atuando como fomentadora, no âmbito local, das Políticas Nacionais de Educação a Distância em parceira com a Secretaria de Educação

a Distância – SEED, o Ministério da Educação – MEC e a Universidade Aberta do Brasil – UAB/CAPES. Duas linhas de atuação têm caracterizado o esforço em EaD desta instituição: a primeira está voltada para a Formação Continuada de Professores do Ensino Básico, sendo implementados cursos de licenciatura e pós-graduação lato e stricto sensu; a segunda volta-se para a Formação de Gestores Públicos, através da oferta de bacharelados e especializações em Administração Pública e Administração Pública Municipal.

Para dar suporte à oferta dos cursos de EaD, a Sedis tem disponibilizado um conjunto de meios didáticos e pedagógicos, dentre os quais se destacam os materiais impressos que são elaborados por disciplinas, utilizando linguagem e projeto gráfi co para atender às necessidades de um aluno que aprende a distância. O conteúdo é elaborado por profi ssionais qualifi cados e que têm experiência relevante na área, com o apoio de uma equipe multidisciplinar. O material impresso é a referência primária para o aluno, sendo indicadas outras mídias, como videoaulas, livros, textos, fi lmes, videoconferências, materiais digitais e interativos e webconferências, que possibilitam ampliar os conteúdos e a interação entre os sujeitos do processo de aprendizagem.

Assim, a UFRN através da SEDIS se integra o grupo de instituições que assumiram o desafi o de contribuir com a formação desse “capital” humano e incorporou a EaD como moda-lidade capaz de superar as barreiras espaciais e políticas que tornaram cada vez mais seleto o acesso à graduação e à pós-graduação no Brasil. No Rio Grande do Norte, a UFRN está presente em polos presenciais de apoio localizados nas mais diferentes regiões, ofertando cursos de graduação, aperfeiçoamento, especialização e mestrado, interiorizando e tornando o Ensino Superior uma realidade que contribui para diminuir as diferenças regionais e o conhecimento uma possibilidade concreta para o desenvolvimento local.

Nesse sentido, este material que você recebe é resultado de um investimento intelectual e econômico assumido por diversas instituições que se comprometeram com a Educação e com a reversão da seletividade do espaço quanto ao acesso e ao consumo do saber E REFLE-TE O COMPROMISSO DA SEDIS/UFRN COM A EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA como modalidade estratégica para a melhoria dos indicadores educacionais no RN e no Brasil.

SECRETARIA DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA SEDIS/UFRN

A importância da Química no nosso dia a dia

1Aula

1

2

3

4

Aula 1 Química para o Ensino de Ciências 9

ApresentaçãoCaro aluno, a disciplina de Química para o Ensino de Ciências foi proposta com a fi nalidade

de capacitar o profi ssional licenciado em Biologia a ensinar Química nos estágios fi nais (3º e 4º ciclos) do Ensino Fundamental.

Mas, como despertar o interesse dos alunos para o estudo da Química? Como utilizar o conhecimento de Química na formação de cidadãos conscientes de sua responsabilidade frente à sociedade? Pensando nesses questionamentos, essa disciplina utiliza uma metodologia que associa conteúdo teórico com atividades experimentais num contexto problematizador. Além disso, aborda aspectos didático-pedagógicos que habilitam você a utilizar novas metodologias e técnicas no processo de ensino-aprendizagem, exercendo um papel, junto aos alunos, de mediador de um saber-fazer crítico e refl exivo.

Vamos começar o nosso estudo da Química notando que o mundo natural é um ambiente material, formado por substâncias, e que, portanto, pode ser melhor compreendido por essa ciência. Nesta aula, você verá como a Química está presente em tudo que nos cerca e constatará, através de exemplos de sua aplicação, a importância da Química para a sociedade e sua ligação com outras áreas das ciências. Você também será levado a refl etir sobre as consequências do uso da Química com responsabilidade social.

ObjetivosIdentifi car o material de estudo da Química.

Exemplifi car aplicações práticas da Química que revelem sua importância nas nossas vidas.

Identifi car o caráter interdisciplinar da Química.

Reconhecer as consequências do mau uso da Química na sociedade e a responsabilidade do professor de ciências em formar jovens conscientes desses problemas.

Aula 1 Química para o Ensino de Ciências10

Para que estudar Química?

“Deus deu a ciência ao homem para que ela o permita viver melhor e resolver problemas […]”.

Winston Churchill

Para começarmos a falar sobre a importância do estudo da Química, acompanhe o diálogo a seguir entre o professor Dalton e seus dois alunos adolescentes, Marie Curie e Lavoisier.

Lavoisier: Para que estudar Química, se eu nunca vou usar isso na minha vida?

Marie Curie: Você sabia que a Química vem da natureza? Ééééé, todos os produtos químicos são feitos das matérias-primas que a gente encontra na natureza.

Prof. Dalton: Muito bem, Marie, a Química é apenas uma das várias formas de compreendermos o universo, através de suas transformações.

Lavoisier: Poxa, professor!! Lá vem o senhor com essa história de matéria e transformação. É por isso que eu odeio Química!

Marie Curie: Lavô, o universo é como uma fabulosa fábrica química.

Prof. Dalton: Isso mesmo. Por exemplo, o que vocês fazem antes de chegar à escola?

Lavoisier e Marie Curie: Tomamos café.

Prof. Dalton: E então? Para preparar o café, a primeira coisa é acender o fogo. Nesse caso, ocorre uma reação química entre o enxofre na ponta do palito de fósforo e o oxigênio do ar para acender o fogo do fogão, uma reação também chamada de combustão.

Marie Curie: Nossa professor! Eu nunca tinha pensado num café tão complicado!

Prof. Dalton: A Química não para por aí. A água, o açúcar, o pó de café, são formados por substâncias químicas. Quando a água começa a ferver está ocorrendo uma mudança de estado de agregação da matéria: a ebulição – passagem do estado líquido para vapor de água.

Lavoisier: Do jeito que o senhor fala, parece que a cozinha de minha mãe é um laboratório de Química.

Prof. Dalton: Não tenha dúvida. A cozinha é um laboratório de Química! As panelas são feitas geralmente de um metal, como o alumínio, o cobre ou o aço inoxidável. O alumínio (Al) é um elemento químico metálico branco ou prateado e é um excelente condutor de calor.


Marie Curie: Essa conversa toda me deu fome. Tô com vontade de comer um pãozinho bem quentinho.

Prof. Dalton: O pão fofi nho é resultado da reação de fermentação que ocorre na massa do pão, preparado com farinha de trigo, fermento biológico, água e sal.

Lavoisier: Tudo bem, professor, o senhor me convenceu. Mas, fora a cozinha, não vejo onde eu uso a Química.

Marie Curie: Você sabia que tem Química em praticamente todos os medicamentos? Muuuuito legal! Sem ela, não se poderia curar doenças e deixar a nossa saúde forte.

Prof. Dalton: Mas a Química vai além dos medicamentos, ela cerca a gente de outros cuidados que prolongam e protegem a vida de todo mundo. Válvulas cardíacas, próteses anatômicas, seringas descartáveis, luvas cirúrgicas, recipientes para soro e muitas outras coisas são exemplos dos produtos de origem química. Então, pessoal, podemos dizer que Química é vida!

Lavoisier: Irado!!! A Química é amigona da vida. Deu para notar que a Química está no dia a dia de qualquer pessoa.

Prof. Dalton: A Química também é importante para a natureza. Todos os seres vivos que morrem sofrem reações de decomposição que promovem a reciclagem das substâncias na natureza.

Marie Curie: Poxa, nem mesmo morta uma pessoa estará livre da Química!

Lavoisier: Estou começando a entender: “Na natureza nada se perde, tudo se transforma...”

Prof. Dalton: Isso mesmo, parabéns! Porém, o meio ambiente também está nas mãos da Química, visto que são inúmeros os produtos químicos que poluem os rios, lagos, fl orestas e cidades do nosso planeta. Mas também é dessa ciência que vem a ajuda, ou seja, a solução para muitos desses problemas com poluição e degradação do meio ambiente.

Marie Curie: Professor, a bomba atômica também é um exemplo ruim da Química?

Prof. Dalton: Não tenha dúvida, mas os mesmos conhecimentos empregados para a construção da bomba atômica também servem para a produção de energia em usinas nucleares. Além disso, não esqueça que a Química tem aumentado a qualidade de vida de todo mundo. Como exemplos, temos os produtos de limpeza, cosméticos, a fabricação de vidros, a produção de combustível, borracha, aço, plásticos, metais, tintas, fertilizantes agrícolas, papel e atualmente o silício das placas de computadores.

Lavoisier: A Química também está no computador??? Como seria a minha vida sem computador?????? Agora estou começando a gostar dessa tal de QUÍMICA!

Atividade 1


Os nomes dos personagens desse diálogo foram emprestados de cientistas importantes. Faça uma pesquisa na internet sobre tais cientistas e suas contribuições para o avanço da Química.


Figura 1 – Composição química do corpo humano; quantidade aproximada de componentes químicos de um homem com cerca de 70 kg.

O diálogo nos leva a pensar o quanto a Química está presente no nosso dia a dia. Todos nós vivemos (e interagimos) num mundo natural formado por substâncias químicas. Ao folhear este material, você está manipulando substâncias. Você se veste e se alimenta de substâncias. Ao respirar, você está capturando substâncias do ambiente. Sua capacidade de perceber substâncias é que lhe permite identifi car sabores e aromas. Substâncias químicas imprimem cores ao ambiente. Enfi m, você mesmo é uma mistura fascinante de substâncias químicas! Veja a Figura 1. É por isso que estudar Química signifi ca compreender melhor o mundo e nós mesmos.

O entendimento das substâncias, sua composição, estrutura, propriedades e transformações é o alvo de estudo da Química.

Muitos de nós, professores formados ou em formação, nos perguntamos como despertar o interesse dos alunos para o estudo da Química ou como relacioná-la ao contexto social. Pensando nisso, alguns aspectos importantes da aplicação da Química no nosso dia a dia serão abordados em seguida. Mas, antes disso, dedique um pouco de tempo à Atividade 2.

Atividade 2


Qual a intenção dos anunciantes quando utilizam tais propagandas enfatizando a ausência de química em seus produtos? Qual a incorreção desses anúncios?

A Química surgiu naturalmente da necessidade de o homem conhecer o seu ambiente e solucionar problemas práticos da natureza que contribuem na melhoria da qualidade de vida e conforto da população. Entretanto, para grande parte das pessoas, o termo Química tem uma conotação negativa. Leia as frases de efeito comercial a seguir:


Contribuições da Química para a sociedade

Como vimos há pouco, a Química é a ciência que trata da matéria e suas transformações. Não é de hoje que o homem começou a “fazer química” e utilizá-la para transformar seu ambiente. Nos primórdios da história, o homem aprendeu a usar o fogo, abrindo caminho para inúmeros processos de transformação de matérias-primas em objetos úteis. Essa habilidade, que nos distingue dos outros animais, além de transformar a nutrição e o próprio comportamento do homem primitivo, deu início à tecnologia.


FERRO NELES!

A vida do homem mudou muito quando ele aprendeu a mexer com esse metal duro e resistente.

Algum dia, há milhares de anos, o infeliz proprietário de uma espada de bronze topou com o dono de uma espada de ferro e descobriu as vantagens desse metal. Sobreviveu, mas passou o resto da vida tentando imaginar como o inimigo tinha conseguido transformar aquelas pedras escuras e imprestáveis num metal mais importante que o próprio ouro.

É impossível saber exatamente quando o homem descobriu e aprendeu a lidar com os metais. Tendo como base cálculos arqueológicos, sabe-se que essa arte – a metalurgia – é anterior à escrita.

Os primeiros metais que o homem primitivo conheceu foram aqueles encontrados em estado puro: uma pouco de cobre, algum ouro e provavelmente o ferro retirado de meteoros. Por outro lado, é muito raro encontrar os metais em estado puro na natureza; em geral, eles estão combinados com outros elementos e assim são chamados de minérios. Normalmente, os metais se combinam com o oxigênio, formando óxidos, como a ferrugem.

Mas, como o homem primitivo conseguiu reduzir o minério em metal puro? É fácil imaginar uma cena do homem primitivo: uma caverna que, sabemos hoje, era rica em minério, os restos de uma fogueira que durou o inverno inteiro. Na verdade, eles tinham descoberto a redução, o processo de eliminação do oxigênio do minério através da combustão, deixando o metal quase puro.

Font

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Máquinas eEquipamentos

IndústriaAutomotiva

UtilidadesDomésticas

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9%

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A produção de novas substâncias foi importante para o aumento da produção de alimentos. Nesse sentido, destaca-se o uso de fertilizantes (adubos) e agrotóxicos que contribuem para um mais rápido e saudável crescimento das plantações e culturas. Outros produtos da Química, como conservantes, antioxidantes, aromatizantes, adoçantes, corantes e estabilizantes, também são empregados na produção de alimentos industrializados.

Por sinal, as indústrias são, provavelmente, o setor onde a Química tem mais contribuído. As refi narias de petróleo, por exemplo, realizam o processo químico de limpeza e refi no do óleo bruto para produzir diversos combustíveis, como: diesel, gasolina, querosene, gás e outras substâncias que são usadas por outras indústrias ou por nós mesmos, no dia a dia. Em função do aquecimento global, a busca por novas alternativas de fontes de energia tem solicitado, mais uma vez, os conhecimentos da Química. Uma delas é o biodiesel, produzido por transformações químicas de óleos de plantas, muitas delas comuns no Brasil, como a mamona, o dendê e a soja. O biodiesel é uma fonte renovável de energia e seu uso diminui o impacto no meio ambiente. As usinas nucleares empregam a energia térmica liberada das fi ssões nucleares para aquecer água e, com o vapor produzido, mover turbinas geradoras de eletricidade. Países com recursos hidrelétricos limitados, como os da Europa e o Japão, usam intensamente as usinas nucleares. No Brasil, embora não sejam essenciais, essas usinas podem reforçar e ampliar a capacidade de geração de energia, contribuindo para o avanço da indústria.

Observe os objetos ao seu redor. Certamente, você encontrará muitos deles feitos com o polímero sintético que transformou o mundo de materiais do século XX: os plásticos. Na verdade, os polímeros são conhecidos (e usados) desde a Antiguidade, só que eram polímeros naturais, como a celulose, a borracha, o amido e o colágeno (proteína que é a base do couro e da gelatina). Os polímeros sintéticos imitam os naturais e, em determinadas circunstâncias, superam a natureza na produção de materiais que podem combinar leveza, fl exibilidade, resistência, transparência ou isolamento térmico e elétrico, dentre outras características. Assim, a grande variedade de tipos e propriedades dos polímeros artifi ciais permite seu emprego na confecção de móveis e estofamentos, material de isolamento térmico e elétrico, CDs, fi lmes, recipientes e garrafas, roupas impermeáveis, tubos, espumas, revestimentos e carcaças de eletrodomésticos, embalagens e sacolas. A Figura 2 ilustra a contribuição dos plásticos no nosso cotidiano.

Fertilizantes químicos

Fertilizantes químicos são produtos que enriquecem o solo, pois são constituídos de nutrientes fundamentais para as plantas: nitrogênio (N), fósforo (P) e potássio (K), além de outros.

Agrotóxicos

Agrotóxicos são drogas de origens diversas que combatem pragas e outros agentes que destroem as plantações (ervas daninhas, insetos, bactérias e fungos).

Aquecimento global

Aumento da temperatura média dos oceanos e do ar perto da superfície da Terra provocado por causas diversas, tais como variação na atividade solar, erupções vulcânicas e concentração atmosférica de gases do efeito estufa (especialmente CO

2, que é

produzido nas queimas de combustíveis fósseis)

Fissão nuclear

Reação em cadeia de quebra de núcleos de átomos instáveis (como o urânio, U-235), provocada pelo bombardeamento desses núcleos com nêutrons, produzindo uma grande quantidade de energia.

Polímeros

Polímeros (de “muitas partes”) são macromoléculas formadas pela união de várias unidades, chamadas monômeros (“uma parte”), que se repetem.Figura 2 – Aplicações dos plásticos no dia a dia


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9.

E onde está a Química quando fi camos doentes? Pois é, existem inúmeras substâncias químicas naturais ou sintéticas que são importantes para curar doenças e até salvar vidas. Você mesmo já deve ter usado antigripais, anti-infl amatórios e antibióticos, que são exemplos de medicamentos comuns. A busca do homem por substâncias que pudessem combater doenças é também uma história antiga... o início se deu com o emprego de extratos vegetais e animais; depois, foi a vez de uso dos sais metálicos, especialmente de antimônio e mercúrio. Hoje, técnicas químicas sofi sticadas permitem produzir novos fármacos ou purifi car e modifi car princípios ativos já disponíveis na natureza. Atualmente, existem, inclusive, programas de bioinformática que permitem testar a efi ciência de moléculas antes mesmo de sintetizá-las, economizando, assim, tempo e dinheiro na produção de novos medicamentos.

Os avanços da Química permitiram ao homem conhecer e manipular as substâncias do seu próprio corpo e de outros seres vivos. Graças ao entendimento da estrutura do DNA e de

Atividade 3


como essa molécula funciona no comando dos eventos celulares, foi possível desenvolver toda uma engenharia que contribui, por exemplo, para o diagnóstico de determinadas doenças (e com maior precisão), a produção de hormônios em escala industrial utilizando bactérias, o desenvolvimento de plantas resistentes a pragas e doenças, o enriquecimento nutricional de produtos de origem vegetal e animal, a melhoria das técnicas de identifi cação humana para investigações criminais e a produção de vacinas mais puras.

A Química também contribui para a manutenção do meio ambiente de diversas maneiras, como, por exemplo, pela reciclagem de materiais. Por meio dessa estratégia é possível separar e transformar as substâncias dos rejeitos industriais ou do lixo, dando-lhes “vida” e uma nova utilidade, sem recorrer à produção de mais – evitando, assim, o agravamento da poluição. Não só a reciclagem de materiais (que começa por cada um de nós, no íntimo da nossa casa), mas através da Química consegue-se reverter praticamente todos os danos causados ao ambiente. De fato, a maioria dos resíduos e subprodutos poluentes da indústria química pode ser reduzida a níveis aceitáveis através de tecnologia já existente. Essas, no entanto, não são adotadas por razões econômicas ou devido à inexistência de legislação mais rigorosa.

No campo da informática, a Química também foi determinante. Uma das estrelas no avanço desse setor foi o elemento químico silício, um semicondutor abundante na natureza. O silício é utilizado para a produção de ligas metálicas importantes na indústria eletrônica e microeletrônica, sendo a matéria-prima de transistores, chips e fotocélulas.

Uma frente promissora de avanço atual da Química e que tem ocupado o espaço de muita publicidade é a nanotecnologia. Ela trata das nanopartículas com o objetivo de desenvolver materiais com propriedades totalmente novas, como biossensores para análise da composição de bebidas, transportadores moleculares de drogas que as direcionam especifi camente para células cancerígenas, plásticos com melhor vedação ou biodegradáveis, fi bras autolimpantes e antibacterianas, fi lmes antirrefl exivos para lentes de óculos, além de um conjunto de minúsculos fi os, transistores, interruptores, engrenagens e motores para uso em robótica e para o desenvolvimento de nanomáquinas.

Nanopartículas

Nanopartículas são porções da matéria que medem entre 1 e 100 nanômetros (10–9 a 10–7 m) e que apresentam propriedades diferentes do mesmo material sólido macroscópico.

Como você pode ver, a Química apresenta um caráter interdisciplinar, servindo como suporte para a compreensão e solução de problemas em diversas áreas da sociedade moderna. Com base no diálogo e no texto acima, complete o esquema abaixo relacionando a Química a outros setores de atividades da sociedade. Você pode acrescentar ainda outras que não tenham sido abordadas nos exemplos do texto, mas que são relacionadas à Química.


Consequências do uso inadequado da Química para a sociedade

Como já foi descrito, a Química contribuiu para vários avanços na sociedade moderna. Entretanto, o mau uso dessa Ciência tem causado graves problemas à humanidade, principalmente ambientais, como a poluição química causada pela presença em

excesso de produtos químicos nocivos ou indesejáveis no ambiente. Tais consequências são responsáveis pela percepção negativa da Química na nossa sociedade.

Os agentes químicos poluidores mais comuns são os fertilizantes agrícolas e agrotóxicos (usados para o melhor rendimento da colheita); compostos orgânicos sintéticos, como plásticos, detergentes, tintas, solventes e herbicidas, dentre outros; e compostos inorgânicos e minerais que, quando derramados nas águas, causam modifi cações no pH (acidez ou alcalino) e salinidade, assim como podem torná-las tóxicas. Fertilizantes e agrotóxicos, quando aplicados sobre os campos de cultivo, podem atingir os corpos d’água diretamente, através da água da chuva e da irrigação, chegando aos lençóis freáticos. Metais pesados (Cu, Zn, Hg, Pb, Ni etc.), quando em excesso nas águas, são bioacumulados nos organismos, uma vez que não são metabolizados, causando danos em seu sistema nervoso central.

O controle dessa poluição pode ser realizado de forma tradicional, tratando os efl uentes gerados pelos esgotos domésticos, agricultura e indústria, ou evitando o problema através

Atividade 4


da conscientização das pessoas para a redução do lixo doméstico e minimização de rejeitos industriais. Diante disso, a nossa responsabilidade como educadores é despertar a atenção dos nossos alunos para essa questão, contribuindo para a formação de cidadãos compromissados com a melhoria da qualidade de vida da nação.

Na Aula 2 (Química no Ensino Fundamental para formar cidadãos) você vai estudar aspectos do ensino de Química voltados para a formação de cidadãos conscientes da preservação do meio ambiente. Para isso, eixos temáticos propostos nos Parâmetros Curriculares Nacionais (PCNs) serão utilizados como base para propor atividades de Química associando ciência, tecnologia e sociedade.

Assim, podemos perceber que os avanços na área científi ca e tecnológica são importantes para o desenvolvimento do nosso planeta e que isso só se torna possível quando se faz uso adequado e responsável dos conhecimentos da Química.

Biota

Conjunto de seres vivos que habitam um determinado espaço geográfi co, neste caso, a fauna e fl ora do ambiente aquático.

Aos químicos, compete a tarefa de descobrir substâncias menos nocivas ao ambiente; aos engenheiros químicos, o desenvolvimento de processos que produzam bens de consumo com o mínimo de rejeito e o máximo de reciclagem; e aos professores, a responsabilidade de conscientização social e ambiental dos conhecimentos químicos. (AZEVEDO, 1999).

A biota aquática está constantemente exposta a um grande número de agentes químicos tóxicos, oriundos de diversas fontes, como efl uentes industriais, processos de drenagem agrícola, os derrames acidentais de lixos químicos e os esgotos domésticos lançados em rios e mares. Quando lançadas no ambiente aquático, essas substâncias são capazes de interagir com o organismo vivo, causando múltiplas alterações que podem gerar graves desequilíbrios ecológicos. Tradicionalmente, as técnicas para a avaliação desses impactos vêm sendo divididas em duas abordagens principais: aquelas associadas aos níveis superiores de organização, tais como populações, comunidades e ecossistemas; ou aquelas associadas ao nível individual, que inclui alterações na integridade da membrana celular, no transporte de íons, no metabolismo celular e em atividades enzimáticas. Os componentes dessa última abordagem são também chamados de bioindicadores.

Texto adaptado de Ariais et al (2007).

Com relação ao texto anterior, pesquise na internet e responda as questões a seguir.

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O que são bioindicadores?

Estabeleça a relação entre metais pesados e atividade enzimática.

Leituras complementaresSILVA, Luciana Almeida; ANDRADE, Jailson B. de. Química a serviço da humanidade. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, n. 5, 2003.

Este artigo discute o papel da Química na melhoria da qualidade de vida e conforto da população. Dá ênfase à compreensão das constantes transformações que ocorrem no planeta, envolvendo um ciclo que abrange os três grandes compartimentos do globo terrestre: atmosfera, hidrosfera e litosfera. Os autores ressaltam que só o uso adequado da Química poderá contribuir para atenuar a fome, melhorar a qualidade de vida e conforto da população, construir uma indústria sustentável, bem como preservar o ambiente e o patrimônio artístico e cultural. O texto também reforça que sem a Química seria impossível manter a qualidade de vida da humanidade com alimentos, segurança ambiental, longevidade e conforto.

SILVA, Suzeley Leite Abreu; VIANA, Marcelo Machado; MOHALLEM, Nelcy Della Santina. Afi nal, o que é nanociência e nanotecnologia?: uma abordagem para o ensino médio. Química Nova na Escola, v. 31, n. 3, ago. 2009.

Resumo


Utilizando a história de uma aluna do Ensino Médio e dos seus diálogos com a sua professora num ambiente escolar, os autores abordam conceitos básicos sobre nanociência e nanotecnologia. Após uma breve recordação sobre teoria atômica, os autores situam o mundo nanométrico no sistema métrico de medidas e exemplifi cam nanopartículas destacando sua importância na produção de materiais com novas propriedades. Conceituam nanociência e nanotecnologia, relacionando suas inovações tecnológicas e aplicações na atualidade e também para o futuro. Abordam ainda aspectos de riscos para a sociedade numa visão ética de ciências.

INOVAÇÃO TECNOLÓGICA. Disponível em: <http://www.inovacaotecnologica.com.br/>. Acesso em: 11 set. 2009.

Na seção de nanotecnologia deste endereço eletrônico, você encontrará um grande número de exemplos de aplicações da nanociência.

EMSLEY, John. Moléculas em exposição: o fantástico mundo das substâncias e dos materiais que fazem parte de nosso dia-a-dia. São Paulo: Ed. Edgar Blücher, 2001.

Este livro apresenta um panorama amplo e direto do mundo das moléculas, questionando e abordando uma série de mitos relacionados a várias substâncias com as quais lidamos em nosso cotidiano. O texto é de leitura agradável, dirigido para o público em geral (e não técnico) e traz informações gerais e curiosidades sobre várias moléculas, elementos químicos e metais. As substâncias são expostas como obras de arte organizadas por temas (galerias), em que destacamos o quadro 4 (O elemento enigmático – Ferro) da galeria 2 (Testando o seu metal).

TORRES, Alcione. Ensino de química: blog. Disponível em: <http://ensquimica.blogspot.com/2009/04/limpeza-sem-quimica.html>. Acesso em: 11 set. 2009.

Neste blog de ensino de Química, o autor faz um comentário acerca dos equívocos da matéria Limpeza de volta ao básico, publicada na revista Veja, edição 2108 de 15 de abril de 2009 (disponível em: <http://veja.abril.com.br/150409/p_098.shtml>).

Nesta aula você observou que, por ser uma ciência que se preocupa em entender o mundo material, a Química está inserida no dia a dia, sendo muito importante para a compreensão dos fenômenos naturais e cotidianos. Além disso, você viu que a Química é uma importante ferramenta para o desenvolvimento tecnológico e industrial, sendo útil no desenvolvimento de novos materiais de interesse para um grande número de setores da sociedade. Contudo, o uso inadequado dessa ciência traz consequências negativas para a sociedade, as quais devem ser alertadas pelos professores com a fi nalidade de formar cidadãos conscientes e preocupados com a melhoria das condições ambientais e sociais.

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AutoavaliaçãoO que é a Química?

Discuta a afi rmativa: os alimentos orgânicos são saudáveis porque são produzidos sem química.

Como os conhecimentos empregados para a construção da bomba atômica são empregados de forma útil para a sociedade?

Complete a tabela correlacionando avanços tecnológicos, quais os danos de um uso inadequado desses avanços e qual a solução para resolver o problema gerado.

Avanço tecnológico Danos decorrentes do uso inadequado do avanço

Soluções para resolver o problema gerado

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ReferênciasARIAS, Ana Rosa Linde et al. De bioindicadores na avaliação de impacto e no monitoramento da contaminação de rios e córregos por agrotóxicos. Ciência e Saúde Coletiva, v. 12, n. 1, p. 61-72, 2007.

ATKINS, P. W. Moléculas. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2000.

AZEVEDO, Eduardo Bessa. Poluição vs tratamento de água: duas faces da mesma moeda. Química nova na escola, v. 10, 1999.

LIMA, Maria Emília Caixeta de Castro; AGUIAR JÚNIOR, Orlando Gomes de; BRAGA, Selma Ambrozina de Moura. Aprender ciências: um mundo de materiais. Belo Horizonte: Ed. UFMG, 1999a. (Livro do Professor).

______. Aprender ciências: um mundo de materiais. Belo Horizonte: Ed. UFMG, 1999b. (Livro do aluno).

MAGOSSI, L. R.; BONACELLA, P. H. Poluição das águas. São Paulo: Editora Moderna, 1997.

RAMALHO, R. Controle de poluição de águas. Madri: Reverté, 1983.

SILVA, Luciana Almeida; ANDRADE, Jailson B. de. Química a serviço da humanidade. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, n. 5, 2003.

Anotações

Anotações


A química no ensino fundamental para formar cidadãos

2Aula

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ApresentaçãoO impacto que as novas tecnologias vêm causando em nível pessoal, social e ambiental

impõe a necessidade de se estabelecer novas normas éticas de conduta para a sociedade. Por isso, é imperativo o ajuste do professor de Ciências para esse novo desafi o, que é formar novos cidadãos conscientes com sua responsabilidade social, ambiental e ética.

Nesta aula, serão abordadas tendências que levaram ao desenvolvimento de um ensino de Química direcionado para a formação de cidadãos, assim como a importância dos Parâmetros Curriculares Nacionais para o planejamento dessas atividades didáticas e da inclusão de temas químicos sociais para desenvolver a cidadania. Mostramos também alguns desafi os de se ensinar Química cidadã no Ensino Fundamental, destacando a fragmentação do ensino de Química/Ciências e a seleção de conteúdos que desenvolvem uma postura cidadã.

ObjetivosRelacionar as tendências do ensino de Ciências com as necessidades da sociedade atual.

Descrever a importância dos eixos temáticos e orientações propostos nos Parâmetros Curriculares Nacionais.

Questionar a estrutura tradicional do ensino de Ciências no Ensino Fundamental.

Identifi car conteúdos de Química que desenvolvam uma postura cidadã.


Considerações iniciais sobre o ensino de Química/Ciências no contexto atual

Durante muito tempo, o ensino de Ciências foi baseado apenas nas observações de fenômenos da natureza e na realização de experimentos. A aprendizagem do aluno dependia da capacidade de transmissão de conhecimentos do professor, que se limitava

aos conceitos prontos descritos nos livros didáticos e outros recursos. Entretanto, os avanços da tecnologia e seus impactos na sociedade provocaram mudanças na postura do ensino de Ciências, que inclui a Química no Ensino Fundamental. Entre essas mudanças, destaca-se a preocupação em ensinar Química/Ciências para formar cidadãos, ou seja, preparar o indivíduo para que ele compreenda e faça uso de conhecimentos químicos fundamentais para a sua participação efetiva na sociedade tecnológica em que vive. Mas, o que signifi ca ensinar Química para formar cidadãos? Você está preparado para essa proposta de ensino?

Enquanto isso, na sala dos professores, Prof. Rutherford e o Prof. Linus Pauling discutem sobre formas de ensino de Química no Ensino Fundamental.

Prof. Rutherford: Esses alunos não querem mais nada com os estudos. Todos reclamam de Química.

Prof. Linus Pauling: Eu já tive essa difi culdade, mas depois que eu mudei a concepção acerca de nosso papel como educador, eu consegui conquistar o aluno.

Prof. Rutherford: Não há nada de errado com minha metodologia, o erro está no aluno.

Prof. Linus Pauling: Como é a sua metodologia?

Prof. Rutherford: Eu trabalho os fenômenos da natureza e realizo experimentos baseados nos livros didáticos.

Prof. Linus Pauling: Eu trabalhei durante muito tempo dessa forma, porém, observei que esses exemplos prontos e acabados de um conhecimento apresentado por um livro didático eram enfadonhos para o aluno. No momento em que passei a trabalhar fenômenos químicos do seu cotidiano, estimulando a construção de conceitos, pude ter uma maior participação do aluno e melhores resultados na sua aprendizagem.

Prof. Rutherford: Poxa, Linus, isso dá muito trabalho. Vou ter de pesquisar e estudar...

Atividade 1


Prof. Linus Pauling: Mas esse é o nosso trabalho! De que outra forma faremos com que nossos estudantes pesquisem e estudem? Desculpe a franqueza!!! Mas você está repetindo o certo e não está estimulando o aluno a refl etir e problematizar o conteúdo.

Prof. Rutherford: Eu só estou ensinando como eu fui ensinado.

Prof. Linus Pauling: Mas a realidade da sociedade atual é diferente de quando fomos ensinados. Hoje o ensino está voltado para a formação de cidadãos conscientes de sua responsabilidade social.

Prof. Rutherford: Ficou ainda mais complicado... Como vou ensinar o conteúdo de Química para formar cidadãos?

Prof. Linus Pauling: Ensinar é rever paradigmas. Reavalie os seus e tente elaborar uma forma de aproveitar as experiências e realidades de vida do seu aluno para ensinar Química.

Os nomes dos personagens desse diálogo são de cientistas importantes para o avanço da Química. Pesquise na internet sobre a importância desses cientistas para essa ciência.


Tendências que reforçam o ensino de Química para a cidadania

Assim, como o prof. Rutherford, você tem dúvida de como ensinar o conteúdo da Química para formar cidadãos? O ensino de Química para formar cidadãos surge a partir da tendência de ensino denominada “Ciência, Tecnologia e Sociedade” (CTS), que enfatiza

conteúdos socialmente relevantes e a integração de conteúdos com um caráter interdisciplinar. Dessa forma, os alunos se tornam capazes de integrar o mundo natural (conteúdo de Ciências) com o mundo construído pelo homem (tecnologia) e o social (sociedade). Quando comparamos o ensino tradicional com o de CTS (Quadro 1), notamos que a abordagem desse último é caracterizada pela organização dos conceitos centrados em temas sociais, pelo desenvolvimento de atitudes de julgamento e por uma concepção de Ciência voltada para o interesse social, visando compreender suas implicações sociais. Por outro lado, o ensino clássico valoriza o conteúdo específi co de Ciências e não suas aplicações sociais.

ABORDAGEM TRADICIONAL ABORDAGEM DE CTS

Classifi cação e propriedades dos metais e não-metais.Diversidade e funções de materiais metálicos de uso diário (incluindo problemas de desperdício e de desuso).

Desenvolvimento dos conceitos de maleabilidade, dureza, densidade etc.

Produção de materiais referentes às propriedades e aplicações dos metais.

Estudo das propriedades físicas e químicas e das aplicações de metais selecionados, e.g. chumbo, ferro, cobre.

Visão histórica da descoberta dos metais e ligas metálicas, bem como dos efeitos sobre a tecnologia e a sociedade.

Estrutura atômica e cristalina, propriedades e uso. Pesquisa sobre metais, ligas e processos, os quais têm estimulado o desenvolvimento de novas tecnologias.

Principais conquistas que ocorreram nas pesquisas com metais, especialmente no campo de ligas metálicas, e novos meios que estão sendo pesquisados atualmente para extração de metal.

Interpretações atuais sobre metais e ligas metálicas e a busca de novos conhecimentos.

Quadro 1 – Comparação entre o ensino tradicional e o ensino de CTS em relação à unidade metais

Fonte: Adaptado de Santos e Schnetzler (2003).

Essa proposta de ensino foi reforçada quando o Ministério da Educação e Cultura (MEC) elaborou os Parâmetros Curriculares Nacionais (PCN) e organizou de forma articulada os diferentes conceitos, procedimentos, atitudes e valores em quatro eixos temáticos: Ser humano e Saúde; Vida e ambiente, Terra e Universo e Tecnologia e Sociedade. Em cada um deles, são abordados os conteúdos de ciências naturais que podem ser trabalhados e as orientações didáticas que devem ser consideradas no planejamento das atividades para os referidos temas e ciclos de escolaridade. Assim, o professor pode trabalhar o conteúdo de Química/Ciências utilizando um ou mais eixos temáticos (Figura 1). Mas, para isso, ele precisa dominar o

Atividade 2

Terra e Universo

Tecnologia e sociedade

Ser humano e saúde

Vida e Ambiente


conteúdo de Química, saber selecionar os conteúdos mais relevantes, e também ter uma visão crítica sobre as implicações sociais da Química para poder contextualizá-los.

Figura 1 – Eixos temáticos para o ensino de ciências naturais

Leia os eixos temáticos dos PCN propostos para o ensino de Ciências Naturais no 4º ciclo, disponíveis no site <http://portal.mec.gov.br/seb/arquivos/pdf/ciencias.pdf>. Identifi que conteúdos de Química que podem ser abordados dentro de cada eixo e proponha uma atividade que relacione esses conteúdos com os eixos temáticos Vida e Ambiente e Tecnologia e Sociedade.

Quem resolve os problemas da humanidade?

Nova postura

Temas químicos sociais

Posturaantiga

Informaçãoquímica

Contextosocial

Os cientistas Cidadãos ecientistas


Dessa forma, o ensino de Química para a cidadania precisa ser centrado na inter-relação de dois componentes básicos: a informação química e o contexto social (Figura 2). Assim, trabalhar temas químicos sociais desenvolve atividades de cidadania juntos aos alunos, como a participação e a capacidade de tomar decisões com consciência de suas consequências. Entretanto, esses temas não podem ser considerados apenas como elementos de motivação ou um conteúdo adicional, mas como um poderoso recurso para auxiliar na formação da cidadania. Assim, os problemas da humanidade deixam de ser resolvidos exclusivamente pelos cientistas e passam a ser solucionados com a participação integrada do cidadão com os cientistas.

Figura 2 – Nova postura de participação dos cidadãos na resolução de problemas da humanidade.


O que é cidadania?

Nunca se falou tanto em violência, em nossa sociedade, como nos últimos anos. Um exemplo muito presente no nosso dia a dia é a violência gerada pelas torcidas organizadas de times de futebol. Muitos torcedores estão deixando de ir aos estádios de futebol para assistirem de perto seus times favoritos e seus ídolos jogarem com medo dessa cruel realidade. Os jovens estão perdendo o senso de participação e obediência dos princípios de convivência humana, o que é resultado de uma total falta de conhecimento da cidadania. Mas, afi nal, o que é cidadania? O que é ser um cidadão?

Somos integrantes de um mundo constituído pela nossa família, cidade e pátria, onde convivemos uns com os outros. O cidadão participa do crescimento e das decisões nos destinos da família, cidade e pátria. Dessa forma, a pessoa torna-se cidadão quando intervém na realidade em que vive, tomando atitudes e decisões que venham a contribuir para o pleno desenvolvimento da sociedade. O verdadeiro cidadão procura zelar pelo bem público, respeitar as pessoas e os locais que frequenta. O lazer é um direito de todos, cada qual da forma que achar melhor. Mas evitando a violência, a discórdia, o confl ito. Assim, exercer a cidadania é ter direitos e deveres que favoreçam o crescimento de uma sociedade sadia.

Como trabalhar a Química cidadã no Ensino Fundamental?

Na Aula 1 (A importância da Química no nosso dia a dia), você observou como a Química está presente no nosso dia a dia, explicando fenômenos e contribuindo para os avanços tecnológicos. Mas, por que os alunos não conseguem relacionar conteúdos da Química

com eventos da vida cotidiana? Por que muitos deles mostram difi culdade em aprender Química? Diante dessa realidade, como então trabalhar o conteúdo de Química preparando nossos jovens para o exercício da cidadania?

O grande desafi o do professor na Química cidadã é estabelecer pontes entre os fenômenos do dia a dia com os conceitos, modelos e teorias científi cas. Para tanto, o professor deve levar em conta o conhecimento prévio dos alunos; promover uma discussão dos saberes das outras disciplinas e escolher e privilegiar conceitos centrais que possam promover refl exões sobre a natureza das Ciências e suas relações com a tecnologia e sociedade contemporânea. Entretanto, o professor deve integrar esses pontos e fi car atento aos recursos didáticos disponíveis (quadro-negro, vídeos, revistas, retroprojetor etc.) para que não elabore uma metodologia que não possa ser aplicada à sua realidade em sala de aula.

Seleção doconteúdo Interdisciplinaridade Conhecimento

prévio dos alunosRecursos

didáticos disponíveis


Figura 3 – A busca do equilíbrio no planejamento de atividades didáticas

Outra preocupação é superar a fragmentação com que vêm sendo tratados os conteúdos das Ciências nos anos fi nais do Ensino Fundamental (3º e 4º ciclos), uma vez que alguns professores trabalham o conteúdo de Química isoladamente no último ano. Durante os anos que antecedem o 9º ano, conteúdos como ar, água, ser vivo, alimentação, transformações, fenômenos, entre outros, são abordados no ensino de Ciências. Mas esses temas não são assuntos de Química? Por que o conhecimento químico é abordado apenas em um semestre no último ano do Ensino Fundamental? Assim, é interessante que o conhecimento químico permeie toda a área de Ciências. Para isso, o professor pode evidenciar exemplos da Química em vários temas do ensino de Ciências, como na apresentação da reação da fotossíntese, da composição da água, dos constituintes de produtos alimentícios ou do lixo. Entretanto, devemos nos preocupar em utilizar uma linguagem química simplifi cada e respeitar a capacidade cognitiva dos alunos nesses anos para que o aprendizado seja satisfatório.

Outro aspecto que deve ser levantado é: quais conteúdos químicos desenvolvem uma postura cidadã? Pensando nisso, sugerimos alguns temas baseados nas orientações dos PCN:

o manuseio e utilização de substâncias;

o consumo de produtos industrializados;

a segurança do trabalhador;

os efeitos da Química no meio ambiente;

a interpretação de informações químicas veiculadas pelos meios de comunicação;

avaliação e compreensão do papel da Química e da Ciência no avanço da sociedade.

Mas, como abordar tais conteúdos? Uma forma interessante é trabalhar os direitos do consumidor. Dentre as atividades, podemos citar: ler e interpretar instruções de embalagens sobre a utilização e conservação de produtos químicos; compreender os cálculos relacionados à concentração dos ingredientes ativos, relacionando-os com o preço; identifi car as possíveis consequências dos processos tecnológicos presentes nos produtos que ele está sendo consumido.

Atividade 3


Suponha que você vai lecionar Química em uma turma de Ensino Fundamental. O coordenador solicita os objetivos de sua disciplina. Proponha alguns objetivos do ensino de Química para formar cidadãos.

Qual a missão da escola: formação profi ssional ou cidadania?

Uma pesquisa CNT/Sensus encomendada pela revista Veja sobre qual a principal missão da escola ouviu 3.000 pessoas de 24 estados brasileiros, entre pais, alunos e professores de escolas públicas e particulares. Os resultados mostraram que a maioria dos alunos acha que a escola contribui principalmente para sua formação profi ssional. Por outro lado, para os professores, a principal contribuição da educação é a cidadania. Já os pais estão divididos entre a formação de cidadãos e formação profi ssional. Assim, essa pesquisa revela a importância de refl etirmos sobre o papel da educação no nosso país, e de promovermos diálogos entre professores, alunos e pais, com a fi nalidade de defi nir a verdadeira missão das escolas na sociedade.

O PAPEL DA ESCOLA

Qual é a principal missão da escola?

Formar cidadãos

Contribuir para aformação profissional

Ensinar as matérias

78%78% 44%44% 29%29%

14%14% 44%44% 60%60%

8%8% 12%12% 11%11%

PROFESSORES PAIS ALUNOS


Leituras complementaresBRASIL. Ministério da Educação. Secretaria de Educação Básica. Ensino fundamental de nove anos: orientações gerais. Brasília, 2004. Disponível em: <http://portal.mec.gov.br/seb/arquivos/pdf/Ensfund/noveanorienger.pdf>. Acesso em: 2 out. 2009.

Esse texto representa um documento elaborado pela Secretaria de Educação Básica (SEB)/Departamento de Políticas de Educação Infantil e Ensino Fundamental (DPE)/Coordenação Geral do Ensino Fundamental (COEF), e relata aspectos que levaram à ampliação do Ensino Fundamental para 9 anos. No texto, são abordadas as características da proposta de ampliação, e a necessidade de reorganizar a sua estrutura, as formas de gestão, os ambientes, os espaços, os tempos, os materiais, os conteúdos, as metodologias, os objetivos, o planejamento e a avaliação. O documento relata a importância de tornar o ambiente no qual as crianças estão inseridas prazeroso e propício à aprendizagem.

FIGUEIREDO, Helder de; LIMA, Paula e Maria Emília Caixeta de Castro. Educação em Ciências, letramento e cidadania. Química Nova na Escola, n. 26, Nov. 2007.

Este artigo discute diversas questões relacionadas ao letramento no ensino de Ciências objetivando a formação de cidadãos. Durante o texto, os autores questionam a expressão “letramento científi co” e mostram a importância de relacionar esse termo com a educação em Ciências. Além disso, eles refl etem sobre a pertinência do letramento científi co para o desenvolvimento de uma postura cidadã, ou seja, formação de cidadãos críticos, solidários e socialmente responsáveis. Assim, esse trabalho resgata pontos de vista e abordagens da educação em Ciências comprometidas com a formação de indivíduos aptos a reivindicar e a exercer a cidadania.

Fonte: Veja, agosto, p. 76-86, 2008.

Resumo

1

2

3

4


AutoavaliaçãoQual contribuição do ensino de CTS para a aprendizagem dos alunos?

O que são temas químicos sociais? Explique a importância de se trabalhar nesse contexto.

Qual a importância do equilíbrio entre recursos didáticos, conhecimento prévio dos alunos, interdisciplinaridade e seleção do conteúdo para o planejamento das atividades didáticas?

Pensando nos conteúdos de Química que podem ser abordados no contexto social, proponha uma atividade que integre o conteúdo de Química e a reciclagem de lixo.

Nesta aula, destacamos tendências que levaram ao desenvolvimento de uma postura de ensino voltada para a formação de cidadãos. Apresentamos também os eixos temáticos para o ensino de Ciências naturais e como eles podem ser úteis na elaboração de uma atividade didática. Ressaltamos, ainda, a importância de se utilizar temas químicos sociais para formar cidadãos críticos, solidários e socialmente responsáveis. Outros aspectos considerados na aula foram os desafi os de se ensinar Química cidadã no Ensino Fundamental, a fragmentação do ensino de Química/Ciências e a seleção de conteúdos que desenvolvem uma postura cidadã.

PLANETA SUSTENTÁVEL. Planos de aulas. Disponível em: <http://planetasustentavel.abril.com.br/planosdeaula/>. Acesso em: 2 out. 2009.

Este site apresenta planos de aulas elaborados a partir de reportagens publicadas na Revista Nova Escola e aborda os conteúdos dentro da perspectiva de ensino para a cidadania.


ReferênciasAURINO, Carlos. O que é cidadania. 15 abr. 2008. Disponível em: <http://www.artigonal.com/adolescentes-artigos/o-que-e-cidadania-387624.html>. Acesso em: 2 out. 2009.

BRASIL. Parâmetros curriculares nacionais: ciências naturais. Brasília: MEC/Secretaria de Educação Fundamental, 1998.

BOLÍVAR, Deborah Maria et al. Ciências naturais. Disponível em: <http://www.vitoria.es.gov.br/secretarias/educacao/diretriz_pdfs/ciencias%20naturais.pdf>. Acesso em: 2 out. 2009.

CHASSOT, Attico Inácio. Catalisando transformações na educação. Ijuí: Editora Unijuí, 1993.

FIGUEIREDO, Helder de; LIMA, Paula e Maria Emília Caixeta de Castro. Educação em Ciências, letramento e cidadania. Química Nova na Escola, n. 26, Nov. 2007.

PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008.

SANTOS, Wildson Luiz P. dos; SCHNETZLER, Roseli Pacheco. Função social: o que signifi ca ensino de química para formar o cidadão? Química Nova na Escola, n. 4, nov. 1996. Química e Cidadania.

SANTOS, Wildson Luiz Pereira do; SCHNETZLER, Roseli Pacheco. Educação em química: compromisso com a cidadania. 3. ed. Ijuí: Ed. Unijui, 2003. (Coleção educação em química).

ZANON, Lenir Basso; PALHARINI, Eliane Mai. A química no ensino fundamental de ciências. Química Nova na Escola, n. 2, nov. 1995. Aprendizado Real.

ZANON, Lenir Basso; MALDANER, Otavio Aloísio. Fundamentos e propostas de ensino de química para a educação básica no Brasil. Ijuí: Ed. Unijuí, 2007. (Coleção educação em química).

Anotações


Relação entre senso comum e o conhecimento científi co

3Aula

1

2

3

4


Apresentação

Sem a Ciência não podemos viver: criação de medicamentos, processamento de dados, aperfeiçoamento das comunicações etc. Dessa forma, é muito comum a visão da Ciência como sendo uma forma superior de saber. A partir da década de 1990, os educadores

questionam essa superioridade, reconhecendo a necessidade de se explorar os saberes populares e integrá-los com os saberes científi cos. Para tanto, devemos lembrar que a cultura popular é transmitida de geração a geração por meio de uma linguagem falada, de gestos ou atitudes, enquanto o conhecimento científi co se baseia em investigações, observações e experimentações. Seria possível trabalhar em sala de aula o senso comum com a Ciência? Pensando nisso, nesta aula, iremos estudar a evolução do pensamento humano, características do senso comum e conhecimento científi co e a importância da relação entre esses dois saberes.

ObjetivosOrdenar os diferentes saberes que constituem a evolução do pensamento humano.

Identifi car características relacionadas ao senso comum.

Caracterizar as etapas do método científi co, destacando a importância de cada uma delas na construção de um indivíduo cidadão.

Estabelecer relação entre o senso comum e o pensamento científi co.


Evolução do pensamento humano A evolução do pensamento humano se confunde com a própria evolução do homem.

Os povos antigos tinham o mito como principal forma de pensamento. O pensamento mítico ou senso comum é transmitido de geração a geração por meio de uma linguagem falada, de gestos ou atitudes, e são transformados à medida que sofrem infl uências externas e internas.

Outra forma de pensamento desenvolvido na Grécia antiga é a Filosofi a. O pensamento fi losófi co marca uma reviravolta na história humana, pois o homem tenta explicar o seu mundo baseado na observação da própria natureza. Foi na Filosofi a que surgiu o pensamento lógico, atualmente a base do conhecimento da sociedade moderna.

A herança do pensamento fi losófi co foi o próprio pensamento científi co. A Ciência herdou da Filosofi a o exercício da observação dos fenômenos e aplicou nela a investigação e a experimentação. Dessa forma, o pensamento científi co é objetivo, experimental, racional e se aproxima do exato. A todo momento você usa esse tipo de pensamento. Quando você decide resolver um problema do seu dia a dia, como retirar uma mancha de sua roupa, é necessário um raciocínio objetivo e experimental. A experiência é a Ciência em ação; nela é preciso a observação, tanto quanto possível, do que é mais signifi cante para o problema, assim como elaborar um MÉTODO para solucioná-lo.

O que é senso comum?

No nosso cotidiano acumulamos conhecimentos relacionados a repetidas experiências casuais, sem observação metódica nem verifi cação sistemática. Esse conhecimento que faz parte de um pensamento genérico de uma época ou de um ambiente popular

é chamado de senso comum. Assim, o senso comum é um saber que nasce da experiência cotidiana, da vida que os homens levam em sociedade. É um saber acerca dos elementos da realidade em que vivemos, tais como hábitos, costumes, práticas, tradições, regras de conduta, enfi m, sobre tudo o que necessitamos para poder nos orientar no nosso dia a dia. Não nascemos sabendo como comer à mesa, acender a luz de uma sala, ligar a televisão etc., mas aprendemos de uma forma natural (espontânea), através do nosso contato com os outros, com as situações e com os objetos que nos rodeiam. Dessa forma, torna-se facilmente compreensível que todos os homens possuam senso comum, mas este pode sofrer variações dependendo da sociedade, grupo social ou grupo profi ssional.

Essas ideias informais não são apenas visões pessoais do mundo, mas refl etem uma visão comum, representada por uma linguagem compartilhada. Essa visão compartilhada constitui o “senso comum”, uma forma socialmente construída de descrever e explicar o mundo.


Entretanto, muitas dessas certezas são questionáveis, pois se baseiam em aparências.

Como ensinar a uma criança que a Terra gira em torno do Sol, se o que ela vê é o movimento do Sol?

Quando uma criança é questionada sobre as cinzas produzidas pela queima de um tronco de madeira, ela afi rma que a matéria “se foi com o fogo”. Como, então, explicar a lei de Lavoisier, que afi rma que “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”, se ela não vê problema em considerar a matéria como algo que aparece e desaparece? Como desmistifi car a ideia de que os gases não podem ter massa ou peso, já que não caem? De fato, para muitas crianças a ideia de que o ar ou um gás possa ter peso é totalmente implausível. Muitos chegam a postular que eles – o ar e o gás – têm peso negativo, porque tendem a fazer as coisas subirem.

Assim, alguns conceitos científi cos precisam ser trabalhados levando em consideração a natureza do conhecimento a ser ensinado, pois alguns deles difi cilmente serão descobertos por indivíduos através de suas próprias observações do mundo natural. Nesse momento, o professor de Ciências deve conferir sentido pessoal à maneira como o conhecimento é gerado e validado, fornecendo informações relacionadas ao conhecimento científi co.

O que é o método científi co?

A infl uência da Ciência na nossa vida é tão signifi cativa que se torna muito difícil imaginar como seria o mundo se o conhecimento científi co não tivesse evoluído. Não existiriam computadores, medicamentos, meios de comunicação e de transportes. Graças à

Ciência sabemos qual a constituição da matéria, a origem da grande diversidade de seres vivos, como os pais transmitem as suas características aos fi lhos, como se formam as montanhas, as estrelas etc. Todos esses conhecimentos e avanços foram gerados através da utilização de um método particular denominado método científi co.

Desde a Antiguidade, os cientistas utilizam os métodos científi cos para estabelecer os conhecimentos na procura das respostas em relação a um fenômeno, associando “causa” e “efeito”. Mas o que é um método? A palavra método é de origem grega e signifi ca o conjunto de etapas e processos a serem vencidos ordenadamente na investigação dos fatos ou na procura da verdade. O instrumento utilizado pela Ciência para formular os problemas científi cos e examinar as hipóteses é denominado “método científi co”. Assim, o método científi co é

RESULTADOSMétodo indutivoMétodo dedutivo

Abordagem experimentalRaciocínio lógico

As etapas doMÉTODO CIENTÍFICO

OBSERVAÇÃO DE FATOS

PROBLEMA

HIPÓTESE

TESTAGEM

começam pela

permite identificar um

leva à construção de uma

será submetida a

por meio de

que se baseia no baseado numa

fornecerá

CONCLUSÕES

permitem formular

que refutamou confirmam a


uma maneira organizada de solucionar um problema. No entanto, nem todo conhecimento organizado ou sistematizado tem caráter científi co. Por exemplo, uma lista telefônica ou um diário de bordo podem conter muitas informações precisas e sistemáticas, mas não constituem qualquer conhecimento científi co.

O método científi co é constituído de etapas específi cas, tais como: a observação do fenômeno, elaboração de hipóteses, teste das hipóteses, generalização e proposição de uma teoria explicativa para o fenômeno (Figura 1).

Figura 1 – Etapas do método científi co

A partir da observação, o cientista pode propor diferentes explicações para a sua ocorrência: as hipóteses. O passo seguinte seria testar cada uma das hipóteses por meio de experimentos. A análise dos resultados desses experimentos levaria à comprovação de alguma hipótese inicial, ou até mesmo à elaboração de novas hipóteses que seriam também testadas em outras situações. A comparação dos resultados de diferentes experimentos pode levar à generalização que em Ciência corresponde ao que chamamos de lei científi ca. Após todos os testes, as explicações que estivessem de acordo com os resultados encontrados passariam a constituir as teorias científi cas.


Francis Bacon propõe o método científi co

Em 1620, o ousado fi lósofo britânico Francis Bacon pu blicou Novum Organum, ou Novo Organon, resposta ao mui venerado Organon, de Aristóteles, livro que ditou as regras da Filosofi a e, portanto, também da Ciência des de que foi escrito, por volta de 350 a.C. Enquanto Aristóteles glorifi cava a autoridade suprema do raciocínio dedutivo em toda busca da verdade, Bacon declarou que, embora a dedu ção funcionasse na Matemática, era inadequada para a pes quisa científi ca. Esta, propunha ele, exigia a indução, ou generalização baseada numa massa de observações rigorosas, derivadas da experiência concreta e de experimentos deliberados. Em resumo, Bacon propunha o que veio a se chamar método científi co: o conhecimento obtido através da experi mentação analisada de forma indutiva. Foi uma proposta ousada, que teve impacto profundo e quase universal não só na Ciência como também no próprio pensamento.

Fonte: Axelrod (2005, p. 78).

Assim, para utilizar o método científi co é indispensável que o aluno organize seu raciocínio seguindo determinadas etapas como a observação, a defi nição e análise do problema, a apresentação das hipóteses, o teste de hipóteses, a experimentação, a análise de resultados e conclusão e a aplicação na vida prática. É importante desenvolver no aluno a capacidade de resolver problemas utilizando o método científi co. Entretanto, isso não signifi ca que se pretende formar cientistas, mas despertar e desenvolver na criança uma atitude científi ca. Quando uma criança investiga buscando resposta a uma pergunta ou solução para um problema, exercita-se a capacidade de enfrentar o problema e saber onde e como buscar as soluções reais.

Como podemos utilizar o método científi co para resolver problemas no nosso dia a dia? Vejamos: muitas vezes, após a alimentação, observamos uma mancha na roupa. Nesse momento, estamos realizando a primeira etapa do método científi co. Em seguida, questionamo-nos sobre a natureza química da mancha: a água retira a mancha ou é preciso usar outro solvente? Nós, então, apresentamos hipóteses, como o emprego do álcool para retirar a mancha, ou será que apenas o detergente retira? Assim, decidimos testar vários solventes para tentar retirar a mancha. Utilizamos então água e álcool, detergentes e até produtos especializados. Sempre analisando e interpretando os resultados, se houve diminuição da mancha ou desgaste do tecido. A partir daí, você confi rma ou refuta as hipóteses que utilizou baseado no resultado: retirou a mancha ou não. Enfi m, você conclui qual a melhor forma de retirar a mancha da roupa e quando novamente manchar com esse mesmo tipo de substância, você utilizará o conhecimento obtido pelas etapas científi cas para facilmente resolver seu problema.


Antoine-Laurent Lavoisier descreve a combustão

Durante a maior parte do século XVIII, os químicos se preocuparam pouquíssimo com medições exatas. Combinavam substâncias e anotavam os resultados. O químico francês Antoine-Laurent Lavoisier adotou uma nova abordagem ao medir as quantidades com grande precisão antes e depois de um processo químico. Em 1772, ele aplicou esta técnica – que podemos chamar de química quantitativa – ao problema da combustão. A principal teoria da combustão sustentava que os objetos combustíveis eram ricos numa subs tância chamada fl ogístico (do grego “acender, pôr fogo”). A queima consumia o fl ogístico, deixando como resíduo a par te da substância que não o continha.

Como prova da teoria do fl ogístico, o químico alemão George Ernst Stahl ressaltou que os materiais combustíveis perdem massa (evidenciado pelo fato de que pesavam menos) depois de queimados. Supunha-se que a massa perdida devia- se ao consumo do fl ogístico. No entanto, Stahl não deu aten ção a uma contradição importante de sua teoria. Conta a seu favor que ele acreditava que o enferrujamento era uma va riante do mesmo processo que ocorre durante a combustão (hoje, reconhece-se que tanto a combustão quanto o en ferrujamento são processos de oxidação). Stahl acreditava que a ferrugem era a substância que sobrava quando o fl ogístico do metal se consumia. A contradição aqui era que, quando se oxidam, os metais na verdade ganham massa (o aumento de peso o comprova). Parece que Stahl e outros químicos se dispu nham a desdenhar este paradoxo, porque o ganho de mas sa era bem pequeno, pequeno demais para ser signifi cativo.

São os paradoxos e incoerências aparentemente insignifi cantes que os cientistas modernos atacam, buscando explicá-los. Lavoisier queimou várias substâncias em recipientes fechados. Descobriu que o peso da substância ali fechada, depois da queima, era maior do que seu peso anterior. Lavoisier raciocinou que, se a substância que restava depois da queima era mais pesada do que antes, este peso a mais devia ter vindo de alguma coisa. A única “coisa” no recipiente fechado era o ar. Lavoisier raciocinou ainda que, se de fato a substância quei mada ganhava peso a partir do ar circundante, devia-se pro duzir um vácuo parcial no recipiente fechado. Isso ele provou simplesmente abrindo o recipiente e ouvindo o ar entrar. Além disso, quando pesou tudo depois de aberto o recipiente, des cobriu que o peso do ar que entrara era igual ao aumento de peso da substância queimada.

Essas experiências, cuidadosamente medidas, refutaram a teoria do fl ogístico. A combustão não era perda de fl ogístico, mas, em vez disso, a combinação da substância queimada (ou enferrujada) com algum elemento do ar. No processo de co meçar a explicar a combustão, Lavoisier lançou as bases da Química moderna, que se baseia em medições precisas e em sua importância.

Fonte: Axelrod (2005, p. 126-127).

Atividade 1


Identifi que, no texto anterior, as etapas do método científi co empregadas por Lavoisier na refutação da teoria do fl ogístico.


Existe relação entre senso comum e o conhecimento científi co?

O senso comum e o conhecimento científi co apresentam características bem defi nidas, próprias de cada saber, que estão descritas de forma resumida no Quadro 1. Entretanto, não há um limite absoluto entre o senso comum e a Ciência, uma vez que

o conhecimento científi co surgiu a partir de uma ampla informação empírica que constitui uma parte do senso comum. De certo modo, a Ciência é o desenvolvimento do senso comum.

Senso comum Conhecimento científi coComum e possível a todo ser humano, de qualquer nível cultural

Privilégio de especialistas das diversas áreas das Ciências

Ocasional, assistemático, ametódico Programado, sistemático, metódico, orgânicoNão questiona, não analisa, não procede com vigor de método ou de linguagem, de aceitação passiva Crítico, rigoroso, objetivo

Gera certezas desde o seu nascimento Nasce da dúvida e consolida na certeza das leis demonstradas

Atinge o fato, o fenômeno, o singular Procura relações entre os componentes do fenômeno

Gera certezas intuitivas e pré-clínicas Justifi ca e demonstra os motivos e fundamentos da certeza

Associa analogias globais e, portanto, está mais sujeito a erros

Estabelece leis válidas para todos os casos da mesma espécie que venham a ocorrer nas mesmas condições

Quadro 1 – Comparação entre senso comum e conhecimento científi co

Mas qual é o mais importante? O conhecimento científi co seria gerado sem a presença do senso comum? Como a sociedade tem considerado os diferentes saberes?

Desde o século XIX, a Ciência passou a exercer um papel preponderante na nossa sociedade, a ponto de menosprezarmos outros saberes, como o senso comum, e considerarmos apenas a Ciência como saber passível de compreensão e credibilidade. Entretanto, o ser humano constitui-se a partir de uma diversidade de saberes, e muitos deles são manifestações da cultura popular, como os chás medicinais, os artesanatos, as “mandingas” e a culinária. Todas elas são transmitidas de geração a geração e podem ser transformadas por infl uências externas ou internas.

Na culinária, as transformações químicas são trabalhadas por profi ssionais que não apresentam o conhecimento científi co. Os cozinheiros, por exemplo, estudam constantemente maneiras de combinar diferentes técnicas para transformar alimentos em melhores pratos. Muitos desses processos são de natureza química. Da mesma forma, ocorre com o carvoeiro, que transforma a madeira em carvão, com o oleiro, que transforma o barro em tijolo etc.

Assim, podemos dizer que muitos dos objetos de estudo dos cientistas são também estudados por pessoas que não têm conhecimento científi co sobre o assunto. Por exemplo, os índios, que conhecem mais sobre o ciclo das plantas e os hábitos dos animais de sua região do

Informação empírica

Deriva diretamente da experiência cotidiana

Ametódico

Não segue qualquer conjunto de regras formais.

Sistemático

Possui um sistema de ideias interligadas

logicamente, que, através de um conjunto de

princípios fundamentais, pode compor uma teoria.

Atividade 2


que muitos biólogos. Entretanto, o que diferencia o conhecimento científi co do senso comum é a maneira como ele é obtido e organizado. Os cientistas estabelecem critérios e métodos de investigação para obter, justifi car e transmitir o conhecimento, que permitem muitas vezes prever e explicar novos fenômenos. Entretanto, dependendo de seu objetivo, isso pode ser desenvolvido por outro tipo de conhecimento. O conhecimento prático culinário do cozinheiro não é capaz de explicar os princípios químicos envolvidos no processo, mas é efi ciente para preparar excelentes refeições.

Dessa forma, atividades que articulam saberes populares culturais e científi cos são necessárias na escola, pois promovem a valorização cultural e desenvolvem atitudes de solidariedade e respeito ao próximo, imprescindíveis para o desenvolvimento da cidadania.

Leia o texto abaixo e realize a atividade apresentada a seguir.

“Desde a Antiguidade até aos nossos dias, um camponês, mesmo iletrado e/ou desprovido de outros conhecimentos, sabe o momento certo da semeadura, a época da colheita, a necessidade da utilização de adubos, as providências a serem tomadas para a defesa das plantações contra ervas daninhas e pragas e o tipo de solo adequado para as diferentes culturas. Tem também conhecimento de que o cultivo do mesmo tipo, todos os anos, no mesmo local, exaure o solo. Já no período feudal, o sistema de cultivo era em faixas: duas cultivadas e uma terceira “em repouso”, alternando-as de ano em ano, nunca cultivando a mesma planta, dois anos seguidos, numa única faixa. O início da Revolução Agrícola não se prende ao aparecimento, no século XVIII, de melhores arados, enxadas e outros tipos de maquinaria, mas à introdução, na segunda metade do século XVII, da cultura do nabo e do trevo, pois seu plantio evitava o desperdício de se deixar a terra em pousio: seu cultivo “revitalizava” o solo, permitindo o uso constante. Hoje, a agricultura utiliza-se de sementes selecionadas, de adubos químicos, de defensivos contra pragas e tenta-se até o controle biológico dos insetos daninhos”

Fonte: Marconi e Lakatos (2004, p. 15-16).

Pousio

Descanso ou repouso dado às terras cultiváveis, variando esse descanso de um a três anos, interrompendo-se as culturas para tornar o solo “mais fértil”.

Identifique no texto anterior o conhecimento comum (senso comum) e o científi co. Contextualize as características de cada um deles com as informações do próprio texto.


Alquimia, a precursora da QuímicaA alquimia nasceu na Idade Média, através de uma mistura de Ciência, Arte e Magia. Seus

principais objetivos eram a busca pelo “elixir da longa vida” e a “descoberta de um método para transformar metais comuns em ouro (transmutação)”, o que ocorreria na presença de um agente conhecido como “pedra fi losofal”.

A procura pelo ouro não era motivada por razões econômicas, mas devido às suas propriedades químicas (resistência à corrosão). Na China, as especulações alquimísticas levaram ao domínio de várias técnicas de metalurgia e à descoberta da pólvora.

Nenhum dos dois objetivos da alquimia foi atingido. Entretanto, muitos progressos foram obtidos, como o conhecimento de substâncias oriundas de minerais e vegetais, a preparação de substâncias como ácido nítrico e sulfúrico e o aperfeiçoamento de materiais de laboratório.

No século XVI, a alquimia passou a se preocupar com o aspecto médico, acreditando que os processos vitais poderiam ser interpretados ou modifi cados com o uso de substâncias químicas. Isso fi cou conhecido como Iatroquímica.

Em 1597, o alemão Andréas Libavius publicou o livro Alchemia, no qual afi rmava que a alquimia tem por objetivo a separação de misturas em seus componentes e o estudo das propriedades desses componentes. Em 1661, o irlandês Robert Boyle publicou que elemento é tudo aquilo que não pode ser decomposto por nenhum método conhecido. Para muitos, essas duas publicações são consideradas o marco inicial da Química.

1. Nigredo(escuro em

latim)

2. Albedo(branco em

latim)

3. Citrinitas(amarelo em

latim)

4. Rubedo(vermelho em

latim)

Todos os ingredientes

tinham que ser preparados até criarem uma

matéria preta, através do calor

ou do fogo

Estágio em quea substância é

purificada

É o estágio em que a matériaé despertadae se opera a

transmutação dos metais

É o estágio final, em que se produz a pedra

filosofal


A alquimia tinha o seu próprio método científi co. Para os alquimistas existiam 4 estágios da matéria para obtenção da pedra fi losofal (Figura 2). Nesses estágios, a matéria vai mudando de cor. Primeiro uma massa enegrecida, que passa a esbranquiçada, depois amarelada e, por fi m, avermelhada. Para um alquimista a observação dessas cores era muito importante para saber se sua obra estava evoluindo de maneira correta.

Figura 2 – Estágios para a obtenção da pedra fi losofal

Leituras complementaresGONDIM, Maria Stela da Costa; MÓL, Gerson de Souza. Saberes populares e ensino de ciências: Possibilidades para um trabalho interdisciplinar. Química nova na escola, n. 30, nov. 2008.

Esse artigo relata uma proposta de ensino de Ciências que inter-relaciona os saberes populares e formais ensinados na escola. Os autores mostram todas as etapas do desenvolvimento de um material paradidático que relaciona os saberes populares inerentes à cultura popular da tecelagem mineira, no tear de quatro pedais, e saberes científi cos a serem ensinados na escola. Também evidenciam o caráter interdisciplinar e contextualizado dessa proposta.

MÉIS, Leopoldo de; CARMO, Diucênio Afonso Rangel do. O método científi co. 3. ed. Rio de Janeiro: Ed do autor, 2002.

Esse livro apresenta o método científi co em forma de uma história em quadrinhos, com ilustrações simples e divertidas, que despertam a curiosidade dos jovens de todas as idades pela Ciência. É um excelente recurso didático para conceituar a Ciência, mostrar como os cientistas trabalham e como as descobertas científi cas melhoram a qualidade de vida do homem.

Transmutação

Conversão de um elemento químico em outro.

Resumo

1

2

3

4


GALLIANO, A. G. O método científi co: teoria e prática. São Paulo: HARBRA, 1986.

Os autores apresentam, no Capítulo 3 – A ciência e suas características, uma discussão teórica sobre as principais características do conhecimento científi co, como a racionalidade e objetividade, a busca da verdade, a exatidão, a sistematização e investigação metódica das ciências, dentre outras. É uma excelente fonte de fundamentação teórica do conhecimento científi co.

Nesta aula, apresentamos inicialmente a evolução do pensamento humano, abordando desde o mito até o pensamento científico. Na sequência, nós mostramos o senso comum como resultante das experiências cotidianas do homem, enquanto o conhecimento científico como elaboração racional e metódica que busca a explicação verdadeira dos fenômenos. E, fi nalmente, enfatizamos a importância de inter-relacionarmos esses dois saberes, visando o desenvolvimento de uma postura cidadã.

AutoavaliaçãoDescreva a evolução do pensamento humano, abordando os diferentes saberes.

Diferencie o senso comum do conhecimento científi co.

Vários fenômenos acontecem no nosso dia a dia e muitas vezes não sabemos explicar o porquê. Um exemplo é o aparecimento de gotinhas de água na superfície externa do copo com água gelada. Assim, baseado nessa observação, explique esse fenômeno utilizando as etapas do método científi co.

Proponha uma atividade didática que inter-relacione o senso comum com o conhecimento científi co.


ReferênciasALMEIDA, Aires et al. A arte de pensar: 11º ano. Lisboa: Didáctica Editora, 2008.

ALQUIMIA. Disponível em: <http://br.geocities.com/clivert75/alquimia.html>. Acesso em: 27 out. 2009.

AXELROD, Alan. Ciência a jato. Rio de Janeiro: Ed. Record, 2005.

CAMPOS, Maria Cristina da Cunha; NIGRO, Rogério Gonçalves. Didática de ciências: o ensino-aprendizagem como investigação. São Paulo: FTD, 1999.

DRIVER, Rosalind et al. Construindo conhecimento científi co na sala de aula. Química Nova na Escola, n. 9, 1999.

GONDIM, Maria Stela da Costa; MÓL, Gerson de Souza. Saberes populares e ensino de ciências: Possibilidades para um trabalho interdisciplinar. Química nova na escola, n. 30, nov. 2008.

GRANDES pensadores. Nova Escola, jun. 2009. Edição especial.

HUHNE, Leda Miranda (Org.). Metodologia científi ca: caderno de textos e técnicas. 7. ed. 2. impr. Rio de Janeiro: Agir, 1999.

MARCONI, Marina de Andrade; LAKATOS, Eva Maria. Metodologia científi ca. 4. ed. São Paulo: Atlas, 2004.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2003.

RUIZ, João Alvaro. Metodologia científi ca: guia para efi ciência nos estudos. 4. ed. São Paulo: Atlas, 1996.

SOUZA, Cássio José Alves de ; VERSIANI, Marco Aurélio; PARDINI, Luiz Carlos. Metodologia Científi ca: metodologia de investigação: fundamentos Básicos. Rev Bras Teleodonto, v. 1, n. 1, p. 25-32, jan./fev. 2005. Disponível em: <http://www.forp.usp.br/rbt/images/revista/2005v1/n1/5mci-p25-32.pdf>. Acesso em: 27 out. 2009.

SANTOS, W. L. P. et al. Química e sociedade: a ciência, os materiais e o lixo. São Paulo: Nova Geração, 2003. (Coleção Nova Geração - Projeto de Ensino de Química e Sociedade).

WIKIPÉDIA. Alquimia. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Alquimia>. Acesso em: 27 out. 2009.

Anotações


Experimentação no Ensino de Química/Ciências

4Aula

1

2

3

4

5


Apresentação

Na tentativa de aproximar ao máximo a Química da realidade do aluno é necessário muito mais do que o discurso do professor como ação única. As Diretrizes Curriculares Nacionais para o Ensino defendem a necessidade de se contextualizar os conteúdos de

ensino na realidade vivenciada pelos alunos, a fi m de atribuir-lhes sentido e, assim, contribuir para a aprendizagem (BRASIL, 1999). Nesse sentido, as atividades experimentais (AE) constituem uma poderosa ferramenta de aprendizagem ativa das ciências, especialmente para o ensino de Química. Muito embora a maioria dos professores concorde com o valor dessa estratégia de ensino, poucos são os que empreendem uma ação regular de práticas experimentais em suas aulas, sobretudo com uma visão crítica e contextualizada dessas práticas.

Nesta aula, estudaremos alguns tipos de AE e os aspectos que podem contribuir para um maior e melhor emprego desse recurso no ensino de Química.

ObjetivosDefi nir atividade experimental e diferenciá-la de outras formas de atividades práticas.

Citar, pelo menos, três aplicações das AE como recurso didático e discutir suas críticas.

Distinguir diferentes tipos de AE e suas contribuições para a aprendizagem.

Apresentar critérios para seleção e elaboração de AE numa abordagem de aprendizagem ativa.

Rebater as principais difi culdades que limitam a realização de AE.


O que são atividades experimentais?

Ainda que periodicamente desacreditada – e em ocasiões qualifi cada como “uma perda de tempo” – a importância que o trabalho de laboratório tem dentro da educação em ciências tem permanecido incontestada...

(HODSON, 1993, p. 85 apud BENITE, 2009)

Você se lembra da aula anterior, quando tratamos do método científi co e como ele pode ser utilizado para resolver problemas do nosso cotidiano? A experimentação é parte da metodologia da ciência e se distingue das experiências usuais do nosso dia a dia, porque é uma ação intencional do homem para a busca de respostas a determinados problemas da natureza.

“No método científi co (mais especifi camente, no método experimental), uma experiência científi ca consiste na montagem de uma estratégia concreta a partir da qual se organizam diversas ações observáveis direta ou indiretamente, de forma a provar a plausibilidade ou falsidade de uma dada hipótese ou de forma a estabelecer relações de causa/efeito entre fenômenos.” (WIKIPEDIA, 2009, extraído da Internet).

Semelhante ao que ocorre no método científi co, a experimentação como recurso de ensino-aprendizagem envolve atividades realizadas pelos alunos (em sala de aula, laboratório ou no campo) e que implicam uma interação com materiais (aparato experimental) para observar fenômenos. Estas atividades podem ou não envolver certo grau de intervenção do professor, mas pressupõem uma sequência de atitudes e medidas a serem feitas (procedimento) e se completam numa conclusão deduzida da descrição e análise dos dados das observações (relato).

Essa ideia de experimentação compreende uma série de atividades bem conhecidas, cuja distinção nem sempre é clara. Você, por exemplo, saberia diferenciar atividade prática, atividade laboratorial, atividade de campo e atividade experimental?

Ainda que essa terminologia e suas defi nições não sejam consensuais, mesmo entre os educadores em ciências, podemos dizer, segundo Hodson (1988 apud LEITE, 2001, p. 79-81), que atividade prática é o conceito mais geral e inclui todas as atividades em que

Recursos didáticos

Atividade laboratorial

Atividade prática

Atividadede campo

Atividade experimental


o aluno esteja ativamente envolvido, seja no domínio psicomotor, cognitivo ou afetivo. Por essa defi nição, o termo atividade prática inclui a atividade laboratorial e a atividade de campo, além de abranger, também, a pesquisa bibliográfi ca ou na internet, as simulações informáticas, bem como a atividade de resolução de um problema ou a entrevista de membros de uma comunidade.

A atividade laboratorial e a atividade de campo diferem fundamentalmente quanto ao local onde normalmente se desenvolvem. Como o próprio termo remete, uma ocorre no laboratório e a outra ao ar livre, respectivamente.

Por fi m, a atividade experimental inclui as atividades práticas que envolvem controle e manipulação de variáveis. Na Figura 1, você pode observar um esquema que relaciona esses termos.

Figura 1 – Relação entre atividade prática, atividade laboratorial, atividade de campo e atividade experimental

Fonte: Hodson (1988 apud LEITE, 2001).

Note que, de acordo com essas defi nições, nem toda atividade prática corresponde a uma atividade experimental. Também é possível perceber que uma atividade feita num laboratório, mas sem controle e manipulação das variáveis, não constitui uma atividade experimental (por exemplo, determinar o pH de diferentes soluções do cotidiano pelo emprego de um indicador).

A atividade experimental refere-se a investigações que os alunos podem desenvolver recorrendo a recursos variados e constitui-se em experiências significativas que permitem a construção, no seio de comunidades de aprendizagem, de signifi cados de conceitos próximos dos que são aceitos pela comunidade científi ca (OLIVEIRA, 1999 apud FONSECA, 2001, p. 1).

Laboratório

O trabalho laboratorial pode ser realizado mesmo na sala de aula, desde que não sejam necessárias condições especiais, principalmente relativas à segurança (tema que será abordado na próxima aula).

Atividade 1


Analise os seguintes exemplos de atividades práticas (AP) e classifi que-as em atividades laboratoriais (AL), de campo (AC) e/ou experimentais (AE), conforme estudamos. Justifi que suas respostas.

AP1 – O professor leva a turma de alunos a um curtume para observar as diversas etapas de tratamento do couro bovino e, ao fi nal, solicita que eles façam uma lista dos produtos químicos que conheceram, em que etapa de tratamento eles são usados e os cuidados necessários para o seu manuseio. O professor ainda permite que o trabalho seja fi nalizado com uma pesquisa na internet.

AP2 – No quadro de giz, o professor traça linhas paralelas usando hastes fl exíveis de algodão (tipo cotonete) umedecidas com diferentes líquidos comuns (água, acetona, álcool, éter etc.) e pede aos alunos para registrarem o tempo em que cada linha seca e determinar, assim, a “velocidade de evaporação” das diversas substâncias.

AP3 – O professor acompanha os alunos em uma coleta de diferentes rochas no terreno da escola. Após a coleta, o professor pede aos alunos que pesem as amostras de rochas, utilizando uma balança, e dividam o valor da massa encontrado pelo valor do volume de água deslocado quando essas mesmas rochas são colocadas em provetas contendo água. Depois, os alunos colocam as amostras das rochas em béqueres contendo, separadamente, água, vinagre puro e solução de ácido clorídrico e observam a formação (ou não) de bolhas de gás. Durante alguns dias, os alunos observam o que acontece com as rochas e anotam o resultado.


AP4 – Após aferir diferentes volumes de glicerol, empregando balões volumétricos, pipetas e provetas, os grupos de alunos devem apresentar os resultados obtidos através de um relatório contendo desenhos esquemáticos (feitos por eles) que diferenciem as vidrarias empregadas.

Qual a utilidade didática dos experimentos no ensino de química/ciências?

O emprego da experimentação como recurso didático não é novo, mas foi nas décadas de 1960 e 1970 que ocorreu uma grande propagação dessas atividades nas escolas do mundo inteiro. Uma pesquisa realizada por Kerr com professores no início desse período apontou dez motivos para a realização de AE na escola:

1) Estimular a observação acurada e o registro cuidadoso dos dados;

2) Promover métodos de pensamento científi co simples e de senso comum;

3) Desenvolver habilidades manipulativas;

4) Treinar em resolução de problemas;

5) Adaptar as exigências das escolas;

CTS

Tendência de ensino denominada Ciência,

Tecnologia e Sociedade (CTS), que enfatiza

conteúdos socialmente relevantes e sua integração interdisciplinar para que o

indivíduo participe

CONCEPÇÃO DASATIVIDADES

EXPERIMENTAISPELO PROFESSOR

Importanterecurso para a aprendizagem

Desestímulo econfusão


6) Esclarecer a teoria e promover a sua compreensão;

7) Verifi car fatos e princípios estudados anteriormente;

8) Vivenciar o processo de encontrar fatos por meio da investigação, chegando a seus princípios;

9) Motivar e manter o interesse na matéria;

10) Tornar os fenômenos mais reais por meio da experiência.

(HODSON, 1998c, p. 630 apud GALIAZZI, 2005, p. 252-253).

Alguns desses motivos, embora citados até hoje em várias outras pesquisas, também têm sido objeto de crítica. Uma delas é considerar a escola (e as AE) como formadora de cientistas (como se todos os alunos pretendessem isso). Afi nal, como você viu na Aula 2 (A Química no Ensino Fundamental para formar cidadãos), o Ensino Fundamental no contexto de CTS objetiva a formação de cidadãos. Outra crítica diz respeito à ênfase dada ao desenvolvimento de habilidades manipulativas, como se aprender a pesar considerando os algarismos signifi cativos, ler corretamente o volume em uma bureta ou pipetar usando o dedo indicador fossem essenciais a um cidadão. Outro aspecto discutido é que considerar as AE como esclarecedoras de conteúdos – e, portanto, sempre precedidas do desenvolvimento teórico – poderia anular habilidades cognitivas importantes no processo de construção de princípios a partir da abordagem experimental. Também é passível de crítica a concepção simplista de considerar um “experimento-show” como mero artefato de motivação (como se toda AE fosse motivadora) e que por si provocasse uma aprendizagem signifi cativa por parte dos alunos.

Em verdade, essa polêmica parece surgir, muito mais, da forma como a experimentação é concebida e, consequentemente, usada pelo professor. Então, cuidado! Dependendo de como você empregará um experimento, este poderá ter um grande efeito no ensino de Ciências ou ser enfadonho e inútil para a aprendizagem efetiva dos seus alunos.

Atividade 2


Afi nal, qual é o papel da experimentação no ensino de Ciências?

De uma perspectiva construtivista, não se espera que, por meio do trabalho prático, o aluno descubra novos conhecimentos. A principal função das experiências é, com a ajuda do professor e a partir das hipóteses e conhecimentos anteriores, ampliar o conhecimento do aluno sobre fenômenos naturais e fazer com que ele as relacione com sua maneira de ver o mundo. (KARMILOFF-SMITH, 1975 apud PAVÃO; FREITAS, 2008, p. 77).

Que elementos são importantes para organizar uma aula experimental?

As AE não são didaticamente efi cientes por si. Você já viu que um mesmo experimento pode ser uma simples atividade prática (inclusive utilizando um laboratório) ou constituir uma atividade experimental. O propósito e a forma com que um experimento é empregado fazem toda a diferença. Portanto, uma questão fundamental para o sucesso pedagógico das AE é o seu planejamento. Por isso, você como professor precisa ter clareza quanto ao que deseja de seus alunos com aquele trabalho prático. Percebe a sua responsabilidade? Outro aspecto importante é que os alunos, ao realizarem uma aula prática, precisam também saber “o que é que” e “por que” estão fazendo. Assim eles se sentirão como de fato tem de ser: integrantes do processo!

De acordo com o texto estudado, discuta sobre a afi rmativa: “O simples ‘fazer’ não signifi ca necessariamente construir conhecimento e aprender Ciência” (BRASIL, 1998, p. 122).

ATRIBUTOS FUNDAMENTAIS PARA DESENVOLVER EXPERIMENTOS CONSTRUITIVISTAS

Uso doconhecimento

prévio dosalunos

Uso intensivode diálogo e

reflexão

Proposição deatividades

interdisciplinaresrelacionadas ao

cotidiano

Proposição dasatividades em

forma deproblemas


Veja a classifi cação das AE a seguir:

Demonstração: quando a atividade prática tem por objetivo corroborar o conteúdo estudado anteriormente. Nessa categoria, o aluno exerce um papel pouco ativo no desenvolvimento da prática, sendo o professor o realizador da prática.

Verificação: quando a prática remete ao objetivo de verificar fatos e princípios estudados com o aluno participando, de alguma forma, no decorrer dela, mas seguindo determinados paradigmas. Diferentemente da categoria demonstração, o professor exerce um papel mediador.

Descoberta: quando a atividade leva o aluno a ações mais diretas, com maior grau de intervenção no que está estudando, podendo ou não partir do que ele já sabe, mas dando-lhe autonomia para chegar aos resultados de forma mais independente.

Baseada em problema: quando a atividade é realizada por grupos de alunos como parte de uma estratégia maior, construída (com a participação dos alunos) para “solucionar” um problema que surge das questões dos alunos. Nessa abordagem, o professor assume o papel de tutor, acompanhando e orientando o processo.

Agora, observe a Figura 2, em que são apresentados os atributos fundamentais, propostos por Moraes (1998, p. 38 apud PAVÃO; FREITAS, 2008, p. 76) para desenvolver um experimento com caráter de aprendizagem construtivista.

Figura 2 – Atributos fundamentais para desenvolver experimentos construtivistas

Fonte: Moraes (1998, p.38 apud PAVÃO; FREITAS, 2008, p. 76).


Você consegue perceber, em todos os atributos apresentados, que o professor não perde o foco no aluno? Note, também, que as AE são propostas num contexto problematizador.

De fato, uma prática experimental no ensino de Ciências sem uma preocupação problematizadora e/ou crítica não contribui para que os seus objetivos pedagógicos mais nobres sejam alcançados. Sobre isso, os Parâmetros Curriculares Nacionais para o Ensino Fundamental enfatizam a importância das AE promoverem a “refl exão, desenvolvimento e construção de ideias, ao lado de conhecimentos, procedimentos e atitudes” (BRASIL, 1998, p. 122).

Baseado numa abordagem problematizadora, podemos pensar no desenvolvimento de AE em uma sequência de 5 passos básicos (Figura 3):

1º) Levantamento das informações iniciais e dúvidas dos alunos acerca do tema a partir do qual será formulado o problema;

2º) Proposição de soluções hipotéticas e planejamento e execução de uma abordagem experimental que permita testar as hipóteses;

3º) Compartilhamento e discussão dos dados experimentais;

4º) Pesquisa de conteúdos para fundamentação teórica e

5º) Resolução (tentativa) do(s) problema(s).

Figura 3 – Cinco passos para elaboração de uma aula experimental baseada em problema

Fonte: <http://offi ce.microsoft.com/pt-br/clipart/default.aspx?ver=12&app=powerpnt.exe>. Acesso em: 27 nov. 2009.

Atividade 3


Selecione três AE em livros didáticos e classifi que-as nas categorias demonstração, verifi cação, descoberta ou baseada em problema.

Onde encontrar sugestões de atividades experimentais?

A pouca familiaridade com as AE e o receio de enfrentar difi culdades inesperadas são causas comuns do pouco emprego desse recurso por parte dos professores. Nesse aspecto, recomenda-se que o professor busque apoio nos materiais escritos disponíveis para orientar sua prática pedagógica.

As sugestões de AE podem ser encontradas em livros didáticos, que constituem, para a maioria dos professores, o principal recurso e referência para a sua ação pedagógica. Assim, cabe ao professor selecionar e testar os experimentos, além de propor seu uso em situações investigativas que constituam desafi os cognitivos (problematização) para seus alunos de acordo com a sua proposta de trabalho. Vale lembrar que muitas atividades propostas nos livros didáticos deixam a desejar nesse sentido e que, por isso, é essencial que a escolha dos livros pelo professor seja feita de forma criteriosa e fundamentada.


Um livro didático com atividades práticas mais problematizadoras, com objetivos bem defi nidos e factíveis certamente poderá auxiliar o professor a inovar o ensino de Ciências e a convencê-lo da importância da educação científi ca como parte integrante do Ensino Fundamental, em contraposição a uma crença de que nesses anos iniciais os alunos devam aprender, sobretudo, a ler, escrever e contar (TOMAZELLO, 2008, p. 99).

Existem, ainda, diferentes materiais escritos além dos livros didáticos, que são de grande valor, bem como em publicações como Ciência Hoje das Crianças, Ciência Hoje na Escola e outras fontes (veja sugestões de material nas Leituras complementares).

Como enfrentar as difi culdades mais comuns de uma aula experimental?

Não existe receita pronta para solucionar todas as difi culdades enfrentadas pelos professores na prática de aulas experimentais. Entretanto, vale a pena concluir esta aula apresentando sugestões práticas para contornar algumas das principais justificativas apresentadas pelos professores para a não realização de experimentos.

Grande número de alunos em cada turma. Esta é uma difi culdade não só para as AE, mas para praticamente todas as estratégias que requerem a participação ativa do aluno. Para vencer essa limitação o professor deve escolher experimentos simples, que possam ser de fácil visualização por toda a turma e, nesse caso, de natureza demonstrativa. Experimentos possíveis de serem “desmembrados” em etapas ou tarefas distintas, onde os grupos de alunos trabalhem simultaneamente, devem ser muito bem planejados a fi m de que não haja prejuízo da visão global e integrada da atividade pelos alunos.

Desinteresse e indisciplina. Considerando que alguns alunos encaram a aula experimental como mera brincadeira e sem importância, mostrando-se, muitas vezes indisciplinados, cabe ao professor “estabelecer a ordem” de forma participativa, pois, como vimos a pouco, é importante que os alunos estejam ativamente envolvidos nas várias etapas do processo (escolha, montagem e execução dos experimentos). Além disso, é fundamental que o professor elabore regras em conjunto com a turma. Outro cuidado que o professor deve ter é dar atenção às questões e explicitações do conhecimento de cada indivíduo apresentadas durante a atividade.

Atividade 4


Entreviste 3 professores do Ensino Fundamental para saber com qual frequência utilizam atividades experimentais e quais as principais difi culdades por eles enfrentadas. Registre aqui suas impressões.

Ausência de laboratório e falta de material. Este parece ser o problema mais simples de ser resolvido, pois existem abundantes recursos (livros, revistas, páginas eletrônicas) repletos de AE simples que podem ser realizadas em sala de aula, no pátio da escola e/ou em casa. Inúmeros experimentos podem ser efetuados com materiais baratos e de fácil aquisição, que podem mesmo ser trazidos de casa pelos alunos sem implicar em gastos signifi cativos. A experimentação de baixo custo representa uma alternativa em sintonia com o contexto de CTS, cuja importância reside no fato de diminuir o custo operacional dos laboratórios e gerar menor quantidade de lixo químico (além de permitir que mais experiências sejam realizadas durante o ano letivo) (VIEIRA et al, 2007 apud BENITE; BENITE, 2009).

Enfi m, embora existam difi culdades, você deve trabalhar a experimentação como um procedimento de busca de informações e de procura de respostas para perguntas que as crianças são estimuladas a formular dentro e fora da escola, num ensino voltado para a formação de um cidadão crítico e participativo.


Leituras complementaresVERÍSSIMO, A.; PEDROSA, A.; RIBEIRO, R. (Org.). Ensino experimental das ciências: (re)pensar o ensino das ciências. Porto: Depto de Ensino Secundário. Ministério da Educação de Portugal, 2001. Disponível em: <http://eec.dgidc.min-edu.pt/>, na seção Publicações. Acesso em: 24 nov. 2009.

Este volume, que faz parte da coleção Ensino Experimental das Ciências, traz no seu primeiro capítulo (Ensino das Ciências numa Perspectiva Investigativa) cinco textos que abordam diversos aspectos importantes sobre as AE.

CAMPANARIO, Juan Miguel. La enseñanza de las ciencias en preguntas e respuestas. Disponível em: <http://www2.uah.es/jmc/webens/INDEX.html>. Acesso em: 24 nov. 2009.

Site espanhol de auxílio à formação didática que apresenta seus conteúdos sob a forma de perguntas e respostas. Destacamos a seção 5, sobre recursos e estratégias úteis para o ensino de Ciências, onde são encontradas questões interessantes sobre as AE (práticas de laboratório).

LIMA, Maria Emília Caixeta de Castro; AGUIAR JÚNIOR, Orlando Gomes de; BRAGA, Selma Ambrozina de Moura. Aprender ciências: um mundo de materiais. Belo Horizonte: Ed. UFMG, 1999.

Este livro aborda temas relacionando teorias e experiências, valorizando a discussão coletiva de resultados experimentais e de interpretações teóricas, na qual todos os estudantes têm a oportunidade de contribuir com suas ideias e seu trabalho. Além disso, os temas são trabalhados de forma interdisciplinar e social, segundo a proposta de CTS.

CIÊNCIA EM CASA. Disponível em: <http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/>. Acesso em: 24 nov. 2009.

Página eletrônica que contém diversos experimentos que podem ser realizados com materiais acessíveis.

QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/>. Acesso em: 24 nov. 2009.

Química Nova na Escola é um espaço aberto ao educador, suscitando debates e refl exões sobre o ensino e a aprendizagem de Química. Assim, contribui para a tarefa fundamental de formar verdadeiros cidadãos. Nesse sentido, a Divisão de Ensino disponibiliza neste portal, na íntegra, e de forma totalmente gratuita, todos os artigos publicados no formato PDF.

Resumo


REVISTA CIÊNCIA HOJE DAS CRIANÇAS. Disponível em: <http://www.chc.org.br/>. Acesso em: 27 nov. 2009.

A revista estimula a curiosidade e a compreensão dos fenômenos do dia a dia, com a ajuda de ilustrações e experiências que objetivam dar signifi cado concreto ao conteúdo das matérias e artigos publicados, com procedimentos fáceis de reproduzir e utilização de materiais acessíveis. Representa um instrumento de grande utilidade em sala de aula como fonte de pesquisa aos professores e de grande importância para os alunos na elaboração de deveres e projetos escolares.

REVISTA CIÊNCIA HOJE NA ESCOLA. Disponível em: <http://cienciahoje.uol.com.br/alo-professor/ch-na-escola>. Acesso em: 27 nov. 2009.

Série de leitura complementar aos livros didáticos, indicada como material de apoio ao Ensino Fundamental, fartamente ilustrada e compilada com experiências para serem realizadas em sala de aula.

MATEUS, Alfredo Luis. Química na cabeça: experiências espetaculares para você fazer em casa ou na escola. 3. reimpr. Belo Horizonte: Ed. UFMG, 2007.

ROBAINA, JOSÉ VICENTE LIMA. Unidades experimentais de química. Canoas: Editora da ULBRA, 2000. (Cotidiano Inorgânico, 1).

Estes dois livros apresentam AE que empregam materiais acessíveis em contextos problematizadores bem relacionados ao cotidiano. Constituem um ótimo material de apoio a alunos de licenciatura e professores que atuam no Ensino Médio e Fundamental.

Nesta aula, discutimos sobre conceitos, tipos e finalidades das atividades experimentais no ensino de Ciências. Inicialmente, retomamos a ideia da experimentação como uma etapa do método científi co, mas redirecionamos o foco para o seu emprego como recurso de ensino-aprendizagem. Nesse propósito, distinguimos as AE de outras formas de atividades práticas e analisamos seus papéis como instrumento de aprendizagem sob uma visão crítica que permite perceber a importância do planejamento como peça fundamental no sucesso da estratégia. Para isso, apresentamos alguns elementos que devem ser considerados pelos professores para promover aulas experimentais problematizadoras, que contribuam para uma aprendizagem mais signifi cativa,

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visando à formação cidadã mais crítica e participativa. Por fi m, enfatizamos a importância do cuidado na seleção dos experimentos nas diversas fontes de recursos e apresentamos algumas sugestões práticas para incentivar o uso mais frequente das atividades experimentais.

AutoavaliaçãoDiscuta a contribuição dos tipos de AE (por demonstração, verifi cação, descoberta e baseadas em problema) para a aprendizagem dos alunos.

A partir de um mesmo experimento, elabore duas aulas práticas: uma com caráter demonstrativo e outra numa abordagem problematizadora. Compare as características que diferenciam cada uma delas.

ReferênciasBENITE, Anna Maria Canavarro; BENITE, Cláudio Roberto Machado. O laboratório didático no ensino de química: uma experiência no ensino público brasileiro. Revista Iberoamericana de Educación, v. 48, n. 2, 2009.

BEVILACQUA, Gabriela Dias; SILVA, Robson Coutinho. O ensino de Ciências na 5ª série através da experimentação. Ciências e Cognição, v. 10, p. 84-92, 2007. Disponível em: <http://www.cienciasecognicao.org>. Acesso em: 24 nov. 2009.

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______. Ministério da Educação. Catálogo do Programa Nacional do Livro para o Ensino Médio: PNLEM/2007. Brasília: Secretaria de Educação Básica/Fundo Nacional de Desenvolvimento da Educação, 2007.

CERRI, Yara Lygia Nogueira Sáes; TOMAZELLO, Maria Guiomar Carneiro. Crianças aprendem melhor ciências por meio da experimentação? In: PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008. p. 71-79.


DOURADO, L. Trabalho prático (TP), trabalho laboratorial (TL), trabalho de campo (TC) e trabalho experimental (TE) no ensino das ciências: contributo para uma clarifi cação de termos. In: VERÍSSIMO, A.; PEDROSA, A.; RIBEIRO, R. (Org.). Ensino experimental das ciências: (re)pensar o Ensino das Ciências. Porto: Depto de Ensino Secundário/Ministério da Educação de Portugal, 2001.

FONSECA, P.; BARREIRAS, S.; VASCONCELOS, C. Trabalho experimental no ensino da geologia: aplicações da investigação na sala de aula. Enseñanza de las Ciencias, 2005. Número extra.

GOLDBACH, Tânia et al. Atividades práticas em livros didáticos atuais de biologia: investigações e refl exões. Revista Perspectivas da Ciência e Tecnologia, v. 1, n. 1, jan./jun. 2009.

GONÇALVES, F. B. O texto de experimentação na educação em química: discursos pedagógicos e epistemológicos. 2005. Dissertação (Mestrado em Educação Científi ca e Tecnológica) - Universidade Federal de Santa Catarina, Florianópolis, 2005.

LEITE, L. Contributos para uma utilização mais fundamentada do trabalho laboratorial no ensino das ciências. Lisboa: Ministério da Educação, Departamento do Ensino Secundário, 2001. Cadernos Didácticos de Ciências. Disponível em: <http://eec.dgidc.min-edu.pt/>. Acesso em: 27 nov. 2009.

MAGALHÃES, Pedro Jorge Caldas. Livro didático: atividades práticas e suas terminologias. In: PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008. p. 109-114.

MARCELINO JÚNIOR, Cristiano de A. C. A abordagem química no ensino fundamental de Ciências. In: PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008. p. 141-147.

MARCONDES, Maria Eunice Ribeiro et al. Materiais instrucionais numa perspectiva ctsa: uma análise de unidades didáticas produzidas por professores de química em formação continuada. Investigações em Ensino de Ciências, v. 14, n. 2, p. 281-298, 2009.

NUÑEZ, Isauro Beltrán; RAMALHO, Betania Leite (Org.). Fundamentos do ensinoaprendizagem das ciências naturais e da matemática: o novo ensino médio. Porto Alegre: Sulina, 2004. p. 265-283.

PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008.

TOMAZELLO, Maria Guiomar Carneiro. A pluralidade dos trabalhos práticos e o seu planejamento. In: PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008. p. 93-99.

ZANCUL, Maria Cristina de Senzi; O ensino de ciências e a experimentação: algumas refl exões. In: PAVÃO, Antonio Carlos; FREITAS, Denise de. Quanta ciência há no ensino de ciências. São Carlos: Edufscar, 2008. p. 63-68.

Anotações


Noções básicas para utilização de laboratórios

5Aula

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Apresentação

O trabalho num laboratório químico só é efetivo quando realizado de forma consciente e com compreensão da sua teoria. Além disso, toda atividade experimental requer que o experimentador SEJA CUIDADOSO E ESTEJA ATENTO. Mesmo um experimento

aparentemente inofensivo pode resultar em consequências sérias quando planejado de maneira imprópria. Para tanto, se faz necessário conhecer a variedade de equipamentos envolvidos no laboratório de Química e como eles devem ser empregados de modo adequado para evitar danos materiais e pessoais.

Nesta aula, serão abordadas noções básicas de segurança e símbolos que informam cuidados para a utilização de laboratório de Química, além da apresentação das vidrarias e dos equipamentos mais comuns.

Objetivos Reconhecer os cuidados de segurança na utilização de atividades experimentais em laboratórios.

Identifi car símbolos de reagentes que indicam cuidados.

Diferenciar os materiais e equipamentos utilizados em um laboratório de Química.


Numa aula prática...

Na sala de aula, o professor Mendelev convida os alunos para uma aula prática no laboratório. Porém, ele se preocupa com a segurança dos alunos, já que muitos deles confundem a aula de laboratório com diversão. Pensando nisso, sua primeira atividade

didática é a leitura coletiva de um diálogo, transcrito a seguir, entre dois alunos (Boyle e Lussac) sobre a aula que tiveram no laboratório.

Boyle: Diga aí, Lussac!

Lussac: Fala...

Boyle: A aula de hoje no laboratório foi uma onda. Você viu a menina que perguntou ao professor onde é que ela conseguiria comprar ácido? Gostaria de saber o que ela pensa em fazer com o ácido. Boa coisa não é!!!!

Lussac: Essa eu não vi, o que eu me lembro foi o professor “doido” com a bagunça e preocupado para que nenhum aluno se machucasse.

Boyle: Teve gente que perguntou ao professor se ele iria ensinar como fazer clorofórmio, o conhecido loló...

Lussac: Depois disso, ele mostrou algumas fotos de alunos que sofreram acidente no laboratório. Foram imagens bem chocantes!

Boyle: Fiquei tão impressionado que até decorei as regras de segurança: A primeira diz que durante a permanência no laboratório devemos evitar passar os dedos na boca, nos olhos ou nariz e, ao sair, lavar as mãos. A segunda é que nunca devemos provar as substâncias nem aspirar os gases. A terceira é não aquecer substâncias em recipientes fechados e a quarta é que devemos ter cuidado com as peças de vidro.

Lussac: Faltou lembrar a quinta regra, que diz que após o experimento devemos colocar todos os equipamentos no local correto e desprezar, com cuidado, os rejeitos dos experimentos.

Boyle: Achei massa quando ele comparou os equipamentos de laboratório com equipamentos que temos em casa.

Lussac: A centrífuga do laboratório com a centrífuga da máquina de lavar...

Boyle: A pipeta graduada com seringa...

Lussac: E o banho-maria do laboratório??? Minha mãe vivia fazendo doces em banho-maria na cozinha.

Boyle: Alguns têm uns nomes estranhos: Bico de Bunsen, Becker e Erlenmeyer!

Lussac: Qual foi a experiência que você mais gostou?

Atividade 1

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Boyle: Foi a da gasolina adulterada...

Lussac: Poxa, saí antes de começar esse experimento... como foi?

Boyle: Ele usou uma proveta, um bastão, uma seringa, etanol, gasolina e água.

Lussac: Mas como foi?

Boyle: Ele misturou a água com a gasolina e pediu para registrar o volume de solução aquosa obtida no fi nal.

Lussac: E qual foi o resultado?

Boyle: Das dez amostras de gasolina dos postos perto da escola, 6 foram reprovados, pois a fração aquosa superou um aumento de 25%.

Lussac: Foi mesmo??? Vou dizer para o meu pai não abastecer mais nesses postos...

Os nomes dos personagens desse diálogo são de cientistas importantes para o avanço da Química. Pesquise na internet sobre cada um deles.

No diálogo acima, identifi que as atitudes que revelam a preocupação do professor com a formação cidadã de seus alunos.


Cuidados básicos quandousamos o laboratório de Química

Na Aula 4 (Experimentação em Química), você estudou como a experimentação é importante para tornar o conteúdo de Química signifi cativo. Entretanto, se você vai utilizar o laboratório de sua escola para realizar experimentos, é importante conhecer

alguns cuidados básicos, pois, quando você estiver realizando uma atividade experimental como professor, qualquer acidente que ocorra durante a aula será de sua responsabilidade. É importante que no início da aula você oriente seus alunos sobre as instruções de segurança e conduta no laboratório de Química, como:

Conhecer a localização dos acessórios de segurança (chuveiro de emergência, extintores de incêndio e lavadores de olhos) para encontrá-los rapidamente se alguma eventualidade ocorrer.

Não realizar experimentos sem as proteções pessoais, como óculos de segurança, luvas e batas.

Pedir sempre autorização ao professor ou responsável quando quiser modifi car o procedimento previsto para execução de qualquer experimento.

Não tocar em dispositivos e/ou reagentes sem prévia consulta ao professor ou ao responsável.

Não usar qualquer equipamento sem antes ter sido autorizado.

Verifi car com antecedência se a voltagem da rede corresponde à que é indicada no equipamento (110V ou 220V) antes de ligar algum equipamento.

Não desligar qualquer interruptor elétrico sem verifi car quais as instalações que se relacionam direta ou indiretamente com ele.

Não fumar, não comer, não beber e não dormir dentro do laboratório.

Não provar nenhum reagente.

Não inalar gases ou vapores sem antes ter certeza de que não são tóxicos.

Não realizar experimentos no laboratório se não houver água em abundância no laboratório.

Realizar as reações com liberação de gases na câmara de exaustão (capela).


Evitar o contato de qualquer substância com a pele.

Evitar usar materiais com defeito, principalmente vidrarias.

Não agitar (sacudir) materiais molhados com reagentes fora da pia, especialmente as pipetas.

Não direcionar a boca do tubo em sua direção ou de outra pessoa quando aquecer substâncias ou soluções em tubos de ensaio.

Não aquecer bruscamente nenhum sólido ou líquido.

Jamais aquecer sistemas completamente fechados.

Não pipetar nada com a boca; utilizar aparelhos adequados para esse fi m.

Rotular de forma clara e adequada frascos contendo soluções recém preparadas.

Colocar o ácido concentrado sobre a água, nunca ao contrário, quando preparar soluções aquosas diluídas de um ácido.

Não devolver sobras de reagentes aos frascos de origem sem a prévia consulta ao professor ou responsável.

Recolocar a tampa dos frascos ao interromper seu uso para evitar contaminação ou perdas por volatilização.

Não reutilizar a mesma pipeta para produtos diferentes sem antes lavá-la bem.

Lavar a vidraria utilizada e as mãos e limpar a bancada antes de deixar o laboratório.

Verifi car se todos os aparelhos foram desligados e se não há torneiras abertas (água ou gás) quando se retirar do laboratório.

Manter sempre a calma, principalmente em caso de acidentes.

Chamar imediatamente o professor ou responsável se ocorrer algum acidente ou situação que não saiba exatamente como proceder.

Os cuidados apresentados acima são de uso geral; porém, quando você for trabalhar com alunos de Ensino Fundamental, é necessário tomar algumas precauções adicionais:

Não deixar seus alunos sozinhos no laboratório nem por um instante.

Deixar bem claro que o laboratório não é para diversão.

Atividade 2


Experimentos que utilizam fogo, ácidos ou bases deverão ser manipulados apenas pelo professor ou responsável, jamais pelo aluno isoladamente.

Os equipamentos devem ser operados pelos professores ou com a sua supervisão.

Os experimentos que provoquem a liberação de gases devem ser evitados.

Leia o texto abaixo e responda a questão que se segue.

Consequências de um trote químico

No dia 9 de fevereiro de 2009, Patrícia, que foi assistir a sua primeira aula na faculdade, foi atingida por uma mistura líquida que provocou queimaduras e chegou a ser internada em um hospital. Além de Patrícia, outros três estudantes sofreram queimaduras no mesmo dia, durante o trote. O delegado que investigou o caso disse que a estudante Laura jogou o líquido em Patrícia porque queria “provocar um mau cheiro” na jovem durante o trote. “Disse que se soubesse que iria causar as queimaduras, não teria feito”, afi rmou o delegado.

Acidentes como o descrito acima parecem um absurdo. Mas, infelizmente essa é uma história verídica (os nomes dos envolvidos foram alterados), e existem muitas outras, até mais graves, ocasionadas de forma acidental ou proposital. A maioria decorrente do descumprimento das normas básicas de segurança e conduta com o uso de produtos químicos. Que medidas de segurança e conduta não foram respeitadas nesse trote?


Produtos químicos do laboratório Antes de iniciar uma atividade experimental com produtos químicos, você deve pesquisar

sobre as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos produtos, seu manuseio e descarte seguro, armazenagem e medidas de primeiros socorros em caso de acidente, com a fi nalidade de conscientizar o operador sobre os riscos aos quais está exposto.

Laboratório verde

Diante dos problemas gerados por resíduos de laboratório químicos, a Química é vista como uma das responsáveis pela geração e descarte inadequado de resíduos que poluem o meio ambiente. Deve-se destacar que algumas escolas geram quantidades consideráveis de resíduos. Para evitar maiores danos no meio ambiente, o responsável pelo laboratório deve avaliar os reagentes utilizados e, se necessário, sugerir substituições que causem menor impacto ambiental, seja pela substância ou pela quantidade utilizada. Para tanto, é necessário um PLANEJAMENTO dos experimentos e uma ROTINA de reaproveitamento das substâncias e da redução de custos e toxidade através da diminuição da escala dos experimentos. Dessa forma, para o sucesso de um laboratório verde se faz necessário um real comprometimento dos professores e interesse em debater o tema com os alunos.

Fonte: Silva, Mól e Machado (2003).

Outro cuidado importante é como armazenar esses produtos. Eles devem ser acondicionados em frascos devidamente rotulados, com indicativo sobre pureza, teor analítico dos componentes etc. Alguns devem ser guardados em geladeira; outros, em dessecadores; outros, ainda, devem ser mantidos no escuro. Alguns produtos guardam pureza elevada e são usados apenas para análises e sínteses; eles são denominados de PA (pro analysi). Alguns exemplos estão representados na Figura 1 a seguir:

Figura 1 – Rótulos de produtos químicos


Em cada frasco de reagente, existem recomendações do fabricante no que diz respeito ao manuseio do produto químico. Os rótulos também devem conter símbolos de periculosidade de fácil visualização. O Quadro 1 apresenta alguns símbolos destacando a indicação de perigo e precauções.

INDICAÇÃO DE PERIGO (SÍMBOLO) FIGURA PRECAUÇÕES

Explosivo (E) Evitar choques, fricção, faíscas, fogo e calor.

Oxidante (O)Evitar todo o contato com substâncias combustíveis. Perigo de infl amação: podem favorecer incêndios e difi cultar sua extinção.

Facilmente Infl amável (F)Extremamente Infl amável (F+) Manter longe de chamas, faíscase fontes de calor.

Tóxico (T)Muito tóxico (T+)

Evitar qualquer contato com o corpo humano. Em caso de mal estar, procurar imediatamente um médico. No caso de substâncias cancerígenas, mutagênicas ou tóxicas, ver indicações especiais.

Corrosivo (C)

Evitar contato com os olhos, pele e roupa mediante proteção especial. Não inalar os vapores! Em caso de acidente ou mal estar, procurar imediatamente um médico.

Nocivo (Xn)Irritante (Xi)

Evitar o contato com o corpo humano. Em caso de substâncias sob suspeitas de serem cancerígenas, mutagênicas ou tóxicas para a reprodução, ver indicações especiais.

Perigoso para o meio ambiente (N)

Segundo o potencial de perigo, evitar que alcancem a canalização, o solo ou o meio ambiente.

Símbolos de periculosidade

Forma clara e rápida de identifi car o perigo

de uma substância.

Atividade 3


Risco biológico

Esse símbolo representa o cuidado com a natureza, indica que o produto em questão é prejudicial ao meio ambiente. A partir da conscientização, cabe a nós a tarefa de respeitar ou não a fauna e a fl ora. O correto é não descartar produtos que contenham esse símbolo no ralo da pia, reservar um frasco coletor específi co para os dejetos e entregar aos responsáveis pelo descarte.

Radioatividade

Identifi ca os produtos químicos radioativos. Eles são perigosos em contato com a pele; para manuseá-los, é preciso um intenso cuidado (luvas e macacão de segurança).

Quadro 1 – Símbolos de periculosidade

Constantemente, nas rodovias, cruzamos com caminhões que transportam produtos químicos. Se observarmos mais atentamente esses caminhões, notaremos que existe um símbolo de periculosidade indicando o perigo da carga.

Indique um tipo de produto químico transportado nas rodovias e qual o símbolo de periculosidade deve estar presente no caminhão.


Materiais e equipamentos utilizados no laboratório de Química

No laboratório de Química, você encontrará diversos materiais e equipamentos que apresentam diversas funções. Se você pretende realizar aulas experimentais no laboratório, é necessário escolher e utilizar esses recursos de maneira adequada para cada experiência.

MateriaisEntre os materiais utilizados no laboratório de Química, existem as vidrarias, materiais de

porcelana, metais e outros materiais. Alguns são utilizados para fazer reações, medir volumes, realizar aquecimentos, fi ltração, trituração, dar suporte e diversas outras funções.

Determinadas vidrarias são utilizadas para medir volumes de líquidos. Quando essa medição é precisa, são denominados recipientes volumétricos. Os mais usados são o balão volumétrico, a bureta e a pipeta.

Balão volumétrico – Possui colo longo, com um traço de aferição situado no gargalo. É usado no preparo de soluções e mede com precisão um volume fi xo descrito no balão. Apresenta rolhas esmerilhadas para que, ao tampá-lo, fi que bem vedado.

Figura 2 – Balão volumétrico

Fonte: <http://1.bp.blogspot.com/_CuzRzZFLuxg/SdXP0SGMkwI/AAAAAAAAABE/ky6hVEFOe2U/S240/Balao%2520

f%2520chato%25201000%2520ml.jpg>. Acesso em: 13 nov. 2009.

Bureta – É um tubo cilíndrico graduado, geralmente em cm3, com uma torneira que controla a saída do líquido. Muito utilizado nos processos chamados titulações. É calibrado para medir um volume precisamente.

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Figura 3 – Bureta

Pipeta – Utilizada nas medições mais precisas de volumes de líquidos. Existem dois tipos de pipetas: a volumétrica e a graduada. A volumétrica tem apenas um traço de aferição na parte superior para indicar sua capacidade, enquanto a graduada possui escala para medir volumes variados.

Figura 4 – Pipetas: (a) graduadas e (b) volumétricas

Fonte: (a) <http://www.marienfeld-superior.com/2007/espanol/pipetas_graduadas.htm>;

(b) <http://www.marienfeld-superior.com/2007/espanol/pipetas_volumetricas.htm>. Acesso em: 9 nov. 2009.

Se o seu experimento não necessitar de um volume preciso, você poderá usar vidrarias que não apresentam medidas volumétricas, como o béquer e a proveta.

Béquer – É utilizado para várias atividades no laboratório. Serve para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas, efetuar reações de precipitação e aquecer líquidos. Quando levá-lo ao fogo, use tripé com a proteção da tela de amianto.


Figura 5 – Béquer

Fonte: <http://www.casaamericana.com.br/images/Bequers%20Vicil%20F%20l%201.JPG>. Acesso em: 13 nov. 2009.

Proveta ou cilindro graduado – Recipiente de vidro ou de plástico para medidas aproximadas. Serve para medir e transferir volumes de líquidos.

Figura 6 – Proveta ou cilindro graduado

Em alguns experimentos, você precisará fi ltrar soluções, que podem ser de sólidos não dissolvidos ou líquidos de solubilidades diferentes. Para realizar essa atividade, você poderá usar materiais como funis, papel de fi ltro, kitassato, haste universal ou argolas, cada um com sua particularidade.

Funil de Buchner – Utilizado em fi ltrações a vácuo. Pode ser usado com a função de fi ltro em conjunto com o kitassato.


Figura 7– Funil de Buchner

Funil de separação – Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na extração líquido/líquido.

Figura 8 – Funil de separação

Funil de haste longa – Usado na fi ltração e para retenção de partículas sólidas.

Figura 9 – Funil de haste longa


Papel de fi ltro – Tem a mesma fi nalidade que os fi ltros utilizados para coar café: separar sólidos de líquidos. O fi ltro deve ser utilizado no funil comum.

Figura 10 – Papel de fi ltro

Anel ou argola – É utilizado preso à haste do suporte universal. Sustenta o funil de fi ltração.

Figura 11 – Anel ou argola

Suporte universal – Utilizado em operações como: fi ltração, suporte para condensador, bureta, sistemas de destilação etc. Serve também para sustentar peças em geral.

Figura 12 – Suporte universal com garra


Outra atividade que você certamente irá realizar é o aquecimento. Para isso, materiais como o bico de bunsen, tela de amianto, tripé, pinças de madeira, tubos de ensaio, peças de porcelana, entre outros, podem ser usados.

Bico de Bünsen – É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Pode ser substituído pelas mantas e chapas de aquecimento. Normalmente, o bico de Bunsen queima gás natural ou, alternativamente, um GPL, tal como propano ou butano, ou uma mistura de ambos.

Figura 13 – Bico de Bünsen

Tela de amianto – Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de Bunsen.

Figura 14 – Tela de amianto

Tripé – Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela de amianto.

Gás natural

O gás natural é constituído basicamente por metano com uma reduzida quantidade de propano e butano.


Figura 15 – Tripé

Pinça de madeira – Usada para prender o tubo de ensaio durante o aquecimento

Figura 16 – Pinça de madeira

Tubo de ensaio – Empregado para fazer reações em pequena escala. Pode ser aquecido com movimentos circulares e, com cuidado, diretamente sob a chama do bico de Bünsen.

Fonte: <http://www.bvp.com.br/imagens/produtos/00042_g.jpg>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Figura 17 – Tubos de ensaio

Fonte: <http://www.casaamericana.com.br/images/Tubo%20de%20ensaio.JPG>. Acesso em: 13 nov. 2009.

Cadinho – Peça geralmente de porcelana cuja utilidade é aquecer substâncias a seco e com grande intensidade; por isso, pode ser levado diretamente ao bico de Bünsen.


Figura 18 – Cadinhos

Fonte: <http://img.alibaba.com/photo/235895599/Oxide_ceramics_Crucible.jpg>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Outros materiais podem ser utilizados nas diversas atividades que você pretende realizar em um laboratório, como erleymeyer, supote de tubo de ensaio, almofariz com pistilo etc.

Erlenmeyer – Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos e para dissolver substâncias e realizar reações entre soluções.

Figura 19 – Erlenmeyer

Fonte: <http://www.nebraskabiopro.com/contents/media/l_250ml%20erlenmeyer.jpg>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Almofariz com pistilo – Usado na trituração e pulverização de sólidos. Geralmente são de porcelana ou vidro e contêm um pistilo (tipo pilãozinho).


Figura 20 – Almofarizcom pistilo

Estante para tubo de ensaio – É usada como suporte de tubos de ensaio.

Figura 21 – Estante para tubos de ensaio

Fonte: <http://z.about.com/d/chemistry/1/0/5/o/testtubes.jpg>. Acesso em: 13 nov. 2009.

Condensador– Utilizado na destilação, tem como fi nalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos.

Figura 22 – Condensador


Garra de condensador – Usada para prender o condensador à haste do suporte ou outras peças como balões, erlenmeyers etc.

Figura 23 – Garra de condensador

Fonte: <http://1.bp.blogspot.com/_1QL_1zotCqw/SExmU_RDldI/AAAAAAAAAlw/qFx4vwu41hI/s400/P6060218.JPG>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Pinça metálica – Usada para manipular objetos aquecidos.

Figura 24 – Pinça metálica

Pisseta ou frasco lavador – Usada para lavagens de materiais através de jatos de água, álcool ou outros solventes.

Figura 25 – Pisseta ou frasco lavador


Dessecador – Usado para retirar a umidade de substâncias. Para isso, utiliza-se o vácuo.

Figura 26 – Dessecador

Bagueta ou bastão de vidro – Haste de vidro com que se agitam misturas, facilitando reações.

Figura 27 – Bagueta ou bastão de vidro

EquipamentosNo laboratório, você também vai encontrar equipamentos básicos, como balança

analítica, capela, destilador, estufa, entre outros.

Balança analítica – Usada para pesagem de materiais com precisão.


Figura 28 – Balança analítica

Chapa elétrica e agitador – Atualmente, representa a forma mais comum e segura de aquecimento de substâncias em um laboratório. Pode ser também utilizada para agitamento de soluções, aquecidas ou não.

Figura 29 – Chapa elétrica com agitador

Destilador – Equipamento utilizado para purifi cação de líquidos.

Figura 30 – Destilador simples


Capela – Utilizada para o preparo de soluções ou procedimentos que envolvam liberação de gases.

Figura 31 – Capela sendo utilizada

Figura 32 – Estufa

Fonte: <http://www.expolabor.com.br/upload/pages/Image/vidy/capela.jpg>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Estufa – A estufa é um equipamento usado para secar materiais, principalmente vidraria.

Atividade 4

sua

resp

osta


Desenhe os materiais que estão presentes no laboratório de Química do polo onde você estuda, identifi cando o nome e utilidade de cada um deles.

sua

resp

osta


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Leitura complementarUNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA. Coordenadoria de Gestão Ambiental. Manual e regras básicas de segurança para laboratórios. Florianópolis, 1998. Disponível em: <http://www.cga.ufsc.br/normas/MANUAL.PRN.zip>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Neste site, você poderá baixar um manual com maiores detalhes sobre as normas de segurança de laboratório elaborado pelo Departamento de Química da Universidade Federal de Santa Catarina.

ResumoNesta aula, você conheceu as principais normas de segurança e instrumentos de laboratório, como vidrarias, materiais de porcelana, metais e outros materiais, assim como alguns equipamentos. Conhecer as normas de segurança e particularidade desses materiais é muito importante não só para a realização de experimentos de Química, mas para o seu dia a dia.

AutoavaliaçãoSelecione 15 cuidados que você deve informar a seus alunos de Ensino Fundamental antes de uma atividade experimental.

O rótulo abaixo refere-se a um produto químico utilizado no nosso dia a dia para desentupir pias. Identifi que os símbolos de periculosidade e precauções que devemos ter ao manipular esse produto químico.

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SILVA, Elton Lima da; MÓL, Gerson de Souza; MACHADO, Patrícia F. Lootens. Uma proposta de aulas de práticas de química para uma escola pública do DF: adotando conceitos de química verde. In: REUNIÃO ANUAL DA SOCIEDADE BRASILEIRA DE QUÍMICA, 26., 2003, Poço de Caldas. Anais... Poço de Caldas, MG: SBQ, 2003.

SÍMBOLOS de segurança em laboratório. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/simbolos-seguranca-laboratorio.htm>. Acesso em: 10 nov. 2009.

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO – UFERSA. Aula prática 01. Disponível em: <http://www2.ufersa.edu.br/portal/view/uploads/setores/157/aulaspraticas/Aula.Pratica.01-Normas.de.Seguranca.do.Laboratorio.de.Quimica.pdf>. Acesso em: 10 nov. 2009.

Você vai preparar uma aula experimental sobre reação química em que ocorre liberação de gases e para a qual você necessitará preparar soluções com precisão e aquecê-las. Quais os materiais e equipamentos você usará nessa atividade experimental?

Anotações


Conceitos básicos da Química

6Aula

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Apresentação

A fundamentação e o estabelecimento de conceitos foram decisivos para a progressão da Química como ciência. Entre os diversos conceitos básicos, destacam-se o da matéria, que fundamenta toda a construção do raciocínio químico, e suas propriedades, que

permitem diferenciar as diversas substâncias químicas, o que favorece a descoberta de novos materiais.

Esta aula tratará das informações fundamentais sobre a matéria, como conceito, propriedades e estados de agregação que serão essenciais para compreender os fenômenos presentes na natureza. Também serão apresentadas as unidades de medidas e densidade que se aplicam à Química e à vida cotidiana.

Objetivos Conceituar a matéria e diferenciá-la de corpo e objeto.

Identificar as principais propriedades da matéria.

Diferenciar os estados de agregação da matéria (transformação que a matéria sofre).

Diferenciar fenômenos físicos e químicos.

Conhecer e aplicar o conceito de densidade.

Reconhecer as principais unidades de medida.


Entender a matéria para diminuir o lixo

Você já se perguntou o que é matéria? É possível uma criança pedir mais matéria no seu prato de comida? O alimento é matéria?

Tudo que você vê e toca é matéria. Assim, os alimentos, os animais, o Sol, a cadeira, o lápis, a montanha e até o ar são constituídas de matéria, que pode ser mole, dura, sólida, líquida, gasosa, entre outras características.

Partindo desses conceitos, a matéria que compõe um minério passa a ser um corpo quando está limitada em uma pedra (pepita de ouro), e essa pedra passa a ser um objeto quando é esculpida (barra de ouro) e se transforma em uma joia (anel de ouro), como ilustra a Figura 1.

No Universo, tudo que tem massa e ocupa um lugar no espaço e consequentemente possui volume é MATÉRIA. Porém, uma porção limitada de matéria é chamada de CORPO, enquanto qualquer corpo que apresenta uma função defi nida, para ter aplicações úteis ao homem, é defi nido como OBJETO.

Figura 1 – Exemplos de matéria, corpo e objeto

Se você lançar uma pedra no vidro, o que acontecerá?

Ele irá quebrar, indicando que a pedra tem

massa. E a luz?

A luz atravessa o vidro sem quebrá-lo, indicando a ausência

de massa da luz.


Como a fi losofi a antiga defi nia a matéria?

O fi lósofo Empédocles sugeriu que toda a matéria seria formada por quatro elementos: terra, água, fogo e ar. Segundo ele, toda a transformação da matéria estava baseada nesses quatros elementos e era regida pela ação de duas forças: o amor (força de coesão) e ódio (força de separação). Essas duas forças seriam as responsáveis pela junção e pela separação dos elementos na formação da matéria.

Fonte: César, Sezar e Bedaque (2005, p. 24).

Outro ponto que é necessário ressaltar é uso abusivo da matéria. Será que estamos utilizando adequadamente os recursos naturais? A evolução da nossa civilização tem provocado um aumento da utilização da matéria, gerando um desperdício e uma diminuição dos recursos naturais. Precisamos nos conscientizar de que se não houver uma redução e um controle no consumo da matéria, haverá escassez desses recursos. Sendo assim, faz-se necessário o reaproveitamento de materiais através de uma coleta seletiva e de uma reciclagem. Você já pensou sobre isso? Será que você está fazendo sua parte? Você, futuro biólogo, deve pensar sobre esse assunto e começar desde agora a mudar algumas atitudes.

Um questionamento que você pode fazer é se a luz é uma matéria. Para responder a essa questão, leia o diálogo a seguir:

Atividade 1


Dessa forma, a luz não é constituída por uma matéria, mas por energia. A energia é tudo aquilo capaz de transformar a matéria, provocar ou anular movimentos e ainda causar sensações. E como a energia é produzida? A matéria e a energia não são criadas nem destruídas, são somente transformadas.

O que é a antimatéria?

A teoria mais aceita para a criação do Universo é a do “Big Bang”. Ela diz que tudo se iniciou em uma grande explosão. Nos primeiros instantes, o Universo não era constituído por matéria, e sim por energia sob forma de radiação. O Universo então passou a se expandir e, consequentemente, a se resfriar. Nesse momento, foram criadas as partículas que compõem a matéria e as antipartículas que compõem a antimatéria. Atualmente, no entanto, parece que vivemos em um Universo onde só há matéria. O que aconteceu, então, à antimatéria que foi criada em associação a essa matéria?

Quando a matéria e a antimatéria se encontram, o processo inverso da criação ocorre, ou seja, elas se aniquilam, gerando apenas energia nesse processo. Porém, a nossa existência indica que ao menos uma pequena fração de matéria escapou a esse extermínio precoce. A antimatéria é formada por antiprótons, antinêutrons etc. Atualmente, já é possível produzir antipartículas em laboratório, em condições controladas. O Centro Europeu de Investigação Nuclear (CERN), em Genebra, produz antiprótons, conservados em campos magnéticos para dedicadas experiências.

Fonte: <http://super.abril.com.br/superarquivo/1988/conteudo_111015.shtml>; <http://omnis.if.ufrj.br/~leandro/divulga/cp/node2.html>.

Acesso em: 1 dez. 2009.

Existem várias fontes alternativas de energia que geram tecnologias bastante úteis para diferentes áreas na nossa sociedade. Pesquise na internet e responda as questões abaixo.

a) Quais são as fontes de energia alternativas comumente utilizadas na sociedade?


b) Que vantagens ambientais esses recursos fornecem?

Propriedades gerais da matériaA matéria apresenta propriedades que estão presentes em todos os elementos,

independentemente das substâncias que os compõem. Elas são denominadas propriedades gerais da matéria. As principais são a inércia, a extensão, a impenetrabilidade, a divisibilidade, a compressibilidade e a elasticidade.

A INÉRCIA corresponde à manutenção do estado de movimento ou repouso de uma matéria. Assim, um corpo permanece em repouso enquanto não há uma força que o coloque em movimento, ou permanece em movimento se não houver uma força que o faça parar. Por exemplo, quando um ônibus freia bruscamente, sentimo-nos jogados para frente, pois a tendência é de nos mantermos em movimento. Essa “briga” da matéria contra a mudança de movimento é o que chamamos de inércia.

A IMPENETRABILIDADE é defi nida como a incapacidade de dois corpos ocuparem o mesmo lugar ao mesmo tempo, ou seja, nenhum corpo é capaz de atravessar outro corpo. É por isso que o resultado de um automóvel se chocando com uma árvore não é nada agradável.

A DIVISIBILIDADE é a capacidade da matéria se dividir até chegar às moléculas e átomos que a compõem. Por exemplo, um copo de água pode ser dividido em quantidade menor até chegar a uma gota. Essa gota pode continuar sendo dividida até uma molécula de água.

A COMPRESSIBILIDADE E ELASTICIDADE (EXPANSIVIDADE) compreendem a capacidade da matéria de alterar o seu volume. Dependendo do estado físico (agregação) da matéria, essa propriedade pode aumentar ou diminuir. Os gases são facilmente compressíveis, enquanto os sólidos e líquidos são resistentes à compressão. Observe essa propriedade comprimindo o êmbolo de uma seringa fechada (sem agulha) cheia de ar e você verá o ar reduzindo de tamanho.


Propriedades específi cas da matériaAlgumas propriedades são particulares de cada matéria, permitindo diferenciá-las de uma

outra. Essas propriedades variam conforme as substâncias de que a matéria é constituída, personalizando cada matéria. Entre elas, destacamos a dureza, o brilho, a maleabilidade e a ductilidade. Além dessas, existem as propriedades organolépticas, aquelas identifi cadas pelos 5 sentidos (cor, sabor, textura, som e cheiro).

A dureza corresponde à resistência da superfície de uma matéria ser riscada por outro material. Segundo Mohs, existem vários graus de dureza (Figura 2), sendo o diamante a matéria mais dura da natureza, muito usada no corte do vidro. Assim, ao escrever com o lápis no papel, não é o grafi te que risca o papel, mas o papel que risca o grafi te, pois é esta que se desgasta. Dessa forma, o papel tem dureza maior que o grafi te.

Figura 2 – Escala de dureza

Fonte: <http://e-portefl io.blogspot.com/2009/02/rochas-sedimentares-minerais.html>. Acesso em: 1 dez. 2009.

Outra propriedade é o brilho que faz o corpo refl etir a luz de modo diferente. Com certeza você já observou que existem materiais que apresentam brilho característico, como o metal, enquanto outros como o papel e o tecido possuem menor brilho. Também, alguns materiais podem ser transformados ou moldados em chapa, a esta propriedade denominamos de maleabilidade, já quando a matéria é capaz de ser transformada em fi o, esta apresenta a propriedade de ductilidade.


Fenômenos da natureza

O Universo está em constante transformação. Dessa forma, a matéria é alterada a todo momento. Os alimentos se transformam com o tempo ou quando são digeridos, assim como os seres vivos, cidades, estrelas, planetas, fl orestas etc. tudo está em constante

transformação. Identifi car essas transformações é fundamental para o estudo da Química e para o meio ambiente, pois o lixo sofre uma série de transformações, como mudança de cor, de cheiro e aparência, ou seja, suas características iniciais são modifi cadas consideravelmente ao ponto de poluírem o meio ambiente.

Nada que existe está isento de transformações, que envolvem a presença de algum tipo de energia. Na Química, chamamos essas transformações de fenômenos, que podem ser físicos e químicos.

Os fenômenos físicos são aqueles que não alteram a natureza da matéria. Geralmente, são reversíveis, pois não modifi cam a formação de suas moléculas e não há formação de novas substâncias. São exemplos de fenômenos físicos a mudança do estado físico da água, a quebra de uma pedra ao colidir com uma parede e a atração de pedaços de ferro por um ímã. Nesses casos, não há alteração na estrutura da matéria. No lixo, essa transformação pode ser observada nas latas de bebidas (cerveja ou refrigerantes), quando são amassadas.

Os fenômenos químicos alteram a natureza da matéria. Geralmente são irreversíveis, pois envolvem reações químicas com a formação de novas substâncias. Um exemplo clássico é a transformação da lata de leite em pó, que em contato com água fi ca enferrujada; outro exemplo é a queima do papel, que resulta na formação de gases e resíduos (cinzas). Em ambos, houve uma mudança na estrutura da matéria.


Por que o ferro aquecido derrete e a madeira queima?

Porque acontecem fenômenos diferentes com cada um dos materiais. O aumento da temperatura faz com que a madeira passe por uma reação química, combinando-se com o oxigênio do ar. O resultado é a formação de novas substâncias como gás carbônico e água. No caso do ferro, também há uma queima, já que queimar é reagir com oxigênio: ferrugem não é outra coisa senão ferro queimado. O problema é que a queima do ferro é muito lenta e libera pouca energia: não há fogo, nesse caso. Ou seja, o fenômeno dominante na estrutura do ferro não é uma reação química com o oxigênio, mas sim uma mudança física, o derretimento.

Fonte: Superinteressante, ano 6, nº 12, dezembro/1992

Um dos grandes problemas é avaliar a ocorrência de um fenômeno químico. Para tanto, é necessário considerar duas observações do sistema, feitas em momentos diferentes: no estado inicial e no estado fi nal. Se uma ou mais substâncias presentes no estado inicial de um sistema se transformarem em uma ou mais substâncias diferentes, que estarão presentes no estado fi nal, a transformação é uma reação química. A ocorrência de uma reação nem sempre é fácil de perceber; contudo, há algumas evidências:

liberação de calor;

mudança de cor;

mudança de odor;

liberação de gás.

A Química concentra seus estudos nos fenômenos químicos, analisando as reações químicas que ocorrem com as diversas substâncias. O conhecimento sobre essas transformações químicas permite uma série de benefícios para o nosso cotidiano, com aplicações diretas nas indústrias, no desenvolvimento de novas tecnologias, como a produção do plástico, e até para o desenvolvimento da Biologia, pois boa parte dos processos biológicos envolve fenômenos químicos.

Compreender essas transformações no lixo cria alternativas para reaproveitamento dos resíduos e diminuição dos problemas ambientais gerados pelo lixo.

Sistema

Sistema: uma porção limitada do Universo,

considerada como um todo para efeito de estudo.

Atividade 2

1

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“Embora a irreversibilidade seja considerada uma característica que distingue os fenômenos químicos e os fenômenos físicos, existem processos químicos que são espontaneamente reversíveis, e físicos que são praticamente irreversíveis”. Discuta essa afi rmativa, apresentando exemplos obtidos através de uma pesquisa em livros e/ou internet.

Um dos problemas gerados pelo lixo é o chorume. Pesquise na internet e identifi que o tipo de fenômeno que produz o chorume e as consequências ambientais desse resíduo.


Estados da matéria

Certamente, você já observou que ao colocar uma bebida gelada num copo, formam-se gotículas de água no lado de fora do copo. Isso acontece porque o ar contém certa quantidade de vapor de água. É o que se chama umidade do ar. Assim, quando se

coloca uma bebida gelada num copo, as paredes dele se resfriam. O vapor de água contido no ar se condensa ao tocar a parede fria do copo, formando as gotinhas de água. É o mesmo que ocorre quando os vidros de um carro fi cam embaçados ou nosso sopro produz uma “fumacinha” num dia frio.

A demonstração acima refl ete uma tendência na natureza de encontrarmos os materiais em diferentes estados de agregação ou físicos. O estado de agregação de um material é uma propriedade que depende das condições de temperatura e pressão em que se encontra, podendo ser avaliado por aspectos macroscópicos (forma e volume) e microscópicos (a velocidade do movimento das partículas). Há muita discussão sobre quantos estados da matéria existem, porém a versão mais popular é que existem três: o sólido, o líquido e o gasoso.

No estado sólido, a matéria mantém as suas características macroscópicas (como volume e forma) constantes. As partículas que formam esse estado da matéria estão distribuídas regularmente, ocupando posições fi xas, formando um arranjo defi nido, pois a força de atração (força de coesão maior que a força de repulsão) é elevada. Dessa forma, as partículas possuem baixa velocidade de movimento, o que contribui para uma estrutura rígida, com alta resistência a deformações.

No estado líquido, a matéria mantém o volume aproximadamente constante, porém, a forma é variável. Se você colocar um líquido em recipientes diferentes, vai observar que ele assume a forma deles. Nesse estado, a força de atração (força de coesão aproximadamente igual à força de repulsão) entre as partículas que formam a matéria é sufi ciente para mantê-las unidas, mas não impede que elas se movimentem para determinadas direções. Em consequência disso, os líquidos têm volume constante, mas a forma é do recipiente que o contém.

No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria, podendo variar amplamente a forma e o volume. As forças de coesão entre as partículas que formam a matéria são muito fracas, de modo que elas se deslocam de maneira desordenada e em alta velocidade. Por isso, o gás não tem forma e volume defi nidos. O gás tende a ocupar todo o espaço disponível do recipiente onde está contido.

Sólido Líquido Gasoso

Coesão > repulsão ≈ repulsão < repulsão

Forma constante variável variável

Volume constante constante variável

Partículas

O O O O O O O OO O O O O O O OO O O O O O O OO O O O O O O OO O O O O O O OO O O O O O O O

O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O O

O O O O O O O O O O O O O


Quadro 1 – Características dos diferentes estados físicos da matéria

Nem sólido, nem líquido, nem gasoso: o plasma, o quarto estado da matéria

O quarto estado da matéria é chamado de plasma gasoso. A melhor maneira de entendê-lo é acompanhar essa sequência química: quando se aquece um sólido, ele vira líquido; quando se esquenta esse líquido, ele vira gás; quando o gás é aquecido, vira plasma. Em cada uma dessas passagens, a matéria ganha energia e o quarto estado é o mais energizado de todos. Muitas são as situações em que plasmas estão presentes. “O fogo, por exemplo, é um plasma”, diz Alex Antonelli, do Instituto de Física da Unicamp. A ciência estuda esse estado com o objetivo de aprender a fazer a fusão nuclear. A energia atômica que conhecemos (da bomba ou das usinas nucleares) é produto da fi ssão: a divisão do núcleo do átomo. A fusão é o contrário: a junção de dois núcleos num só. O processo, ainda distante de ser equacionado é visto como uma fonte inesgotável de energia para o futuro.

Fonte: Revista Mundo estranho, ed. 92, out. 2009.

Mudanças de estado da matériaComo você estudou anteriormente, cada estado de agregação possui uma estrutura

macroscópica e microscópica característica. Essa pode ser alterada conforme mudanças na pressão e/ou na temperatura do ambiente onde o objeto se encontra. Um sólido, quando aquecido, ao atingir uma determinada temperatura (ponto de fusão), começa a fundir, tornando-se líquido. Esse líquido, continuando sob aquecimento, chegará a uma determinada temperatura (ponto de ebulição) que inicia o processo de vaporização. O caminho inverso acontece com a diminuição da temperatura, ou seja, a matéria gasosa, quando resfriada, começa a se condensar, tornando-se líquido. Se esse líquido continuar sendo resfriado, ele começa a se solidifi car, tornando-se sólido.

Atividade 3


Alguns materiais ou substâncias podem passar diretamente do estado sólido para o gasoso. Esse processo é denominado de sublimação. Um exemplo bem conhecido é o das bolinhas de naftalina (nome comercial do naftaleno). Você já observou o que ocorre com elas? Elas reduzem de tamanho e desaparecem com o tempo, porque sofrem sublimação. O processo inverso é denominado ressublimação. Nesse caso, a matéria passa do estado gasoso diretamente para o sólido.

Gelo seco

O gelo seco não é feito de água. Na verdade, ele é formado por dióxido de carbono, ou melhor, gás carbônico. O gelo seco nada mais é do que esse gás no estado sólido. Quando ele esquenta, volta a ser gás sem passar pelo estado líquido, ou seja, sublimando.

O esquema abaixo se refere às mudanças de estados físicos ou de agregação da matéria. Complete os espaços em branco com a denominação de cada mudança.

Temperatura (°C)

Fusão

Ebulição

Sólido

líquid

o

vapo

r

Tempo (min)

S + L

L + V


Ponto de fusão e ebuliçãoA temperatura exata na qual uma substância muda do estado sólido para o líquido ou

do líquido para o sólido é chamada de ponto de fusão. A temperatura na qual uma substância muda do estado líquido para o gasoso e vice-versa é chamada de ponto de ebulição.

As temperaturas de fusão e ebulição são determinadas experimentalmente por meio de curvas de aquecimento ou de resfriamento, sendo específi co para cada substância. Partindo do aquecimento de uma substância no estado sólido, a temperatura do sistema sofre um aumento gradual constante. Quando ela atinge o ponto de fusão, a temperatura se mantém constante. Isso acontece até que toda a substância no estado sólido passe para o líquido. Em seguida, a temperatura volta a aumentar gradualmente. Quando ela atinge o ponto de ebulição, o comportamento se repete, a temperatura fi ca constante até que todo o líquido passe para o estado gasoso. Esse comportamento pode ser representado no gráfi co da Figura 3 a seguir.

Figura 3 – Gráfi co da curva de aquecimento

Atividade 4


Substância Temperatura de fusão Temperatura de ebulição

ÁGUA 0ºC 100ºCCLORETO DE SÓDIO 804ºC 1400ºCCLORO –101,6ºC –34,5ºCCLOROFÓRMIO –63,0ºC 61,74ºCHIDRÓXIDO DE SÓDIO 318,4ºC 1390ºCNITROGÊNIO –209,86ºC –195,8ºCOXIGÊNIO –218,4ºC –183,0ºCNAFTALENO 80,55ºC 218,0ºC

Quadro 2 – Temperatura de fusão e de ebulição de algumas substâncias

Por que uma garrafa de cerveja, retirada do congelador ainda líquida, congela em contato com as mãos?

Ao sair do congelador ainda líquida, a cerveja está em sobrefusão, como se diz em Física. Esse estado é muito instável e, por isso, qualquer mudança provoca a solidifi cação brusca do líquido. Assim, quando se segura a garrafa pelo bojo, o calor da mão altera o equilíbrio instável da bebida, fazendo-a congelar-se. É por essa razão que garçons experientes seguram a garrafa pelo gargalo, onde a quantidade de líquido é mínima, para evitar que ela seja congelada.

Fonte: Superinteressante, ano 2, n. 6, jun. 1988.

As mudanças de estado da matéria podem ser observadas com frequência no nosso dia a dia. Por exemplo, quando você vai fazer um café, a primeira coisa que você faz é ferver a água. Mas, alguma vez você esqueceu a panela no fogo? O que aconteceu? Muitos incêndios ocorrem por causa desse esquecimento. A pessoa coloca a água para ferver e vai descansar. Então, a água evapora, a panela derrete, e pode ocorrer o incêndio. Porém, por que nada acontece quando tem água na panela? Para entender esse evento do seu cotidiano, faça em casa a experiência abaixo, tomando cuidado ao manipular o fogo.


Materiais:

dois copos descartáveis;

água;

vela;

fósforo.

Procedimento:

coloque o copo vazio na chama da vela e anote o que você observou;

adicione a água no outro copo e, em seguida, coloque-o na chama. Anote o que você observou.

1Se o copo empregado no mesmo experimento fosse de papel, o resultado seria o mesmo?

2Elabore hipóteses para explicar cada acontecimento. Por fi m, elabore a fundamentação teórica desse evento.

Atividade 5


Densidade

Na atmosfera, a maior parte do ar fi ca próxima à superfície da Terra. À medida que aumentamos a altitude, o ar fi ca rarefeito. Esse fenômeno é facilmente observado quando a seleção brasileira joga em La Paz, no Equador (3.640m de altitude). Todos

os jogadores sofrem os efeitos do ar rarefeito. Dessa forma, a densidade do ar é maior no nível do mar, onde há mais moléculas do que em La Paz. Assim, a densidade consiste em uma grandeza que é diretamente proporcional à quantidade de moléculas ou massa de uma substância. Mas, o que é densidade?

Rarefeito

Rarefeito: pouco denso, que se rarefaz; provém do

latim rarefactu.

A densidade é definida como a relação da massa pelo volume de uma substância a uma dada temperatura e pressão, conforme a fórmula a seguir:

d = m / V (g/cm3),

onde “d” corresponde à densidade, “m” à massa e “v” ao volume.

Qual a densidade de uma barra de alumínio que pesa 14,2g e ocupa um volume de 5,26 cm3?

P

>P ⇒<V ⇒>densidade

>P

Influência da pressão


Por que é mais fácil boiar em água salgada do que em água doce?

Porque a densidade da água salgada é maior. Quando um corpo é imerso em qualquer líquido, esse exerce uma força para deslocar o corpo e voltar a sua forma inicial. A força, chamada empuxo, empurra o corpo para cima. “A intensidade do empuxo depende da densidade e da quantidade do líquido que foi deslocado”, diz o físico Cláudio Furukawa, da Universidade de São Paulo. Quanto maior for a densidade, maior o empuxo. A água dos rios e lagos tem uma densidade aproximada de 1 g/cm3. Já a densidade média da água do mar é 1,03 g/cm3, resultado da mistura principalmente com o cloreto de sódio. A variação da densidade é pequena, apenas 3%, mas sufi ciente para que a pessoa sinta a diferença de empuxo.

Fonte: Superinteressante, ano 8, n0 5, maio/1994.

A densidade sofre efeito da temperatura e da pressão. A infl uência da temperatura é inversamente proporcional à densidade, ou seja, quando há um aumento da temperatura, diminui-se o estado de agregação da substância e aumenta-se o volume, provocando a diminuição da densidade.

A infl uência da pressão é diretamente proporcional, ou seja, quando aumentamos a pressão ocorre diminuição do volume, o que aumenta a densidade.


O estudo da densidade dos materiais é muito importante em diversas áreas da Química. Muitos químicos utilizam os valores de densidade para avaliar a qualidade de alguns produtos que são consumidos pela população em geral. Isso ocorre no controle de qualidade do leite, que é uma mistura de várias substâncias. A adição de água ou de outras substâncias altera a densidade do leite (veja a caixa a seguir). Essa adulteração pode ser avaliada por um densímetro, equipamento usado para medir a densidade de líquidos (Figura 4).

Figura 4 – Densímetro

Laudo confi rma adição de substâncias para aumentar prazo de validade do produto

A Polícia Federal (PF) divulgou laudo que confirma a adulteração do leite produzido pela Cooperativa dos Produtores de Leite do Vale do Rio Grande (Coopervale) e da Cooperativa Agropecuária do Sudoeste Mineiro (Casmil). De acordo com o documento liberado na noite dessa terça-feira, foram adicionados água, sacarose, sal e citrato de sódio, além de substâncias de natureza alcalina – usadas para diminuir a acidez do leite e, consequentemente, aumentar o prazo de validade. Essas substâncias de pH básico podem ser peróxido de hidrogênio, mais conhecido como água oxigenada, e soda cáustica. Entretanto, para tal confi rmação, são necessárias outras análises.

As duas cooperativas revendiam o produto para empresas como Parmalat, Casmil e Centenário, que tiveram lotes recolhidos desde o início do escândalo.

Fonte: <http://globominas.globo.com/GloboMinas/Noticias/Plantao/0,,MUL206052-9076,00.html>. Acesso em: 1 dez. 2009.

Fonte: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Dens%C3%ADmetro>. Acesso em: 1 dez. 2009.

Atividade 6


“A água no estado sólido é uma exceção à regra de densidade: água líquida é mais densa que o gelo”. Pesquise na internet e explique por que esse fenômeno acontece.


Unidades de medida

As medidas são fundamentais para a atividade humana, seja a medida de massa, de volume, de área, de tempo ou qualquer outra. Assim, as unidades de medida são essenciais para medição de qualquer matéria. Tudo que se mede precisa de uma

unidade, seja em kg para lixo ou mg para medicamentos. Imagine que você precisa medir o comprimento de uma sala e não tem nenhum instrumento de medida. Você então pode pensar em utilizar a medida de passos, pés ou palmo. Mas, se outra pessoa for medir utilizando essas medidas, o resultado pode não ser o mesmo. Por isso, os químicos defi niram os padrões das diferentes medidas. Assim, o metro usado na França é o mesmo usado no Brasil ou no Japão. Além disso, a quantidade de unidades de medida é muito grande e, por isso, cientistas do mundo inteiro adotaram o Sistema Internacional de Unidades (abreviado, SI), como você pode ver no Quadro 3, que é um conjunto de unidades eleitas como as mais adequadas.

Quantidade física Nome da unidade Símbolo

Massa Quilograma kgComprimento Metro mTempo Segundo sCorrente elétrica Ampere ATemperatura Kelvin KIntensidade luminosa Candela cdQuantidade de substância Mol MolVolume Metros cúbicos m3

Quadro 3 – Sistema Internacional de Unidades

Dessas unidades básicas, podemos obter outras unidades derivadas para outras medidas, através da combinação apropriada para cada medida. Por exemplo, a unidade da densidade é obtida pela razão da unidade de massa (kg) e a unidade de volume (m3). Dessa forma, a unidade no SI para densidade é kg/m3. Entretanto, a unidade g/cm3 é utilizada por ser mais conveniente aos valores de densidade da maioria dos materiais.

Muitas vezes, as unidades básicas e derivadas se tornam inadequadas diante do tamanho da matéria. Em laboratório, por exemplo, as amostras possuem medidas pequenas, o que torna o uso de m3 inadequado para a medição de volume. Para resolver esse problema, o SI possui fatores decimais e prefi xos para obter múltiplos e submúltiplos dessas unidades. O Quadro 4 a seguir ilustra como esses multiplicadores e prefi xos são usados para modifi car as unidades.

Unidade de massaT

X 103 X 103 X 103Kg g mg

Unidade de volumeKL

m3 dm3 cm3 mm3

X 103 X 103 X 103

L mL μL


PREFIXO FATOR DE MULTIPLICAÇÃO EQUIVALÊNCIA

Quilo-1.000 ou 103 1 quilômetro (km) 1.000 metros (m)

1 quilograma (kg) 1.000 gramas (g)

Deci- 1/10 ou 10–1 1 decímetro (dm) 0,1 metro (m)

Centi- 1/100 ou 10–2 1 centímetro (cm) 0,01 metro (m)

Mili- 1/1000 ou 10–3 1 milímetro (mm) 0,001 metro (m)

1 miligrama (mg) 0,001 grama (g)

Micro- 1/1.000.000 ou 10–6 1 micrômetro (µm) 0,000 001 metro (m)

1 micrograma (µg) 0,000 001 grama (g)

Nano- 1/ 1.000.000.000 ou 10–9 1 nanômetro (nm) 0,000 000 001 metro (m)

1 nanograma (ng) 0,000 000 001 grama (g)

Quadro 4 – Multiplicadores e prefi xos usados para transformar unidades de medida

Para transformar uma unidade de medida, você precisa multiplicá-la ou dividi-la pelo fator de multiplicação. Mas, quando você vai realizar essas operações? Se você quer transformar uma medida noutra menor, você vai multiplicá-la pelo fator. Por exemplo, para transformar um kilograma (kg) em grama (g), multiplica-se por 1.000 convertendo-o em gramas. Por outro lado, se você vai transformar uma unidade em outra de expressão maior, divide-se pelo fator de multiplicação. Por exemplo, para transformar mililitro (mL) em Litro (L) divide-se por 1.000 (fator de multiplicação). A Figura 5 a seguir indica os fatores de multiplicação usados na transformação de unidades.

Figura 5 – Transformação de unidades


Atividade Experimental – Determinação do teor de álcool na gasolina

A utilização do petróleo como fonte de energia foi essencial para o desenvolvimento industrial durante o século XX. A partir dele, utilizando o método de destilação fracionada, pode-se obter vários produtos derivados de grande importância econômica, como o

gás natural, a gasolina, o querosene, o diesel, os óleos lubrifi cantes, a parafi na e o asfalto. Entre eles, a gasolina representa a fração do petróleo de maior valor comercial. É constituída de uma mistura de hidrocarbonetos saturados com 5 a 8 átomos de carbono por molécula.

Um componente presente exclusivamente na gasolina brasileira que merece destaque especial é o etanol. A quantidade de etanol presente na gasolina deve respeitar os limites estabelecidos pela Agência Nacional do Petróleo - ANP (teor entre 22% e 26% em volume). A falta ou excesso de álcool em relação aos limites estabelecidos pela ANP compromete a qualidade do produto que chega aos consumidores brasileiros. Hoje em dia, é muito comum ouvirmos falar em gasolina adulterada. Essa adulteração é geralmente feita por solventes orgânicos. Assim, avaliar a composição da gasolina, verifi cando se o teor de álcool está adequado, é uma atitude muito importante para o desenvolvimento de postura cidadã.

Vamos agora determinar experimentalmente o teor de álcool em algumas amostras de gasolina que você poderá conseguir com o proprietário do posto da sua cidade (ou comprar). Você irá precisar dos materiais listados a seguir.

Materiais

MATERIAL CAPACIDADE QUANTIDADE

Proveta 25 mL 3

Rolha para tampar a proveta – 3

Pipeta (ou seringa hipodérmica) 10 mL 3

Água – 10 mLGasolina de 3 postos diferentes – 10 mL (de cada)

Ao realizar o experimento, lembre-se de utilizar os equipamentos de proteção pessoal, como óculos, luvas, bata (jaleco) etc. Durante a realização dessa experiência, mantenha o laboratório arejado e evite a inalação de vapores, pois a gasolina é um líquido tóxico, bastante volátil. Outro ponto importante é que a gasolina é altamente infl amável, por isso não deve haver qualquer chama acesa no laboratório.

Atividade 7


Procedimentos

Coloque 10 mL de cada gasolina em diferentes provetas, usando a pipeta (ou a seringa hipodérmica).

Adicione 10 mL de água em cada proveta.

Tampe as provetas com rolhas e agite a mistura água-gasolina.

Deixe o sistema em repouso.

Observe e anote o aspecto fi nal do sistema.

Anote os volumes fi nais das fases formadas na tabela abaixo e proponha uma explicação para o resultado obtido.uma explicação para o resultado obtido.1

2

Amostra Volume da fase aquosa (mL) Volume da fase gasolina (mL)

1

2

3

Calcule o teor porcentual de álcool (T%) nas amostras de gasolina. Para isso, aplique os valores que você anotou na expressão abaixo:

T% = (VA / VGi) × 100,

onde:

T% = teor porcentual de álcool;

VGi = volume inicial de gasolina;

VA = volume de álcool calculado;

VA = VGi - VGf (ou ainda, VA = 10 mL – VGf), em que VGf = volume fi nal de gasolina.

Resumo


Analise os resultados e elabore uma conclusão.3

Nesta aula, vimos que o mundo que nos cerca é formado de matéria e que ela apresenta várias características em comum, que refl etem suas propriedades gerais. Entretanto, nem toda matéria é igual. Essas diferenças dependem de suas propriedades específi cas. Vimos, também, como distinguir fenômenos químicos de físicos. A partir dessa distinção, observamos que a matéria pode se apresentar sob diferentes estados de agregação (físicos) e que esses podem ser alterados por diversos fatores. Destacamos, também, o conceito de densidade e unidades de medida da matéria. Finalmente, através da experimentação proposta, você teve a oportunidade de consolidar conceitos básicos de Química, relacionando-os com temas do cotidiano, o que é importante para o exercício da cidadania.

AutoavaliaçãoA reciclagem, além de preservar o meio ambiente, diminuindo signifi cativamente a poluição da água, do ar e do solo, também gera renda. Os materiais mais reciclados são o vidro, metais (como o alumínio), o papel e o plástico. Todos são exemplos de matéria. Entretanto, apresentam algumas propriedades que os diferenciam. Cite exemplos desses tipos de lixo e compare suas propriedades específi cas.

1

2

3


Elabore a curva de aquecimento da água destilada utilizando os dados da tabela a seguir.

VARIAÇÃO DA TEMPERATURA DURANTE O AQUECIMENTO DA ÁGUA DESTILADA

TEMPO (minutos) TEMPERATURA ESTADO DE AGREGAÇÃO

0 – 4ºCSólido

3 –1ºC4 0ºC

Sólido e líquido6 0ºC7 0ºC12 21ºC

Líquido16 63ºC20 92ºC24 100ºC

Liquido e gás25 100ºC28 100ºC29 102ºC

Gás31 105ºC

Identifi que os fenômenos químicos e físicos que acontecem quando você prepara um café.

4


O texto abaixo relata uma história sobre Arquimedes e uma coroa real:

“Um problema preocupava Hierão, tirano de Siracusa, no século III a.C.: havia encomendado uma coroa de ouro para homenagear uma divindade, mas suspeitava que o ourives o enganara, não utilizando ouro maciço em sua confecção. Como descobrir, sem danifi car o objeto, se seu interior continha uma parte feita de prata? Só um homem talvez conseguisse resolver a questão: seu amigo Arquimedes, famoso matemático e inventor de vários engenhos mecânicos. Hierão mandou chamá-lo e pediu-lhe uma resposta que pusesse fi m à sua dúvida. Arquimedes aceitou a incumbência e pôs-se a procurar a solução para o problema. Esta lhe ocorreu durante o banho. Observou que a quantidade de água que se elevava na banheira, ao submergir, era equivalente ao volume de seu próprio corpo. Ali estava a chave para resolver a questão proposta pelo tirano. No entusiasmo da descoberta, Arquimedes saiu nu pelas ruas, gritando: Eureka! Eureka! (“Achei! Achei!”).”

Fonte: <http://diogomeurer.fi les.wordpress.com/2008/02/igor_rocha.pdf>. Acesso em: 1 dez. 2009.

Essa história pode ser observada na animação:<http://www.ideiasnacaixa.com/laboratoriovirtual/index.htm>

Com base no que foi exposto, explique a experiência de Arquimedes, correlacionando-a com o conceito de densidade.

Anotações


Referências BRADY, James E.; HUMISTON, Gerad E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros técnicos e científi cos, 1996. v 1.

CRUZ, Roque. Experimentos de química em microescala: química orgânica. São Paulo: Editora Scipione, 1992.

MORRISON, R.; BOYD, R. Química orgânica. 13. ed. Trad. M.A. da Silva. Lisboa: Fundação Calouste Gulbenkian, 1996.

SANTOS, Wildson Luiz Pereira et al . Química e sociedade: módulo 01. São Paulo: Editora nova geração, 2003.

SOLOMONS, T. W. G. Química orgânica. 6. ed. Trad. W. Oh Lin. Rio de Janeiro: LTC, 1996. v 1.

Anotações


Substâncias, misturas e técnicas de separação de misturas

7Aula

1

2

3


Apresentação

A defi nição química de matéria pura nem sempre coincide com a ideia que muitas pessoas fazem ao associar esse conceito à qualidade superior de um produto ou à sua origem natural, ou ainda à propriedade de ser benéfi ca à saúde. Nesta aula, abordaremos

os conceitos gerais ligados às substâncias (puras) e suas características para, então, tratar das misturas de substâncias. Veremos suas subclassifi cações e abordaremos as principais estratégias metodológicas para separar os componentes de uma mistura. Ao fi m, você será desafi ado a aplicar algumas dessas estratégias na resolução de questões experimentais.

ObjetivosDefinir substâncias e diferenciá-las em simples e compostas.

Definir misturas e diferenciá-las em homogêneas e heterogêneas.

Explicar e aplicar os principais tipos de técnicas de separação de misturas.

Atividade 1

a) b)

c) d)


Em busca do ar puro

Será que o ar que você respira é puro? A pureza do ar é uma questão debatida mundialmente devido ao seu impacto sobre a saúde humana e sobre o ecossistema. A propósito, você sabia que a cada ano morrem três milhões de pessoas no mundo devido aos efeitos da

poluição do ar? Esse dado foi divulgado pela Organização Mundial de Saúde (OMS) e representa o triplo das mortes anuais decorrentes de acidentes automobilísticos.

Os principais contaminantes do ar incluem os gases tóxicos (monóxido de carbono, óxido de nitrogênio, dióxido de enxofre etc.), os compostos orgânicos voláteis, os diversos materiais particulados em suspensão (resíduos sólidos, incluindo os metais pesados) e os agentes microbiológicos. Em princípio, poderíamos pensar que, uma vez livre desses contaminantes, o ar se tornaria puro. Mas, será que do ponto de vista químico é correto afi rmar isso?

Antes de analisar os conceitos de substâncias puras e misturas, vamos testar seus conhecimentos prévios acerca desse assunto.

Observe as representações atômicas dos diferentes materiais contidos nos béqueres abaixo. Cada elemento químico é representado por círculos de cores distintas.

Quais desses materiais são misturas e quais são substâncias puras? Justifi que sua classifi cação.


SubstânciasNa natureza, raramente encontramos substâncias químicas isoladas. A água de uma fonte,

por exemplo, pode parecer pura, mas na verdade ela apresenta sais minerais dissolvidos. Será que o “ar puro das montanhas” representa uma substância pura?

Mas, o que são substâncias puras? Em Química, as substâncias puras (ou, simplesmente, substâncias) são formadas por um só tipo de átomo, molécula ou aglomerados iônico. O gás oxigênio (O

2) e a água (H

2O) são exemplos de substâncias, pois são formados, cada um,

por um só tipo de molécula.

As substâncias simples são formadas por átomos de um mesmo elemento químico, enquanto as substâncias compostas são formadas por átomos (ou íons) de elementos químicos diferentes. As substâncias compostas são também conhecidas por compostos químicos, que podem ser iônicos ou moleculares. Aproveitando os exemplos anteriores, o gás oxigênio é uma substância simples (formada apenas pelo elemento oxigênio) e a água é uma substância composta (sua molécula é formada por dois elementos distintos: oxigênio e hidrogênio).

As substâncias apresentam propriedades características e específi cas que permitem sua identifi cação. Todas as amostras de uma mesma substância têm estas propriedades únicas. Um exemplo disso foi apresentado na Aula 6 (Conceitos básicos da Química), quando estudamos que, para uma substância, os pontos de fusão e de ebulição têm valores determinados de temperatura e permanecem inalterados até que toda a substância passe de uma estado de agregação para o outro (Figura 1).

Temperatura (°C )

Ponto de ebulição

Ponto de fusão

Tempo (min.)

SólidoLíquido

Vapor

Temperatura (°C )

Final da ebulição

Final da fusão

Início da ebulição

Início da fusão

Tempo (min.)

Sólido

Líquido

Vapor


Figura 1 – Curva de temperatura para mudança de estados de agregação de uma substância

Outra característica de uma substância é possuir composição fi xa de seus elementos, de forma que não pode ser separada em duas diferentes espécies por qualquer abordagem técnica física, ou seja, não pode ser mais purifi cada.

MisturasAs misturas são associações de duas ou mais substâncias. Na mistura, essas substâncias

preservam suas propriedades e podem, por processos físicos, ser separadas uma das outras. São exemplos de misturas: o petróleo, o vinho, o granito, o sangue. Ao contrário das substâncias, as misturas não têm composição constante e não têm propriedades características e bem defi nidas. Assim, por exemplo, não ocorre uma constância nas temperaturas de fusão e de ebulição durante a mudança de estados de agregação de uma mistura (compare as Figuras 1 e 2).

Não ocorre uma constância nas

temperaturas de fusão e de ebulição

Essa não é uma regra geral, pois existem

misturas, chamadas eutéticas, que têm ponto

de fusão constante, e também existem misturas, denominadas azeotrópicas,

que apresentam ponto de ebulição constante.

Figura 2 – Curva de temperatura para mudança de estados de agregação de uma mistura

Atividade 2

1


As misturas homogêneas (ou soluções) são completamente uniformes (unifásicas) do ponto de vista ótico – a olho nu ou ao microscópio. São exemplos de soluções: a mistura de soda cáustica (NaOH) e água e o sistema constituído por sal (NaCl) mais vinagre (que em si já é uma mistura). As misturas homogêneas são formadas por substâncias miscíveis entre si, onde o componente mais abundante é o solvente e o que está em menor quantidade é o soluto. Em virtude de seus componentes estarem distribuídos uniformemente, as propriedades de uma mistura homogênea são as mesmas em todas as regiões de uma mesma amostra.

As misturas heterogêneas não possuem uniformidade quanto ao aspecto visual do material, apresentando, assim, pelo menos duas fases. Ainda que algumas misturas heterogêneas possam parecer unifásicas (como, por exemplo, o sangue), um exame mais acurado, inclusive pelo uso de microscópio, pode revelar sua textura desigual. As propriedades de uma mistura heterogênea variam entre as fases e entre as amostras distintas. Seus componentes podem ser separados por métodos físicos de análises.

Observe, neste instante, os objetos e materiais ao seu redor. Faça uma lista deles e identifi que quais possuem aspecto homogêneo e, destes, quais são puros.

Unifásica

Possui uma única fase. Fase é qualquer parte homogênea presente numa amostra de matéria.

Miscibilidade

Capacidade de duas ou mais substâncias se misturarem entre si e formarem uma fase única.

2

3

benzina

gelo

água


a) Quantas fases o sistema apresenta?

Observe a fi gura a seguir e considere o sistema constituído pelos materiais dentro do recipiente (água + gelo + benzina).

b) Quantas substâncias compõem o sistema?

c) Que estados de agregação estão representados no sistema?

Discuta a veracidade da afi rmativa: “toda solução é uma mistura e toda mistura é uma solução”.


Existem substâncias puras na natureza?

Você deve ter constatado que a maioria dos objetos e materiais que nos cercam são misturas de substâncias. De fato, vivemos num mundo de misturas. Mesmo alguns materiais homogêneos que são constituídos predominantemente por um tipo de substância (como papel, plásticos, vidro, sal de cozinha, metais) não existem na forma absolutamente pura. Tomemos o álcool etílico como exemplo. Muito embora o etanol (CH

3CH

2OH) seja a molécula que compõe a substância

(Figura 3), comercialmente o álcool sempre se apresenta em solução com a água. Então, o que conhecemos no dia a dia como álcool etílico é, na verdade, uma mistura de etanol e água.

Figura 3 – Representação em bola e bastão da molécula de etanol. As esferas cinzas representam átomos de carbono, as brancas são átomos de hidrogênio e a preta, oxigênio. Os bastões representam as ligações entre os átomos

Outro exemplo é o sal de cozinha, que é formado pelo composto iônico cloreto de sódio – NaCl (Figura 4). Esse sal é extraído naturalmente da água do mar ou provém de jazidas terrestres de sal-gema. Quando o sal é assim extraído, outros sais minerais naturais o acompanham como contaminantes e, ainda que passe por um processo de purifi cação ou ainda que eventualmente seja obtido quimicamente a partir da reação entre ácido clorídrico (HCl ) e soda cáustica (NaOH) comerciais, o produto fi nal para consumo humano recebe sais de iodo e outras substâncias que retardam sua hidratação. Ou seja, o sal comercial é, também, uma mistura.

Figura 4 – Representação do agregado iônico NaCl (sal comum). Os átomos (íons) de sódio (Na+) estão representados em cor mais escura e são menores que os de cloreto (Cl –)

Fonte: <http://commons.wikimedia.org/wiki/File:NaCl.png>. Acesso em: 7 jan. 2010.

Atividade 3


Pesquise a composição do ar e explique por que o ar nunca poderá ser uma substância pura.

Análise imediata de misturas

Como acabamos de ver, os componentes de uma mistura podem ser separados por métodos físicos de análises. A purifi cação de substâncias é uma prática antiga e muito comum no dia a dia de um químico. Ela é fundamental para isolar substâncias, entender

a composição dos materiais, eliminar as impurezas de produtos e para o desenvolvimento de medicamentos e cosméticos e a produção de alimentos. Quando a separação das substâncias de uma mistura é obtida, dizemos que elas foram purifi cadas e essa separação denomina-se fracionamento, resolução ou análise imediata da mistura.

As misturas heterogêneas são analisadas por técnicas mais simples, como processos mecânicos. Já as soluções são resolvidas por processos físicos mais complexos.

Vamos agora estudar algumas técnicas principais de análise imediata. Algumas delas são utilizadas diariamente por você ao, por exemplo, preparar alimentos, selecionar objetos, lavar a louça e secar roupas. Para isso, desenvolva a atividade de pesquisa a seguir.

Atividade 4


Atividade de pesquisa – técnicas de separação de misturas

Faça uma pesquisa em livros e na internet sobre as técnicas de separação de fases e de componentes de misturas e complete o quadro a seguir conforme o exemplo da primeira técnica. Apresente as utilidades de separação (emprego) de cada técnica, explique seu procedimento (como funciona) e exemplifi que-a. Procure citar exemplos do dia a dia.

TÉCNICA EMPREGO FUNCIONAMENTO EXEMPLO

1) FiltraçãoSeparação de mistura heterogênea S + L ou G + L

A mistura atravessa um fi ltro (de papel, cerâmica, sílica etc.) de modo que sua fase sólida seja retida.

Coador de café, filtro de cerâmica para água, fi ltros de ar condicionado e de automóvel.

2) Catação

3) Dissolução fracionada

4) Separação magnética

5) Decantação e centrifugação

6) Sifonação


7) Flotação

8) Levigação

9) Peneiração

10) Destilação simples

11) Destilação fracionada

12) Evaporação

13) Cristalização

A seguir, apresentamos um modelo de unidade didática sobre o tema tratamento do lixo e da água, para exemplifi car como uma atividade experimental sobre separação de misturas pode ser trabalhada num contexto social, visando relacionar o ensino de Ciências à nossa responsabilidade, como cidadãos, de intervir com ações que permitam uma maior preservação do nosso ambiente e melhoria da qualidade de vida de todos os seres vivos (conforme estudamos na Aula 2 – A Química no Ensino Fundamental para formar cidadãos).


Unidade didática – tratamento do lixo e da água1º Momento – Questionamentos iniciais em sala de aula (sondagem dos conteúdos prévios dos alunos). As respostas dos alunos às questões servirão de base para o diagnóstico do contexto de conhecimento do tema pela turma e permitirão estabelecer os pontos de partida ou, alternativamente, de levantamento de problemas que nortearão as atividades.

O que é lixo?

Quais os problemas decorrentes da poluição gerada pelo lixo?

Qual a importância de se efetuar o tratamento do lixo?

Você conhece os sistemas de tratamento de lixo mais utilizados?

Você conhece algum aterro sanitário? Tem algum perto da sua casa?

Que materiais do lixo podem ser reciclados? Quais são os benefícios da reciclagem de materiais do lixo?

Qual a importância da coleta seletiva do lixo?

O que, popularmente, signifi ca dizer com “a água para beber deve ser pura”? Quais as características de uma água própria para consumo (bebida)?

A água que bebemos é realmente uma substância pura ou uma solução?

De que é composta a água que bebemos?

Quais as origens da água que bebemos?

Toda água doce encontrada na natureza é adequada ao consumo humano?

Você conhece os processos de purifi cação da água?

Por que nem a água do mar nem a água pura quimicamente falando são adequadas para beber?

2º Momento – Solicite que os alunos pesquisem sobre as temáticas a seguir.

1) Os principais métodos de separação de misturas, utilizando um quadro semelhante ao da Atividade 4 desta aula. Quais desses métodos poderiam ser empregadas para produzir água de beber a partir da água do mar? Quais as limitações do uso comercial dessa técnica?

2) Os diferentes processos de disposição do lixo (aterro sanitário, aterro controlado, incineração ou compostagem) – suas vantagens e desvantagens.

Substância pura ou uma solução

Os conceitos básicos de misturas e soluções poderão ser inseridos neste momento, a partir das respostas dos alunos e seus exemplos, mas sempre aproveitados e/ou provocados pelo professor.

Vantagens e desvantagens

Opcionalmente, o professor poderá substituir esse item de pesquisa por um resumo por ele preparado e apresentado à turma.

Pátio de recepção(1ª catação)

Triagem manual(2ª catação)

Separadormagnético

Biodigestor

Fosso

Rejeitos(aterros

sanitários)

Compostosorgânicos

(fertilizantes)Peneiras

vibratórias

Decantador secundário

Lodo ativado

TRATAMENTO PRIMÁRIO

Etapa preliminarEsgoto

Água tratada

Uni

dade

1

Uni

dade

2(d

esar

enad

or)

Produtos químicos(coagulantes)

Areia

Terra

Pedregulho Resíduos sólidosLodo

primário

Lodoquímico

Bactérias

Pás derecolhimento

Decantador primário Reator biológico

TRATAMENTO TERCIÁRIO

TRATAMENTO SECUNDÁRIO

Câmara de flotação

Aterro sanitário Biodigestor Desidratação mecânica Adubo


3º Momento – Após a discussão com toda a turma sobre o resultado da pesquisa, apresente os esquemas de tratamento do lixo e da água a seguir e solicite aos alunos que, reunidos em grupos e com base no esquema e na pesquisa realizada sobre os principais métodos de separação de misturas, respondam às questões que seguem.

Figura 5 – Esquema de tratamento do lixo

Figura 6 – Esquema de tratamento da água

Fonte: Santos (2003).

Questões


a) Identifi que as técnicas de separação de materiais que você pesquisou no esquema de tratamento do lixo.

b) Faça o mesmo para o esquema de tratamento da água.

c) Compare os esquemas de tratamento do lixo e da água e destaque as técnicas em comum.

d) Que técnica de separação presente nesses esquemas não foi apresentada na aula? Como essa técnica funciona e que tipos de materiais ela separa?

4º Momento – Filtração experimental da água com areia. Introduza o experimento discutindo com os alunos sobre a importância do solo na purifi cação da água, exemplifi cando os poços artesianos e as fontes de água mineral como mananciais de água potável (pode-se, inclusive, discutir sobre as ações humanas de impacto ambiental que contaminam os mananciais naturais, como o uso de fossas sanitárias, o emprego de agrotóxicos, a extração de petróleo etc.). Após a discussão, apresente a atividade experimental a seguir, que revela a importância do solo no processo de fi ltração da água no ambiente. Atenção! Para a realização dessa atividade, você deverá previamente preparar o material e testar o experimento.

MateriaisMATERIAL QUANTIDADE

Água 2000 mL

Garrafa plástica (pet) de refrigerante de 2 L 2

Areia de duna* 500gPedras pequenas 500gTela fi na de nylon, meia-calça feminina ou tecido de malha fi na Um pedaço de 30 cm (ou 30 × 30 cm)

Elástico, linha ou barbante 1

Estilete e tesoura 1

Envelope de refresco em pó (uva ou morango) 1

* Devido às diferenças de granulação e outras características próprias da origem dos sedimentos, é recomendável que você teste o experimento para certifi car-se da capacidade de fi ltração do sistema a ser usado com os alunos.

Mananciais

Mananciais de água são as fontes, superfi ciais ou subterrâneas, utilizadas para abastecimento humano e manutenção de atividades econômicas.


Por questões de limitação do tempo de realização da atividade com os alunos, as 5 primeiras etapas podem ser preparadas previamente pelo professor, que levará os sistemas prontos, para que as últimas etapas (fi ltração) sejam realizadas com os/pelos alunos.

Como preparar 1) Corte cada uma das garrafas plásticas na metade da sua altura.

2) Cubra a abertura superior (boca) das garrafas com o tecido fi no, prendendo-o com elástico ou linha.

3) Inverta a parte superior da garrafa (que funcionará como um funil), encaixando-a sobre a outra metade (fundo) da garrafa.

4) Coloque a areia em um dos funis e as pedras no outro (até perto da abertura superior).

5) Prepare o refresco colocando cerca de ¼ do conteúdo do envelope em 2 litros de água.

6) Peça aos alunos que despejem lentamente um litro do refresco em cada sistema de fi ltração e observe o fi ltrado. Solicite aos alunos (ou grupos) que registrem e discutam os resultados.

Até perto da abertura superior

Uma outra forma adaptada dessa atividade

experimental pode ser encontrada em <http://www.tvcultura.com.br/

x-tudo/experiencia/03/fi ltro.htm>.

Em virtude da facilidade de obtenção do material, podem ser feitos vários sistemas de fi ltração (e mais refresco) para serem distribuídos entre os grupos de alunos e para comparação dos resultados.

Por fi m, amplie e mostre um desenho esquemático do solo para que os alunos visualizem o sistema de fi ltração natural realizado pelos estratos do solo, comparando com o experimento realizado e discutindo como o processo de limpeza se dá dentro do contexto do ciclo da água na natureza. Aproveite a oportunidade para avaliar informalmente (mas, objetivamente) a compreensão dos conteúdos trabalhados e exercitar as habilidades cognitivas mais avançadas dos alunos através de perguntas, como:

Que método de separação foi empregado no experimento?

Como podemos classifi car as seguintes misturas: água + areia, água + refresco em pó, areia + pedregulhos, a água da chuva, o solo?


Por que o solo natural é muito mais efi ciente que o sistema experimental montado?

A partir dos resultados do experimento, como você explica a importância da preservação das áreas de dunas em ambientes urbanos?

Quantos litros do refresco vocês acham que um único sistema pode tratar? A partir da sua resposta, o que podemos deduzir da interferência das atividades humanas sobre a capacidade de fi ltração pelo solo e a potabilidade dos lençóis freáticos?

Atividade Experimental – Derramamento de petróleo. Qual a relação com a Química?

O petróleo é utilizado como matéria prima para vários produtos importantes na vida do homem atual, como os combustíveis. No Brasil, a maioria das plataformas petrolíferas existentes está em águas profundas. Quando um acidente de petróleo ocorre ou escapa

óleo de um navio petroleiro ou mesmo de um oleoduto, as equipes de limpeza precisam agir rapidamente para tentar diminuir o impacto do acidente. Um dos mais graves acidentes ocorridos no Brasil (especifi camente na baía de Guanabara) foi em janeiro de 2000, quando um duto se rompeu e lançou ao mar mais de um milhão de litros de petróleo, afetando vários quilômetros de manguezal. Esse acidente provocou a morte de vários animais, assim como tornou as águas inviáveis para o consumo dos seres humanos. Assim, o processo de extração de petróleo embora seja de grande importância econômica, é considerado como uma atividade de alto risco ambiental, mesmo com todos os cuidados tomados pelas equipes de extração.

Fonte: <http://novaquimica.wordpress.com/2008/09/05/poluicao-por-derramamento-de-petroleo/>; <http://www.brasilescola.com/curiosidades/

limpeza-de-petroleo.htm>. Acesso em: 19 jan. 2010.

Lençóis freáticos

Depósitos de água subterrânea decorrentes da infi ltração da água da chuva no solo.

Fonte: <http://novaquimica.fi les.wordpress.com/2008/09/patos.jpg>. Acesso em: 3 dez. 2009.


Depois de ler esse texto, você pode estar se perguntando: qual a relação do derramamento de petróleo com a Química? Você consegue relacionar esse tema ambiental com a aula que acabou de estudar (substâncias e misturas)? Para descobrirmos essa correlação, vamos realizar os testes a seguir.

Materiais MATERIAL CAPACIDADE QUANTIDADE

Béquer de vidro 100mL 3

Bastão - 3

Funil de decantação 250mL 1

Pinça de madeira ou pregador - 2

Lamparina ou vela - 2

Canela que risque vidro

Água - 200mLSal de cozinha - 100g

Teste 11) Separe três béqueres e numere-os de 1 a 3.

2) Coloque 50 mL de água dentro de cada béquer.

3) Misture 15 g de sal de cozinha nos béqueres 2 e 3.

4) Coloque 10 mL de óleo de cozinha no béquer 3.

5) Compare o conteúdo dos três béqueres e descreva as características visualmente perceptíveis.

6) Identifi que o tipo de mistura produzida nos béqueres 2 e 3.


Teste 21) Coloque o conteúdo do béquer 3 em um funil de decantação e abra a válvula inferior

lentamente. Anote o que você observou.

7) Explique o resultado do béquer 3 e correlacione com o derramamento de petróleo.

2) Qual o método de separação de misturas você utilizou? Você conseguiu separar todas as substâncias contidas no béquer 3? Explique.

3) Esse método poderia ser usado para limpar oceanos poluídos com petróleo? Pesquise na internet quais os métodos utilizados para essa limpeza.


Teste 31) Aqueça, ao mesmo tempo, os béqueres 1 e 2 utilizando as lamparinas ou as velas. Observe

o tempo necessário para a ebulição.

2) Qual deles entrou em ebulição mais rápido? Explique correlacionando com as curvas de aquecimento de substâncias puras e misturas.

Leituras complementares<http://www.youtube.com/watch?v=AplsqAKFmLY>

<http://www.youtube.com/watch?v=dgneMJC7RT4&feature=related>

Videoaula do Novo Telecurso 2000 – Ensino Médio – Química: Ar puro só contém oxigênio? Este vídeo traz informações e experimentos interessantes sobre a composição do ar que poderá ser adaptado por você para o Ensino Fundamental.

<http://www.usp.br/qambiental/tratamentoAguaExperimento.html>

Esse site mostra um roteiro de Atividade Experimental de fi ltração da água usando sulfato de alumínio (Al

2(SO

4)

3) como fl oculante, que você poderá utilizar em futuras aulas. O site

também apresenta questões e fundamentação sobre o tratamento de água no contexto de Educação Ambiental e Cidadania.

Resumo

1

são formadas porduas ou mais

podem ser

podem ser

são sempre possuemsão formadas por

um só tipo de

formadaspor um só

tipo de

formadaspor mais deum tipo de

possuem frequentementedenominadas

fisicamenteseparáveis em

podem ser

MISTURAS


Nesta aula, consideramos a composição geral dos materiais para estudar as substâncias e misturas e conhecer os principais métodos de análise de misturas. Inicialmente, conceituamos as substâncias (puras), distinguindo as simples das compostas, e apresentamos algumas das suas características. Em seguida, estabelecemos as diferenças entre substâncias e misturas e subdividimos elas, conforme o aspecto visual, em homogêneas (soluções) e heterogêneas. Após discutir a ideia de pureza dos materiais encontrados no mundo ao nosso redor, analisamos as principais técnicas de separação (análise imediata) de misturas. Por fi m, propusemos a aplicação de algumas dessas técnicas em atividades experimentais abordando temáticas sociais.

AutoavaliaçãoRevise os principais conceitos desta aula completando o mapa abaixo.

2

termômetro

balão devidro com

saídalateral

água domar

águapura

saídade água

entradade água

condensador

aquecimento

rolha

A

B

C


Responda aos itens a seguir com base na fi gura ilustrada abaixo.

a) Que técnica de separação de misturas está representada na fi gura e que tipos de misturas podem ter seus componentes separados por essa técnica?

b) Qual a função específi ca da peça B e como é denominada?

c) Utilizando apenas os equipamentos mostrados na fi gura, como poderemos comprovar se o líquido do balão (A) é uma substância ou uma solução (mistura homogênea), antes que o líquido evapore completamente?

d) Quais são as semelhanças e diferenças entre a técnica representada na fi gura e a evaporação?

ReferênciasBRADY, James E.; HUMISTON, Gerad E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros técnicos e científi cos, 1996. v 1.

INSTITUO ECOLÓGICO AQUALUNG. Ar: respirar é preciso. Disponível em: <http://www.institutoaqualung.com.br/info_ar57.html>. Acesso em: 7 jan. 2010.

MURASSAWA, Marcos Tadao Mendes. Aquecimento global: fi cção x realidade. Disponível em: <http://www.ambientebrasil.com.br/composer.php3?base=./urbano/index.html&conteudo=./urbano/artigos/aquecimento.html>. Acesso em: 7 jan. 2010.

SANTOS, Wildson Luiz Pereira et al. Química e sociedade: módulo 01. São Paulo: Editora nova geração, 2003.

SILVA JUNIOR, Cesar da Sanches et al. Ciências: entendendo a natureza: a matéria e a energia: 8ª série/ 9º Ano. 20. ed. São Paulo: Saraiva, 2005.

Fonte: Novo Telecurso 2000 - Ensino Médio – Química – Aula 4: O que é água pura?

Anotações


Estrutura do átomo

8Aula

1

2

3

4

5


Apresentação

O átomo é uma estrutura ultramicroscópica. Então, como estudá-lo? Para tanto, os químicos utilizam a elaboração de modelos tentando reproduzir com o máximo de fi delidade os conceitos de sua época, uma vez que não podem estudá-lo diretamente.

Desde o século XIX, os químicos identifi caram evidências da existência do átomo, porém, à medida que novas evidências foram surgindo, teorias, modelos e conceitos foram melhorados ou substituídos. Nesta aula, você estudará a evolução do conhecimento sobre a estrutura do átomo e a infl uência desse conhecimento no cotidiano dos indivíduos.

Objetivos Diferenciar os principais modelos atômicos.

Conceituar número atômico e número de massa.

Reconhecer as diferenças entre átomo neutro, ânions e cátions.

Diferenciar isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.

Aplicar o Diagrama de Pauling para distribuir os elétrons nos níveis e subníveis de energia.


Evolução dos modelos atômicos

“Se em algum cataclismo, todo o conhecimento científi co fosse destruído e apenas uma sentença fosse passada adiante para a próxima geração de criaturas, que enunciado conteria mais informações em menos palavras? A Hipótese Atômica.”

Richard. P. Feynman

Fonte: <http://www.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_15.htm>. Acesso em: 9 dez. 2009.

Você já parou para pensar sobre a constituição dos materiais que estão presentes no seu dia a dia? Já pensou por que alguns objetos têm brilho e outros não? Por que alguns são quebradiços e outros maleáveis? Ou por que possuem diferentes estados de agregação? Para responder a esses questionamentos você precisa inicialmente saber que os materiais são constituídos de átomos. Mas o que é um átomo? Como foram descobertos?

Bons tempos aqueles(Átomo: do grego a = não; tomo = divisão. Signifi ca indivisível.)

A ideia era simples e parecia consistente: se a matéria poderia ser dividida em pedaços cada vez menores, devia haver um ponto em que se chegasse à mínima fração possível. Foi assim que os antigos fi lósofos gregos conceberam os átomos (indivisíveis). A doutrina deve ter-se originado por volta do século V a. C. e seus principais representantes foram Leucipo e Demócrito. Do primeiro quase nada se sabe. O segundo, discípulo daquele, nasceu na Trácia, em torno de 460 a. C. Dono de uma curiosidade enciclopédica, realizou observações nos terrenos da Zoologia e da Botânica e escreveu vários tratados, dos quais só restaram fragmentos.

Além de indivisíveis, os átomos de Demócrito eram também invisíveis, devido à sua pequena massa, e só se distinguiam uns dos outros por seu tamanho e por sua forma. As diferentes formas é que davam às diversas substâncias suas propriedades. Os líquidos, por exemplo, justifi cavam a sua fl uidez ao fato de serem constituídos por átomos esféricos, que deslizavam perfeitamente uns sobre os outros.


O atomismo foi uma das primeiras tentativas de descobrir uma explicação racional para multiplicidade de seres da natureza. Abandonada durante a Idade Média cristã, a ideia foi preservada no mundo mulçumano. O poeta místico persa do século XIII Djalal ud-Din rumi chegou a afi rmar que os átomos eram divisíveis – 700 anos antes da moderna Física. O século XVII assistiu a uma retomada do interesse pelos átomos; o principal representante do atomismo dessa época foi Pierre Gassendi (1592-1655), professor do Collège Royal, de Paris. Ele procurou sintetizar a fi losofi a dos antigos gregos com o cristianismo. No século XIX, a partir das teorias sobre gases do inglês John Dalton e do italiano Amadeo Avogrado, o atomismo deixou o limbo da Filosofi a para entrar no terreno da ciência.

Fonte: Superinteressante, ano 2, n. 3, mar. 1988.

No século XIX, os cientistas constataram que a matéria é realmente constituída por pequenas partículas – os átomos, mas ao contrário do que propuseram os antigos gregos, verifi caram que o átomo pode ser dividido em partículas menores – os elétrons, os nêutrons, os prótons e ainda outras partículas.

Modelos atômicos

O mundo atômico é inacessível aos nossos sentidos, não podemos visualizar e tocar. Assim, essas reduzidas dimensões difi cultam bastante o seu estudo. Como saber o que há no interior da matéria se não podemos ver o que há dentro dela? É como se

você tivesse que identifi car o que tem dentro de uma caixa fechada, sem poder abri-la. Seria fácil? Todos acreditariam? O que você precisaria fazer para desvendar esse mistério? O átomo parece muitas vezes com algo colocado dentro de uma caixa, cujo conteúdo só podemos conhecer indiretamente.

A impossibilidade de enxergar um átomo obriga os cientistas a estudá-lo indiretamente, através da medição de massa, de comportamento em presença da luz, na reação de substâncias, submetendo-os a corrente elétrica etc. Ao longo do tempo, os cientistas sugeriram alguns modelos para representar o átomo, que ajudaram na compreensão de como os átomos se combinam para formar as substâncias que conhecemos.

O primeiro deles foi o MODELO DE DALTON (1802), no início do século XIX. Baseado em observações de laboratório, John Dalton formulou a primeira ideia concreta sobre o átomo. Para ele, o átomo era uma pequeníssima esfera indestrutível, intransformável e indivisível, com

Modelos

O modelo é a representação ou aparência da realidade criada para justifi car os fenômenos observados.

Tubo de raios catódicos

Ampola de vidro ligada a uma bomba a vácuo que

visa diminuir a pressão interna.

Bomba de vácuo

Alta voltagem

Cátodo Ânodo

Amperímetro

A


massa defi nida e propriedades características que podiam juntar-se a outras para formar novas substâncias. Dalton acreditava que existiam vários tipos de átomos. O átomo de hidrogênio seria diferente do de ferro, que por sua vez seria diverso do de oxigênio, o que explicaria a constituição diferente dos vários elementos químicos. Assim, Dalton considerou a existência de átomos com propriedades diferentes, e dessa forma defi niu o elemento químico como átomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma. Esse modelo fi cou conhecido como modelo “bola de bilhar”.

O modelo de Dalton foi abandonado, pois não explicava novas questões que surgiram na ciência, como por exemplo, a origem da eletricidade. Em 1897, o cientista John Joseph Thomson elaborou uma experiência usando tubo de raios catódicos (Figura 1).

Figura 1 – Esquema do aparelho utilizado por Thomson. As linhas pontilhadas representam os raios catódicos

Ele concluiu que os raios catódicos são, na verdade, constituídos pelo fl uxo de partículas menores do que o átomo e dotadas de carga elétrica negativa, que foi chamado de elétrons. A partir dessa descoberta, estava provado que o átomo não é indivisível como sugeriu Dalton. Surgiu então, o MODELO DE THOMSON, o qual considerava o átomo como uma esfera de

Elétrons«Massa» de carga

positiva


carga elétrica positiva, possuindo elétrons incrustados. Esse modelo fi cou conhecido como “modelo do pudim de passas” (Figura 2).

Figura 2 – Modelo atômico de Thomson ou “pudim de passas”

Fonte: <http://exercicios.fi sicoquimica.googlepages.com/estrutura_atomica>. Acesso em: 9 dez. 2009.

Tubos de raios catódicos?

A imagem da televisão é formada por feixes de elétrons que, ao baterem na parte interna da tela do aparelho, produzem maior ou menor intensidade de luz. “Esses feixes são expelidos por uma peça chamada de canhão. Dentro do tubo da televisão, bobinas com corrente elétrica criam um campo magnético que desvia os feixes para que eles façam uma varredura, ou seja, percorram toda a tela no sentido horizontal” explica o físico Jairo Alves Pereira, da Universidade de São Paulo.

Fonte: Superinteressante, ano 5, n. 12, dez. 1991.

Após a descoberta do elétron por Thomson, outros cientistas modifi caram o tubo de raios catódicos e descobriram outra partícula subatômica de sinal positivo e 1.836 vezes mais pesada que o elétron. Essa nova partícula foi chamada de próton.

Atividade 1


No fim do século XIX, foi descoberta a radioatividade. Observou-se que algumas substâncias emitem espontaneamente raios que foram designados pelas letras ®, ̄ e °. Esses raios são capazes de atravessar a matéria. O francês Becquerel caracterizou os raios baseado nas seguintes propriedades:

Partículas ®: pesadas e com carga elétrica positiva.

Partículas ¯ : leves e com carga elétrica negativa.

Raios gama °: radiações eletromagnéticas (carga e massa nulas).

Atualmente, os raios X são empregados na Medicina para produzir radiografi as. Entretanto, sua inesperada e fantástica descoberta teve uma estrondosa repercussão. Pesquise na internet como os raios X foram descobertos e quais suas repercussões.


Com a descoberta do próton e da radioatividade, o modelo de Thomson estava incompleto. Um novo modelo se fazia necessário e, em 1911, Ernest Rutherford elaborou um experimento para estudar melhor a estrutura da matéria. O raciocínio dele foi baseado na comparação da matéria a uma caixa fechada. Como ele poderia identifi car o que tem dentro da caixa sem abri-la? Pensando nisso, ele imaginou que poderia bombardeá-la e observar o comportamento dos projéteis. Se os projéteis atravessassem, a caixa deveria possuir materiais leves ou estar vazia, enquanto se retornassem, é porque existiria um material maciço que impede a sua passagem. Se parte desses projéteis passassem e outras retornassem, indicaria que existem os dois tipos de materiais. Pensando nesse raciocínio, ele bombardeou uma fi níssima folha de ouro com partículas com carga positiva, chamadas de partículas alfa. Para saber se essas partículas atravessavam ou retornavam, ele usou uma tela feita de material fl uorescente que emite luminosidade quando atingida pela partícula alfa.

Figura 3 – Experimento de Ernest Rutherford

Fonte: <http://www.brasilescola.com/quimica/o-atomo-rutherford.htm>. Acesso em: 9 dez. 2009.

A experiência mostrou que a maior parte das partículas alfa atravessava a folha, e algumas outras eram desviadas ou retornavam. Assim, ele concluiu que os átomos não poderiam ser

Observação Conclusão

a) A maior parte das partículas ® atravessava a lâmina sem sofrer desvios.

b) Poucas partículas ® (1 em 20.000) não atravessavam a lâmina e voltavam.

c) Algumas partículas ® sofriam desvio de trajetória ao atravessar a lâmina.

A maior parte do átomo deve ser vazia. Nesse espaço (eletrosfera) devem estar localizados os elétrons.

Deve existir no átomo uma pequena região onde está concen-trada sua massa (o núcleo).

O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas ® (positivas).


maciços, pois as partículas alfa não conseguiriam atravessá-los. Desse modo, Rutherford sugeriu que o átomo é constituído de um núcleo, composto de partículas com cargas positivas. E que a maior parte ocupada pela matéria é vazia. Ainda supôs que as cargas positivas dos prótons seriam equilibradas pelas cargas negativas dos elétrons (Quadro 1). Assim, propôs um modelo alternativo para o átomo baseado nas conclusões desse experimento, denominado MODELO DE RUTHERFORD, o qual afi rmava que o átomo é formado por um núcleo minúsculo, dotado de cargas positivas, envolto por uma nuvem de cargas negativas, com um grande espaço vazio entre elas.

Quadro 1 – Conclusões obtidas por Rutherford

Fonte: Usberco e Salvador (1997, p. 61).

Nesse modelo, Rutherford afi rmou que o núcleo é extremamente pequeno quando comparado com o átomo inteiro. Segundo seus cálculos, se o núcleo tivesse 1 metro de raio, o átomo teria raio de 10 a 100 quilômetros. Assim, se o átomo fosse do tamanho do campo de futebol, o núcleo seria como uma ervilha colocada no centro do gramado.


Em 1913, o cientista Niels Bohr propôs algumas alterações no modelo de Rutherford. Ele sugeriu os seguintes postulados:

1) Os elétrons girariam ao redor do núcleo em órbitas circulares chamadas de níveis ou camadas, formando a eletrosfera.

2) Cada nível possui um valor determinado de energia.

3) Quando um elétron salta para órbitas mais externas, absorve energia. Ao retornar para órbitas mais internas, o elétron emite energia na forma de fóton ou luz.

Esses postulados permitiram explicar a emissão de cores em substâncias aquecidas. Uma vez que, durante o aquecimento, a energia é absorvida pelos elétrons que saltam de nível e, depois, retornam para a sua camada de origem liberando a energia sob a forma de luz com comprimentos de onda próprios. Este é o princípio dos fogos de artifício.

Figura 4 – Modelo proposto por Niels Bohr

A novidade da teoria de Bohr foi a quantificação da energia dos elétrons. Com esses postulados foi proposto um novo modelo que fi cou conhecido como MODELO DE RUTHERFORD-BOHR, também chamado de “modelo planetário”.

Postulado

Uma afi rmação aceita como verdadeira, sem demonstração.

Fóton

Onda eletromagnética com energia quantizada.

eletrosferaou coroa

núcleo

elétron

1 2 3 4 5 6 7

K L M N O P Q


Figura 5 – Modelo de Rutherford-Bohr

Fonte: <http://quimica-ii.blogspot.com/2009/06/o-atomo-ii-rutherford-bohr.html>. Acesso em: 9 dez. 2009.

Nesse modelo, o número de prótons e de elétrons dependeria do tipo de átomo do elemento químico. Assim, cada elemento químico teria quantidades específi cas de prótons e elétrons. Estes estariam distribuídos em 7 órbitas circulares, denominadas de camadas ou níveis (K, L, M, N, O, P e Q) com valores de energia determinados (Figura 6).

Bohr atribuiu a cada um desses níveis um valor “n” que é um número inteiro maior ou igual a 1. A camada mais próxima do núcleo (K) tem valor de “n” igual a 1 e apresenta menor energia. Essa energia aumenta à medida que se distancia do núcleo. Assim, a camada de maior energia é a Q (n = 7).

Figura 6 – Camadas ou níveis do átomo, segundo Bohr

Cada camada contém um número máximo de elétrons teoricamente possível. Este pode ser determinado pela fórmula de Rydberg: 2N2, onde N é o n.º da camada. Porém, para os elementos conhecidos atualmente (com número de elétrons até 118), o valor máximo de elétrons a partir da camada O (n=5) é menor do que o teoricamente possível. O Quadro 2 a seguir evidencia essa diferença.


Camadas ou níveis de energia (n)Capacidade máxima teórica

(2N 2)Capacidade máxima conhecida

(até 118 elétrons)

K (1) 2 2

L (2) 8 8

M (3) 18 18

N (4) 32 32

O (5) 50 32

P (6) 72 18

Q (7) 98 8

Quadro 2 – Capacidade máxima de elétrons nas camadas ou níveis de energia

A partir do trabalho de Bohr, Sommerfi eld, em 1911, supôs que os níveis de energia eram divididos em regiões ainda menores denominadas subníveis de energia, que são representados pelas letras s, p, d, f, g, h. O número de cada nível indica a quantidade de subníveis que existe em cada um deles. Por exemplo, o nível 1 tem o subnível “s”, o 2 tem os subníveis “s” e “p” e assim por diante. O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada ou subnível de energia está descrito no quadro abaixo. Os subníveis g e h são teóricos, uma vez que não se conhece átomos com número de elétrons sufi cientes para ocupar esses subníveis.

Subnível s p d f g h

Nº máximo de elétrons 2 6 10 14 18 22

Quadro 3 – Capacidade máxima de elétrons nos subníveis

A descoberta do nêutron!!!

Até aproximadamente 1930, os cientistas já estavam razoavelmente habituados com a ideia de que os átomos possuíam prótons e elétrons. Sabiam, inclusive, que o próton é bem maior que o elétron (um próton equivale, em massa, aproximadamente 1.840 elétrons). Todavia, não conseguiam explicar o porquê de átomos de um mesmo elemento químico possuir massas diferentes. Essa questão se acentuou quando o cientista F. W. Astan constatou experimentalmente que o gás neônio possuía dois tipos de átomos com massas atômicas diferentes. Como não poderia deixar de ser, quem deu uma explicação para essa diferença foi Ernest Rutherford que elaborou uma hipótese sobre o núcleo do átomo: o núcleo conteria, além de prótons, outras partículas com peso semelhante ao dos prótons,


mas, sem carga elétrica. Segundo o palpite do neozelandês, essa partícula neutra seria híbrida, composta da associação íntima de um próton com um elétron.

A radiação beta aconteceria quando essa partícula neutra se rompesse em um próton e um elétron – e, como o elétron não fi ca quieto dentro de um núcleo, seria retirado para fora. O núcleo, nesse processo, teria sua carga aumentada de uma unidade e passaria a ser o núcleo de outro elemento.

O físico britânico James Chadwick se empenhou na busca por essas partículas neutras até que, em 1932, com uma série de experiências muito bem elaboradas, achou o que procurava. Com sua modéstia e timidez características, publicou um artigo de meia página na revista Nature intitulado “Possível existência de um nêutron”. Esse pequeno artigo rendeu-lhe o prêmio Nobel de Física de 1935, mesmo ano em que os Joliot-Curie ganharam o prêmio de Química.

Fonte: <http://fi sicoloko.blogspot.com/2008/05/at-aproximadamente-1930-os-cientistas-j.html>. Acesso em: 9 dez. 2009.

Depois da descoberta dos nêutrons foram defi nidas as partículas subatômicas básicas do átomo: o próton, o nêutron e o elétron. O próton é uma partícula nuclear com carga positiva igual, em grandeza de massa, ao nêutron, sendo este de carga nula. Enquanto o elétron tem carga negativa e massa 1/1836 vezes a massa do próton ou do nêutron.

Partículas Massa Relativa Carga Relativa

Próton 1 1

Nêutron 1 0

Elétron 1/1836 –1

Quadro 4 – Diferenças das partículas subatômicas básicas

Em seguida, outras partículas atômicas foram descobertas. Entre elas podemos citar pósitron, mésons, antipróton, quarks, neutrinos e outros. Essas partículas são fugazes, ou seja, sua presença é momentânea e ocorre apenas quando um núcleo é bombardeado por elétrons em alta velocidade. Essa colisão lança essas partículas para fora do átomo, por onde podem ser estudadas. Uma dessas partículas, os “quarks”, são partículas subatômicas indivisíveis que se unem em trios para formar os prótons e os nêutrons. Esses quarks se dividem em 2

tipos: “up” e “down”, cada “quark up” possui carga + 2/3 e cada “quark down” carga –1/3. O próton é formado por 2 up e 1 down, ou seja, 2 partículas com carga +2/3 e uma com –1/3, que somados gera uma carga de +1. O nêutron é formado por 1 “quark up” e 2 “down”, que somadas as cargas (+2/3 + 2×(–1/3)) gera uma carga nula, ou seja, igual a zero.

ÁTOMO

ELÉTRONS NÚCLEO

possui

possui

NÊUTRONS

3 QUARKS(1 UP e 2 DOWN)

3 QUARKS(2 UP e 1 DOWN)

PRÓTONS

possuem possuem


Figura 7 – Mapa de conceito das partículas subatômicas

Erwin Schrodinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de seus anteriores, contribuíram para a formulação de uma teoria chamada de “Teoria da Mecânica Ondulatória”. Essa teoria determinou o conceito de Orbital, que é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

Depois disso, inúmeras descobertas foram feitas sobre partículas subatômicas e novos modelos foram propostos e testados, mas o modelo de Rutherford-Bohr ainda é muito usado para explicar os principais fenômenos atomísticos.

Fonte: Wynn e Wiggins (2002, p. 44).


Cientistas da IBM conseguem ver a primeira imagem dos átomos de uma molécula

Recentemente cientistas do laboratório da IBM em Zurique na Suíça deram um grande passo para a nanotecnologia e eletrônica molecular graças ao avanço conseguido no desenvolvimento dos serviços oferecidos pelos dispositivos eletrônicos atuais.

Pela primeira vez na história conseguiram visualizar bem os átomos que formam uma molécula, concretamente a do C

22H

14, formada por cinco anéis de benzeno

que, unidos, formam uma cadeia aromática e que é um forte candidato a ser usado nos novos semicondutores orgânicos.

O fato foi conseguido com o uso de um Microscópio de Forças Atômicas (AFM) e publicado na revista Science. A pesquisa vem sendo feita há alguns anos e, segundo Gerhard Meyer, um dos responsáveis por ela, já haviam conseguido definir nanoestruturas a escala atômica, mas agora foi possível mostrar a estrutura química de uma molécula com uma resolução atômica, vendo átomos individualmente, algo similar ao que acontece com os raios X que ultrapassam a pele para conseguir a imagem dos ossos.

Sem dúvida é um grande avanço no desenvolvimento da eletrônica molecular que incidirá nas dimensões da nossa tecnologia.

Fonte: <http://www.fayerwayer.com.br/2009/08/cientistas-da-ibm-conseguem-ver-a-primeira-imagem-dos-atomos-de-uma-molecula/>.

Acesso em: 18 dez. 2009.

Atividade 2


Como você acabou de estudar, os modelos atômicos foram propostos como uma forma de representar os fatos observados pelos cientistas, já que o átomo não poderia ser “visto” diretamente. Essa percepção indireta (baseada nas propriedades dos átomos) originou modelos que foram sofrendo modifi cações para se ajustar e se aproximar à realidade, à medida que novas informações eram obtidas. Dessa forma, se o modelo de Thomson estivesse correto, como seria o resultado do experimento de Rutherford?


Número atômico (Z) e número de massa (A)

Na natureza existem vários átomos e elementos químicos. Você é capaz de diferenciar os átomos? De modo geral, a diferença entre eles está no número de prótons, de nêutrons e de elétrons. Assim, os átomos podem ser diferenciados com relação ao seu número atômico e número de massa.

O número atômico de um átomo, representado pela letra Z, é defi nido pelo seu número de prótons. Não existem dois elementos químicos diferentes com o mesmo número atômico. Dessa forma, o elemento químico é defi nido como um conjunto de átomos com mesmo número atômico. Assim, o número atômico defi ne átomos que apresentam as mesmas propriedades. Para cada elemento químico, o número de elétrons é igual ao número de prótons quando o átomo é eletricamente neutro. A seguir, um quadro com o número atômico de alguns elementos:

Elemento químico (símbolo) Número atômico (Z)

Cálcio (Ca) 20

Oxigênio (O) 8

Potássio (K) 19

Hidrogênio (H) 1

Magnésio (Mg ) 12

Quadro 5 – Número atômico de alguns elementos

Como acabamos de ver, a massa do elétron é desprezível quando comparada à massa de um próton ou a do nêutron. O nêutron tem massa praticamente igual à do próton. Assim, toda massa do átomo concentra-se no núcleo. Dessa forma, o número de massa (A) é defi nido pela soma do número de prótons, ou atômico (Z), mais o número de nêutron (N), conforme a fórmula abaixo:

A = Z + N

Para representar um átomo os químicos convencionaram escrever o número atômico na parte inferior esquerda do símbolo do elemento químico e o número de massa na parte superior esquerda do mesmo símbolo, conforme o exemplo do elemento cálcio a seguir:

40

20Ca

L K Kp = 3

e = 2e = 3

n = 4p = 3n = 4

Átomo neutro (Li) Cátion (Li+1)


Íons No tópico anterior, você viu que o átomo eletricamente neutro é aquele que apresenta a

soma das cargas positivas (prótons) e negativas (elétrons) igual à zero, ou seja, número de prótons igual ao de elétrons. Entretanto, existem situações onde essa carga deixa de ser zero. Isso ocorre quando os átomos ganham ou perdem elétrons. E o resultado desse desequilíbrio é a formação de íons, ou seja, a soma de cargas deixa de ser zero e a nova carga dependerá da quantidade de elétrons perdidos ou ganhos, formando os cátions e ânions, respectivamente.

O átomo perde um ou mais elétrons: cátion A perda de elétrons deixa o átomo com excesso de prótons, como essas partículas são

de cargas positivas, o átomo fi cará carregado positivamente. Portanto, quantidade de cargas positivas excedentes indicará quantos elétrons foram perdidos. Segue alguns exemplos:

O átomo de lítio (Li) possui 3 elétrons e 3 prótons. Se o átomo perder 1 elétron, esse átomo fi cará com apenas 2 elétrons e com 3 prótons. Dessa forma, o átomo terá uma carga positiva a mais, consequentemente fi cará com carga positiva +1 em excesso. Nessas condições, o átomo lítio passa a ser um íon positivo ou cátion, cuja representação científi ca é: Li +1.

O átomo berílio (Be) possui 4 elétrons e 4 prótons. Se o átomo perder 2 elétrons, esse átomo fi cará com 2 elétrons e 4 prótons, ou seja, com excedente de duas cargas positivas, consequentemente fi cará com carga positiva +2. Dizemos então, que o átomo de berílio se transformou no íon berílio, cuja representação é: Be+2

L K Kp = 4

e = 2e = 4

n = 5p = 4n = 5

Átomo neutro (Be) Cátion (Be+2)

L LK p = 9

e = 9

n = 10

Átomo neutro (F) Ânion (F —1)

K p = 9

e = 10

n = 10


O átomo ganha um ou mais elétrons: ânion Nesse caso, o processo é inverso à formação do cátion. Se o átomo recebe um ou mais

elétrons, ele fi cará com uma ou mais cargas negativas, transformando-se em um íon negativo, ou ânion. Portanto, a quantidade de elétrons ganhos por um átomo indicará a quantidade de cargas negativas excedentes, conforme os exemplos a seguir:

O átomo fl úor (F ) possui 9 elétrons e 9 prótons; quando recebe um elétron, passa a ter 10 elétrons e 9 prótons, fi cando com uma carga negativa a mais, tornando-se o íon negativo (ânion) fl uoreto, cuja representação é a seguinte: F –1.

Atividade 3

L Kp = 8

e = 8

n = 8

Átomo neutro (O ) Ânion (O —2)

L Kp = 8

e = 10

n = 8


O átomo oxigênio (O) possui 8 elétrons e 8 prótons; quando ele recebe dois elétrons passa a ter 10 elétrons e 8 prótons; nessas condições, o átomo passa a ter duas cargas negativas a mais, se transformando no íon negativo (ânion) oxigênio, cuja representação é O–2.

Um dos íons presentes no corpo humano é o 5626Fe+2. Sua presença na dieta é

importante, entre outras coisas, para a saúde circulatória, já que ele faz parte da constituição do pigmento vermelho presente no sangue, a hemoglobina. Determine quantos prótons, nêutrons e elétrons têm esse íon.


Átomos isótopos, isóbaros e isótonos

Como vimos anteriormente, os átomos podem ser diferenciados pelo seu número atômico, de massa e elétrons. Entretanto, alguns átomos apresentam semelhanças que os classifi cam em isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.

Átomos isótopos Você estudou anteriormente que o número atômico caracteriza o elemento químico. Isso

signifi ca que todos os átomos de um elemento químico apresentam o mesmo número atômico e o mesmo número de massa?

No início do século XX, experiências realizadas com elementos radioativos mostraram evidências de que um elemento químico pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo número atômico, porém com diferentes números de massa. Esses átomos foram chamados de isótopos.

Como esses átomos possuem número de massa diferente? A razão para isso é produzida pelas quantidades de nêutrons diferentes existentes em cada isótopo. Observe o exemplo do elemento magnésio. Na natureza, esse átomo ocorre de 3 formas de isótopos, descritos no quadro a seguir:

Representação No prótons No elétrons No nêutrons No de massa (A)

2412Mg 1212 12 12 24

2512Mg 1212 12 13 25

2612Mg 1212 12 14 26

Quadro 6 – Elemento magnésio e seus isótopos

Os isótopos radioativos possuem importantes aplicações na indústria, investigações criminais e na Medicina. Alguns exemplos médicos são os isótopos de cromo, que são usados para o estudo de hemácias, e os isótopos de iodo, que são usados no estudo da tireoide.

Átomos isóbaros Existem átomos que mesmo pertencendo a elementos químicos diferentes possuem o

mesmo número de massa. Como isso é possível? Para tanto, esses átomos precisam ter a


soma dos prótons e nêutrons iguais, porém, como são de elementos químicos diferentes, possuem número de prótons diferentes. Dessa forma, os isóbaros são átomos com o mesmo número de massa (A), mas com número de prótons (Z) diferentes.

Observe o exemplo dos elementos cálcio e argônio no quadro a seguir:


4020Ca 20 20 20 4040

4018Ar 18 18 22 4040

Quadro 7 – Os isóbaros cálcio e argônio

Átomos isótonos Alguns átomos de elementos químicos diferem no número atômico (número de prótons)

e no número de massa, porém apresentam o mesmo número de nêutrons. Observe o quadro a seguir com os elementos químicos nitrogênio e carbono.


147N 7 7 77 14

156C 6 6 77 15

Quadro 8 – Os isótonos nitrogênio e carbono

Átomos isoeletrônicos Nesta aula, você estudou que os átomos têm duas partículas com carga: os prótons

(positivos) e os elétrons (negativos); e que eles podem ganhar ou perder elétrons, formando os íons (ânions e cátions). Quando átomos diferentes apresentam o mesmo número de elétrons eles são denominados isoeletrônicos. Veja os exemplos:

PrótonsElétrons

Total de elétronsperdidos ganhos

19K+ 19 prótons 1 - 18

16S 2– 16 prótons - 2 18

18Ar40 18 prótons - - 18

Quadro 9 – Átomos diferentes com o mesmo número de elétrons

Atividade 4


O metal urânio (92U ) é empregado em muitos reatores nucleares devido à sua propriedade

radioativa. Na natureza, o urânio é encontrado em três formas: 234U, 235U e 238U, sendo este último mais abundante.

a) As três formas naturais do urânio correspondem a formas isotópicas, isobáricas ou isotônicas? Justifi que sua resposta.

b) Considerando-se que os reatores nucleares da usina de Angra I (Rio de Janeiro) utilizam átomos de urânio com 143 nêutrons, qual das formas atômicas do urânio é útil em tais reatores?


c) Pesquise em livros ou internet sobre a importância dessa propriedade radioativa para sua utilização em reatores atômicos.

Distribuição eletrônica Como já vimos, os elétrons encontram-se distribuídos na eletrosfera em níveis e subníveis,

respeitando um gradiente de energia. Essa distribuição obedece a padrões determinados experimentalmente, o que iremos abordar a seguir.

Distribuição eletrônica por nível Para distribuir os elétrons nas camadas ou níveis de energia, você precisa lembrar-se

de alguns conceitos estudados nesta aula. O primeiro é que os elétrons estão distribuídos em 7 camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo, e cada camada comporta um número máximo de elétrons. O segundo é que o número atômico (Z) é igual ao número de elétrons no átomo neutro. Então, como é feita a distribuição de elétrons nessas camadas? Na maioria dos elementos químicos, a distribuição dos elétrons em níveis respeita a regra do octeto. Segundo essa regra, a última camada da eletrosfera poderá ter no máximo 8 elétrons. Observe os exemplos abaixo:

Camada K L M N O P QNúmero de elétrons 2 5 - - - - -

Camada K L M N O P Q

Número de elétrons 2 8 8 2 - - -

No caso do átomo cálcio (Ca), o nível “M” poderia comportar os 10 elétrons restantes, porém a sua distribuição respeita a regra do octeto. Dessa forma, o nível “M” fi ca com 8 elétrons, passando 2 elétrons para o nível “N”.

147N

4020Ca


Distribuição eletrônica por subnível Você estudou nesta aula que cada camada ou nível de energia apresenta subcamadas

ou subníveis, representados pelas letras s,p,d,f,g,h... em ordem crescente de energia e que comportam um máximo de elétrons. Além disso, o número de subníveis de cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que ele comporta. Assim, como no 1º nível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível “s”, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível “s” do 1º nível de energia é representado por 1s.

Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, ele é constituído de um subnível “s”, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível “p”, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante. Resumindo:

Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos

1º K 2 1s

2º L 8 2s e 2p

3º M 18 3s, 3p e 3d

4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f

5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f

6º P 18 6s, 6p e 6d

7º Q 8 7s 7p

Quadro 10 – Distribuição eletrônica em subníveis

Baseado nessas observações, o químico americano Linus Carl Pauling (1901-1994) elaborou um dispositivo prático denominado Diagrama de Pauling. Esse diagrama organiza os níveis e subníveis conhecidos em ordem crescente de energia. As diagonais representam a ordem crescente de energia. Um modelo do diagrama com os números máximos de elétrons em cada subnível é mostrado a seguir. Observe que a sequência da distribuição não segue uma ordem linear.

Subníveis

NíveisMáximo de elétrons

por níveis

(K) 1

(L) 2

(M) 3

(N) 4

(O) 5

(P) 6

(Q) 7

2

8

18

32

32

18

8

62 10 14Máximo de elétronspor subníveis

S P D F

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d

5s 5p 5d

4f

5f

6s 6p 6d

7s 7p


Figura 8 – Diagrama de Pauling

Modifi cada de <http://juninhostefanelli.blogspot.com/2008/03/diagrama-de-pauling.html>. Acesso em: 9 dez. 2009.

Sequência da distribuição:

1s2, 2s2, 2p6, 3s 2, 3p6, 4s2, 3d 10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f 14, 5d 10, 6p6, 7s 2, 5f 14, 6d 10, 7p6.

Se você vai fazer a distribuição eletrônica de um átomo neutro, primeiro é preciso conhecer seu número atômico (Z ), que é igual ao número de elétrons. Em seguida, você distribui no diagrama de Pauling em ordem crescente de energia dos subníveis. Entretanto, se você vai distribuir os elétrons de um íon, é preciso lembrar que houve a perda ou ganho de elétrons. No diagrama, esse elétron deverá ser retirado ou adicionado, respectivamente, sempre na última camada eletrônica, denominada camada de valência.

34 Se: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4

34 Se+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3

Perde um elétron na camada de valência

camada de valência


Exemplo 1

Atividade experimental: São João, alegria e Química!

As festas juninas representam uma das principais manifestações da cultura popular, principalmente da região Nordeste. Têm origem nas festas dos santos populares em Portugal: Santo Antônio, São João e São Pedro. A música e os instrumentos usados,

como sanfona, triângulo ou ferrinhos, reco-reco etc., estão na base da música popular e folclórica portuguesa e foram trazidos para o Brasil pelos povoadores e emigrantes do país irmão. As roupas ‘caipiras’ são uma clara referência ao povo campestre, que povoou principalmente o Nordeste do Brasil e muitíssimas semelhanças se podem encontrar no modo de vestir ‘caipira’ tanto no Brasil como em Portugal.

No Brasil, recebeu o nome de junina (chamada inicialmente de joanina, de São João), porque acontece no mês de junho. A festa de São João brasileira é típica da região Nordeste. Por ser uma região árida, o Nordeste agradece anualmente a São João, e também a São Pedro, pelas chuvas caídas nas lavouras. Em razão da época propícia para a colheita do milho, as comidas feitas de milho integram a tradição, como a canjica e a pamonha.

O local onde ocorre a maioria dos festejos juninos é chamado de arraial, um largo espaço ao ar livre cercado ou não e onde barracas são erguidas unicamente para o evento, ou em um galpão já existente com dependências já construídas e adaptadas para a festa. Geralmente o arraial é decorado com bandeirinhas de papel colorido, balões e palha de coqueiro ou bambu. É comum os participantes das festas se vestirem de matuto, os homens com camisa quadriculada, calça remendada com panos coloridos e chapéu de palha, e as mulheres com vestido colorido de chita e chapéu de palha. Nos arraiás acontecem as quadrilhas, os forrós, leilões, bingos, casamentos matutos e, claro, soltura dos fogos de artifício que fazem a alegria de todos.

O uso de balões e fogos de artifício durante o São João no Brasil está relacionado com o tradicional uso da fogueira junina e seus efeitos visuais. Fogos de artifício manuseados por pessoas privadas e espetáculos pirotécnicos tornaram-se uma parte essencial da festa no


Nordeste, em outras partes do Brasil e em Portugal. Os fogos de artifício, segundo a tradição popular, servem para despertar São João Batista. Em Portugal, pequenos papéis são atados no balão com desejos e pedidos escritos neles. Mas o que tudo isso tem a ver com Química?

Fonte: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Festa_junina>. Acesso em: 9 dez. 2009.

O texto acima relata uma cultura popular muito comum na região Nordeste – o São João, onde os fogos de artifício são uma das principais características de seu festejo. Você já pensou que as diferentes cores dos fogos de artifício são explicadas pela Química? Para entender como funcionam os fogos de artifício, faça a atividade descrita a seguir:

Materiais MATERIAL CAPACIDADE QUANTIDADE

Fios de 10 cm de níquel-crômio (resistência de chuveiro)

- 6

Bico de gás ou lamparina a álcool - 6

Pinça de madeira ou pregador de roupas de madeira - 6

Reagentes REAGENTES CONCENTRAÇÃO QUANTIDADE

Cloreto de sódio (NaCl) 0,5 mol/L 1

Nitrato de sódio (NaNO3) 0,5 mol/L 1

Cloreto de potássio (KCl) 0,5 mol/L 1

Nitrato de potássio (KNO3) 0,5 mol/L 1

Cloreto de cálcio (CaCl2) 0,5 mol/L 1

Carbonato de cálcio (CaCO3) 0,5 mol/L 1

Procedimento

1) Prenda cada fi o de níquel-crômio a um suporte de madeira e faça um pequeno gancho na outra extremidade.

2) Mergulhe um fi o na solução de cloreto de sódio (NaCl).

3) Coloque-o na chama, que deve ser regulada para estar bem clara.


4) Observe a coloração da chama e anote suas conclusões abaixo.

5) Repita os procedimentos anteriores utilizando um pedaço de fi o de níquel-crômio para cada solução, e preencha a tabela abaixo com os resultados obtidos.

Composto químico Cor

Análise de dados 1) O que tinham em comum as substâncias que apresentaram a mesma cor de chama?

2) Os diferentes sais de cloreto apresentam a mesma cor de chama?


3) Qual conclusão você pode chegar a partir desses testes?

4) Pesquise na internet e explique o porquê da emissão de cores pelos compostos testados na experimentação.

Leitura complementarWYNN, Charles M.; WIGGINS, Arthur W. As cinco maiores ideias da ciência. Tradução de Roger Maioli. São Paulo: Ediouro, 2002.

Esse livro aborda de uma forma simples, usando termos de fácil compreensão, cinco teorias científi cas importantes para o desenvolvimento da ciência. A primeira delas são os modelos atômicos. Também apresenta diagramas e cartuns bem humorados, discussões animadas e exemplos relevantes. Assim, representa uma ótima fonte de leitura para quem quer saber um pouco mais sobre átomos e ciências.

Resumo

1

2

3

4


Nesta aula, você estudou a evolução de modelos atômicos até a estrutura do átomo atual. Também viu as características que diferenciam os átomos, como número atômico e número de massa. Esses átomos podem perder ou ganhar elétrons, formando os íons. Outro ponto abordado foram as classes de átomos baseadas nas semelhanças de número de prótons, massa, nêutrons ou elétrons. E, fi nalmente, você aprendeu como distribuir os elétrons nos níveis e subníveis de energia.

AutoavaliaçãoA estrutura atômica atual foi baseada em modelos atômicos. Elabore um esquema para ilustrar a evolução desses modelos.

Considere os elementos abaixo e indique quais são isóbaros, isótopos e isótonos.

I II III IV V VI VII

40

19K 16

8O 40

18Ar 17

8O 37

17Cl 18

8O 40

20Ca

Por que a confi guração eletrônica do Arsênio (Z=33) é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 e não 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 10 4s2 4p3?

Como o modelo atômico de Bohr explica os fogos de artifício?

Anotações


Referências BRADY, J. E.; RUSSEL, J. E.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2003. v. 1.

DISTRIBUIÇÃO eletrônica de elétrons. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/distribuicao-eletronica-de-eletrons.htm>. Acesso em: 9 dez. 2009.

KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química e reações químicas. Trad. J. R. P. Bonapace. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v 1.


SILVA JUNIOR, Cesar da Sanches et al. Ciências: entendendo a natureza – a matéria e a energia: 8ª série/ 9º Ano. 20. ed. São Paulo: Saraiva, 2006.

Anotações


Organização dos elementos químicos na tabela periódica – o alfabeto químico

9Aula

1

2

3


Apresentação

Durante nossa vida, nós adquirimos várias coleções, sejam de lápis, carrinhos, selos, moedas, sapatos etc. E quando essa coleção começa a aumentar, surge um momento que sentimos a necessidade de organizá-la. Para isso, precisamos classifi car esses

objetos de forma que facilitem uma rápida e precisa localização, bem como a sistematização das informações sobre os itens da coleção. Na Química, aconteceu algo parecido: à medida que os químicos foram descobrindo novos elementos químicos, surgiu a necessidade de organizar esses elementos. Assim, nesta aula você vai compreender a disposição sistemática dos elementos na forma de uma tabela que permite não só verifi car as características dos elementos e suas repetições, mas também fazer previsões das características e tendências dos átomos que compõem essa tabela.

ObjetivosDiferenciar as classes dos elementos químicos.

Reconhecer a estrutura e propriedades da tabela periódica.

Explicar as propriedades periódicas dos elementos químicos na tabela periódica.


História da tabela periódica

O aumento de elementos químicos descobertos gerou a necessidade de organizá-los de forma coerente para facilitar os estudos. Em 1817, Johann Wolfang Döbereiner, químico alemão, teve a primeira ideia, com sucesso parcial. Ele percebeu que os elementos

químicos poderiam ser organizados em trios ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade era supostamente a média das massas atômicas dos seus membros antecessor e sucessor. Essa classifi cação dos elementos químicos fi cou conhecida como a “lei das tríades”. Veja o exemplo abaixo:

Elementos Químicos

Cloro (Cl )

Bromo(Br)

Iodo(I)

Massa Atômica 35,5 80 127

Observe que a massa atômica do bromo é a média aritmética da massa do cloro e do iodo, conforme é também observado nas tríades abaixo:

Elementos Químicos

Enxofre(S)

Selênio (Se)

Telúrio(Te)

Massa Atômica 32 79 128

Elementos Químicos

Cálcio (Ca)

Estrôncio (Sr)

Bário (Ba)

Massa Atômica 40 88,5 137

Massa atômica Massa

atômica

Planificado

02468101214161820222426283032

0 22 4 6 8

1012144 6 8 10 12 14 16

2468101214161820222426283032

Semelhança

Be

Li

C

N

OO

Na

Mg

Si

FS

H

H

Li

O

Na

Li

1 2 3 4 5 6 7

Be B C N O F

Na Mg Al Si

K Ca Cr Ti

P S Cl Semelhança


Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Porém, a ideia de que as propriedades dos elementos químicos estariam intimamente ligadas às massas atômicas serviu de base para que A. E. Béguyer de Chancourtois apresentasse uma nova classifi cação denominada de parafuso telúrico (Figura 1). Nesta, os elementos estariam dispostos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massa atômica.

Figura 1 – Modelo parafuso telúrico

Fonte: <www.dqi.ufms.br/~lp4/ELEMENTOS.PDF>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Essa classifi cação tem uma limitação, pois é válida para elementos com número atômico inferior a 40. Por isso, em 1864 surgiu outro modelo proposto por John A.R. Newlands. Ele agrupou os elementos em sete grupos de sete elementos, na ordem crescente de suas massas atômicas, de tal modo que as propriedades químicas se repetiam a cada 7 elementos. As propriedades químicas do oitavo elemento seriam semelhantes às propriedades do primeiro. A ideia de Newlands foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. Esse modelo fi cou conhecido como “lei das oitavas” (Figura 2).

Figura 2 – Modelo da lei das oitavas

Fonte: <www.dqi.ufms.br/~lp4/ELEMENTOS.PDF>. Acesso em: 18 jan. 2010.


Finalmente, Dmitri Ivanovich Mendeleev apresentou, em 1869, uma classifi cação que é a base da classifi cação periódica moderna, colocando os elementos (na época, cerca de 60 conhecidos) em ordem crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verifi cou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica. Na sua tabela apareciam lugares vagos que Mendeleev admitiu corresponderem a elementos ainda não conhecidos.

Abaixo segue o manuscrito original da tabela periódica que foi enviada por Mendeleev ao editor, para impressão posterior (Figura 3), e a versão publicada em 1871 (Quadro 1).

Figura 3 – Manuscrito original da tabela de Mendeleev

Fonte: <http://img252.imageshack.us/my.php?image=tpmanuscritafh6.jpg>. Acesso em: 18 jan. 2010.


Quadro 1 – Versão de 1871 da tabela de Mendeleev

Fonte: <http://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40421997000100014&script=sci_arttext>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Em 1913, Henry G. J. Moseley demonstra que a carga do núcleo do átomo é característica do elemento químico e é expresso por um valor numérico inteiro denominado número atômico. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna diferente da de Mendeleev é baseada no número atômico dos elementos químicos (Figura 4). Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica, aplicando novos dados, com as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.


Figura 4 – Tabela periódica moderna

Atividade 1


O texto a seguir trata da classifi cação periódica dos elementos, proposta por D. I. Mendeleev (1869).

Embora a Tabela de Mendeleev tivesse algumas imperfeições óbvias, a periodicidade das propriedades e a tendência de agrupar elementos semelhantes são evidentes. Ela também incorporava diversos princípios que contribuíram para a aceitação da lei periódica: a listagem seguindo massas atômicas crescentes, a separação entre o hidrogênio e os elementos imediatamente seguintes, os espaços vazios para elementos desconhecidos, e a incerteza em relação à localização dos elementos mais pesados. Alguns elementos pareciam estar fora do lugar quando colocados estritamente em ordem crescente de massas atômicas. Isto pareceu a Mendeleev ser decorrente de erros na determinação das massas atômicas: por isso, ele deixou de aderir estritamente ao aumento das massas atômicas. Assim, ele colocou o ouro depois do ósmio, do índio e da platina – e determinações posteriores das massas atômicas demonstraram que isso estava correto. Outras inversões, porém, não foram corrigidas por meio de melhorias nos métodos de determinação de massas atômicas, e somente foram explicadas pelo trabalho de Moseley a respeito dos números atômicos em 1913. Entretanto, o maior “insight” de Mendeleev está em seu artigo de 1871 a respeito dos espaços vazios na tabela periódica. A partir de suas posições na tabela, ele deduziu as propriedades desses elementos e de seus compostos. Essas previsões foram verifi cadas de maneira espetacular durante as duas décadas seguintes, com a descoberta de três elementos: gálio, escândio e germânio.

Fonte: <http://www.uepg.br/enade/Provas%20e%20Gabaritos%20Enade%202005/Provas/Qu%C3%ADmica.pdf>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Estabeleça uma relação entre o texto e o método científi co que você estudou na Aula 3 (Senso comum e pensamento científi co).


O que é a tabela periódica?

Como você pode ver, a classifi cação dos elementos químicos foi montada sistematicamente na forma de uma tabela baseada nas características dos elementos químicos. Mas qual a importância dessa tabela? Leia atentamente o diálogo entre dois alunos do Ensino

Fundamental que acabaram de assistir uma aula sobre tabela periódica. Nesse diálogo, você observa facilmente a importância do estudo da tabela periódica.

Faraday: Hoje a aula foi um saco!!! Ninguém merece.

Pauling: Achei legal. O professor pegou a tabela periódica e fez um bingo.

Faraday: Nem me lembre, não entendi nada.

Pauling: A cartela era uma tabela periódica, foi irado!!!

Faraday: Quando ele sorteava a bola e dizia: “quarto período e segunda família”, eu fi cava perdidinho.

Pauling: Mas cara, é fácil! O período corresponde à linha da cartela e a família às colunas. Na tabela só existem 7 períodos e 18 famílias, era só cruzar as informações dele que você encontrava o elemento.

Faraday: Isso era fácil, o complicado era o sexto e sétimo períodos, onde estavam os tais lantanídeos e actinídeos.

Pauling: Aaah... nessa hora eu também me perdi, mas depois eu entendi. Os lantanídeos são elementos do sexto período que são agrupados na família 3 ou 3B, ou seja, todos eles são da mesma família, assim como os actinídeos, que são elementos do sétimo período.

Faraday: Mas pra que isso? O que eu tenho a ver com essa tabela? Decorar isso tudo???

Pauling: O professor disse que a tabela deve ser usada como consulta, não precisamos decorá-la... mas temos que aprender como consultar e extrair dela as informações que estão embutidas na sua organização.

Assim, a tabela periódica é muito útil para a consulta, pois através dela é possível prever as características e tendências dos átomos. Permite, por exemplo, entender porque certos átomos são extremamente reativos enquanto outros são praticamente inertes. A tabela é

Massa atômica

Distribuiçãoeletrônica

Número atômico

Símbolo do Elemento

Nome do elemento

FeFerro

26 28142

55,847


composta por pequenos quadros com várias informações sobre o elemento químico conforme a representação simbólica abaixo:

Figura 5 – Representação simbólica Ferro (Fe) na tabela periódica

Fonte: <http://profmarialuiza.vilabol.uol.com.br/classifi cacao_periodica.htm>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Estrutura da tabela periódica – períodos e famílias

Os elementos químicos são colocados em faixas horizontais (períodos) e faixas verticais (grupos ou famílias), conforme você pode visualizar na Figura 6. A tabela periódica possui 7 períodos ou 7 linhas que possuem relação total com os 7 níveis de camadas

da eletrosfera. Dessa forma, o período indica o número de camadas da eletrosfera do elemento. A tabela periódica é representada comumente na sua forma curta, onde os elementos com números atômicos 57 a 71 do sexto período, chamados de lantanídeos, e os elementos de 89 a 103 do sétimo período, chamados de actinídeos, são colocados à parte da tabela. Entretanto, também pode ser representada numa forma estendida (ou longa), onde tais elementos se encontram no corpo da tabela.

Na forma curta da tabela periódica há 18 sequências verticais de elementos que são chamados de grupos ou famílias. Antigamente, as famílias eram agrupadas em 2 grandes grupos : “A” e “B”. Cada grupo era formado por 8 famílias. Atualmente, a IUPAC recomenda que as famílias sejam numeradas de 1 a 18. Algumas famílias recebem nomes especiais:

Grupo 01 ou 1A : metais alcalinos

Grupo 02 ou 2A : metais alcalinos terrosos

IUPAC

(The International Union of Pure and Applied Chemistry): Organização não governamental internacional reconhecida como a autoridade mundial em nomenclatura química, terminologia e métodos padronizados para efetuar medidas, massas atômicas e outros dados.


Grupo 16 ou 6A : calcogênios

Grupo 17 ou 7A : halogênios

Grupo 18 ou 8A: gases nobres

Figura 6 – Famílias e períodos da tabela periódica

Fonte: Autoria própria

Copérnico vai estar na tabela periódica

O elemento 112, a mais recente adição à tabela periódica, deve ser batizado em homenagem ao homem que descobriu que a Terra gira em torno do Sol.

Nicolau Copérnico, morto em 1543, foi a inspiração dos cientistas do Centro de Pesquisas em Metais Pesados (GSI), em Darmstadt, na Alemanha. A equipe liderada por Sigurd Hofmann fez o primeiro átomo do elemento 112 em 1996, mas teve que esperar até junho deste ano para que a União Internacional de Química Pua e Aplicada (IUPAC) reconhecesse ofi cialmente o elemento.

Seguindo a tradição, os criadores ou descobridores do elemento são convidados a escolher o nome pelo qual ele será conhecido. Nesse caso, a equipe optou por Copernicium (Cp) – que ainda deve ser aprovado pela IUPAC antes de ser ofi cialmente incluído na tabela periódica. No entanto, Hofmann e seus colegas têm experiência no assunto, pois já nomearam nada menos do que outros cinco elementos: Bohrium (107), Hassium (108), Meitnerium (109), Darmstadtium (110) e Roentgenium (111).


Para garantir que a homenagem a Copérnico seja aprovada, eles seguiram as instruções da IUPAC. A instituição determina que um elemento deve receber o nome de uma dessas categorias: fi gura ou conceito mitológico, objeto astronômico, mineral ou substância similar, local ou região geográfi ca, propriedade do próprio elemento ou o nome de um cientista. E todos devem conter a terminação “ium”.

Fonte: <http://info.abril.com.br/noticias/ciencia/copernico-vai-estar-na-tabela-periodica-17072009-49.shl>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Confi guração eletrônica e tabela periódica

Na Aula 6 (Estrutura do átomo), você aprendeu a distribuir os elétrons no Diagrama de Pauling. Se você distribuir os elétrons de todos os elementos químicos, vai verifi car que, à medida que aumenta o número atômico, há um comportamento periódico no

modo como termina a distribuição. Dessa forma, observa-se que existem 4 blocos na tabela periódica (Figura 7). O bloco “s” cuja distribuição eletrônica termina no subnível “s”; o bloco “p” cuja distribuição eletrônica termina no subnível “p” e os blocos “d” e “f ”, cuja distribuição eletrônica termina nos subníveis “d ” e “f ”, respectivamente. Além disso, o número de elétrons da camada de valência indica o grupo do elemento.

Figura 7 – Distribuição dos subníveis de energia na tabela periódica

Atividade 2

1s 2, 2s 2 2p 6, 3s 2 3p 6 3d 5, 4s 2

1˚ nível 2˚ nível 3˚ nível 4˚ nível

4˚ período

Família 02


Diante dessas informações é possível identifi car a posição do elemento químico na tabela periódica. O elemento químico cálcio (Ca

20) possui a seguinte distribuição eletrônica: 1s2, 2s2

2p6, 3s2 3p6 3d5, 4s 2. Observe a análise da distribuição abaixo:

A tabela periódica ilustrada abaixo foi proposta pelo professor Philip Stewart e batizada como galáxia química. Compare as informações contidas nessa tabela com a tabela periódica tradicional e responda às questões a seguir:

Uma exceção a essa regra é a do hélio (He), que pertence ao grupo 18. Ele não possui 8 elétrons na camada de valência, pois sua confi guração eletrônica é 1s 2. Ele é colocado em tal posição por apresentar propriedades semelhantes ao outros elementos do grupo 18.

Classifi cação dos elementosDentro da tabela periódica, os elementos químicos também podem ser classifi cados de

acordo com sua confi guração eletrônica, em séries químicas. Estas podem ser os elementos representativos e de transição (interna e externa).

Os elementos representativos, pertencentes aos dois primeiros grupos e aos grupos de 13 a 17, possuem o elétron de diferenciação localizado num subnível “s” e “p”, respectivamente. Os elementos (ou metais) de transição, pertencentes aos grupos de 3 a 12, são defi nidos pela IUPAC como elementos cujo átomo possui um subnível “d” incompleto ou que possa vir a formar cátions com um subnível “d ” incompleto”. O nome “transição” vem da posição dos elementos na tabela, representando a transição do grupo 2 ao 13, pela sucessiva adição de elétrons ao orbital “d”.

Os elementos de transição interna, pertencentes às séries dos lantanídeos e dos actinídeos, aparecem separados do corpo principal da tabela periódica devido à diferenciação na confi guração eletrônica ocorrer num nível interno, ou seja, no antepenúltimo nível de energia (4f ou 5f ).

Elétron de diferenciação

Elétron de maior energia de um elemento químico.

Be4

Li3

He2

F

9

O

8

H1n

0

C6

B5

Al13

Zn30

Cu29

Ni28

Co27

Fe26

Mn25Cr

24V23

Ti

22

Sc21

Y39

Lu71

Yb70

Tm69

Er68

Ho67

Dy66

Tb65

Gd64

Eu63

Sm62 Pm

61 Nd60 Pr

59 Ce58

La57

Ac89

Th90

Pa91

U92

Np93

Pu94

Am95

Cm96

Bk97

Cf98

Es99

Fm100

Md101

No102

Lr103

Zr

40

Hf

72

Nb41

Ta73 Mo

42

W74 Tc

43

Re75

Ru44

Os76

Rh45

Ir77

Pd46

Pt78

Ag47

Au79

Rg111

Ds110

Mt109

Hs108

Bh107Sg

106

Db105

Rf104

Cd48

Hg80

Ga31

In49

Tl81

Si14

Ge32

Sn50

Pb82

Uuq114

Uup115

Uuh116

Uus117

Uuo118

Uub112

Uut113

N7

P15

As33

Sb51

Bi83

S

16 Se

34 Te

52 Po

84

Cl

17 Br35 l

53 At

85

Ne10

Ar18

Kr36

Xe54

Rn86

Na11

K19

Rb37

Cs55

Fr87

Mg12

Ca20

Sr38

Ba56

Ra88

Número atômico(Quantidade de prótons)

Sigla do elemento


Adaptado de: <http://super.abril.com.br/tabelaperiodica/>. Acesso em: 18 jan. 2010.

a) Descreva quais as diferenças e semelhanças entre as duas tabelas.

b) Identifi que na fi gura os grupos e as séries químicas.


Atualmente os elementos conhecidos são divididos em: metais, não-metais, gases nobres e hidrogênio.

Os metais são elementos, substâncias ou ligas caracterizados por sua boa condutividade elétrica e de calor, geralmente apresentando cor prateada ou amarelada, um alto ponto de fusão e de ebulição e uma elevada dureza. Num metal, cada átomo exerce apenas uma fraca atração nos elétrons mais externos da camada de valência (última camada), que podem então sair facilmente da eletrosfera, proporcionando a formação de íons positivos (ou cátions). São características dos metais:

Condutibilidade: boa característica de condução térmica e elétrica.

Ductibilidade: capacidade de ser transformada em fi os.

Maleabilidade: capacidade de ser transformado em lâminas.

Elasticidade: capacidade de voltar ao normal após ser esticado.

Tenacidade: resistência à tração.


Figura 8 – Soldado norte-americano utilizando um detector de metais

Fonte: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/3d/Metal_Detector.jpg>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Detector de metais

Os detectores de metais utilizam campos eletromagnéticos para realizar a detecção de metais, ferrosos e até mesmo os não ferrosos. Tais equipamentos geralmente possuem ajustes de níveis de sensibilidade, para determinar o volume de metal a ser detectado e alguns possuem até mesmo a capacidade de selecionar o tipo do metal.

Entre as principais aplicações dos detectores de metais, estão as de uso bélico, pelas forças armadas, para detecção de minas, tubulações e outros. Os detectores de metais ainda são utilizados em aeroportos, para controle do fl uxo de metais, em eventos onde há um grande número de pessoas, em casas de câmbio, entidades bancárias, casas de shows, etc.

Todas as aplicações dos detectores, nos locais anteriormente citados, referem-se ao controle de uso de armas de fogo, e até mesmo armas brancas. As penitenciárias como não poderiam deixar de ser, utilizam o equipamento com níveis de sensibilidade elevados para fi ltrar objetos metálicos ou com partes metálicas. Este ato previne a entrada de objetos não permitidos em tais ambientes. Nesse caso, os detectores utilizados têm a capacidade de detecção de metais até mesmo em cavidade corpórea e a partir de dimensões muito reduzidas.

Fonte do texto: http://pt.wikipedia.org/wiki/Detector_de_metais

Atividade 3


Os não-metais (ou ametais) são caracterizados como maus condutores de calor e eletricidade, por não possuírem brilho característico e serem encontrados nos estados sólido, líquido e gasoso à temperatura ambiente (25°C ). São poucos, quando comparados aos metais; porém, são os mais abundantes da natureza, como por exemplo, o oxigênio. Também os organismos vivos são compostos quase exclusivamente por não-metais. Quimicamente, possuem uma forte força de atração dos seus elétrons de valência, conferindo uma grande facilidade de ganhar elétrons e formar ânions.

Os semimetais são elementos que exibem tanto características de metais quanto de ametais. São semicondutores elétricos e térmicos e formam óxidos anfóteros. Atualmente essa classifi cação vem progressivamente caindo em desuso, tendo em vista que os elementos pertencentes aos semimetais nunca foram claramente defi nidos ou indicados ofi cialmente, tanto pela IUPAC ou, em domínio brasileiro, pela Sociedade Brasileira de Química (SBQ). Na tabela periódica, os semimetais são distribuídos em uma linha diagonal do boro ao polônio, tendo à esquerda dessa diagonal os metais e à sua direita os ametais.

Os gases nobres têm uma baixa reatividade e são também conhecidos por gases inertes. Por essa razão e em alusão ao comportamento separatista da nobreza de séculos passados, a característica desses gases é de não combinarem com os demais elementos.

O hidrogênio apresenta características peculiares, que difi cultam sua classifi cação como metal ou não-metal. Por essa razão, ele é considerado um caso à parte, um elemento atípico, e, apesar de estar no grupo 1 (por conter um elétron na sua única camada eletrônica), não é considerado membro da família dos metais alcalinos.

Todos os elementos de z = 1 = 1 (hidrogênio) a z = 92 = 92 (urânio) são naturais, ou seja, podem ser encontrados na natureza, com exceção do tecnécio (z = 43) e promécio (z = 61), que são artifi ciais (produzidos apenas em laboratório). Os elementos situados após o urânio (z > 92) não são encontrados na natureza e são chamados transurânicos.

Óxidos anfóteros

Substâncias que podem se comportar como ácido ou

como base, dependendo da presença de outro

reagente. Os óxidos serão estudados na Aula 11,

sobre funções químicas.

Durante muito tempo o ar foi considerado um elemento químico e, só ao fi nal do século XVIII, reconheceu-se que ele era na verdade uma mistura cujo constituinte biologicamente ativo é atualmente chamado oxigênio. O oxigênio é considerado o mais abundante elemento químico da crosta terrestre e muito importante para a sobrevivência dos organismos aeróbicos, uma vez que o oxigênio participa da conversão de nutrientes em energia dentro da célula.

a) Cite 10 elementos químicos considerados abundantes na crosta terrestre.

b) Indique o símbolo, grupo, período e classifi cação desses elementos químicos.


Qual é o elemento químico mais perigoso?

A periculosidade dos elementos químicos depende de vários fatores. “Alguns elementos podem ter uma toxicidade alta e oferecer um risco baixo em função das condições da exposição”, diz Elizabeth Nascimento, toxicologista da USP. É o caso do plutônio, considerado pelo Guinness o elemento mais perigoso por poder ser usado em bombas atômicas. Mas ele é raríssimo na natureza – é pouco provável que você o encontre por aí. Outros critérios que infl uenciam o grau de perigo são dose, concentração, solubilidade, tamanho, forma de contato, tempo e frequência da exposição e até mesmo a sensibilidade de cada pessoa à substância.

Maus elementos – Na tabela periódica, até elementos aparentemente inofensivos podem se tornar uma ameaça

Agentes duplos

Sódio, potássio, cálcio e magnésio são essenciais para o corpo, mas uma só gota de potássio na corrente sanguínea mata em segundos. Ele acaba com a diferença de carga elétrica que existe entre as partes interna e externa das células, fundamental para a transmissão dos impulsos nervosos. Isso impede a contração muscular e o coração para de bater.

Atividade 4


Heavy metal

O grupo dos metais tem venenos como o arsênio e elementos que intoxicam por acumulação. Nosso corpo não consegue excretar sais de mercúrio, cádmio, cromo, manganês e chumbo que ingerimos pela água ou pela respiração. Aí, eles vão se acumulando e podem causar distúrbios neurológicos, respiratórios, renais e até matar.

Ondas fatais

Na turma do fundão da tabela, muitos elementos dos grupos de lantanídeos e actinídeos são radioativos: seu núcleo emite ondas de energia que atravessam nossa pele e atrapalham o funcionamento das células, causando câncer. Nesse grupo se encontram vilões famosos, como o urânio das usinas nucleares e o plutônio das bombas atômicas.

Gênios do mal

O grupo dos halogênios inclui fl úor e cloro, que, diluídos a menos de 1% na pasta de dentes e na água, nos protegem de bactérias. Mas algumas baforadas de ar com cloro a 0,1% são fatais. No pulmão, os elementos desse grupo reagem com água e formam ácidos fortes, que corroem tudo. O gás mostarda, usado na Primeira Guerra Mundial, era puro gás cloro.

Fonte: <http://mundoestranho.abril.com.br/ciencia/pergunta_287930.shtml>. Acesso em: 18 jan. 2010.

Diariamente, podemos observar elementos químicos com aplicações importantes para atividades de nosso cotidiano. Pesquise em livros e na internet quais as aplicações dos elementos químicos destacados na tabela a seguir:

Hidrogênio (H)

Berílio (Be)

Carbono (C )

Nitrogênio (N)

Massaatômica

Númeroatômico

Calorespecífico

Númeroatômico


Oxigênio (O)

Flúor (F)

Neônio (Ne)

Sódio (Na)

Magnésio (Mg)

Alumínio (Al)

Silício (Si)

Fósforo (P)

Enxofre (S)

Cloro (Cl )

Propriedades periódicas

Algumas propriedades variam em função dos números atômicos dos elementos químicos. Elas podem ser classifi cadas em dois tipos: aperiódicas, onde os valores aumentam ou diminuem continuamente com o aumento do número atômico; e periódicas, onde os

valores oscilam em mínimos e máximos, repetidos regularmente com o aumento do número atômico. Grafi camente, as propriedades aperiódicas podem ser facilmente observadas quando valores variam independentemente dos períodos, conforme os exemplos da massa atômica e calor específi co abaixo:

Valornumérico

Númeroatômico


A base do estudo da tabela periódica está no conhecimento e interpretação das propriedades periódicas dos elementos. Essa periodicidade será útil nas previsões de propriedades dos elementos químicos.

Raio atômico – RAO raio atômico pode ser considerado o tamanho do átomo; porém, na prática é impossível

determinar o ponto específi co onde termina a nuvem eletrônica. Por isso, vamos considerar que o átomo é uma esfera e o seu raio será medido através da distância média do elétron mais externo até o núcleo, de forma que, quanto maior o número de níveis ou camadas eletrônicas do átomo, maior o raio atômico. No quadro a seguir são mostrados alguns exemplos de raios atômicos:

Hidrogênio (H)RA = 53 pm

Hélio (He) RA = 31 pm

Lítio (Li) RA = 167 pm

Flúor (F)RA = 42 pm

Primeiro elemento do primeiro período

Último elemento do primeiro período

Primeiro elemento do segundo período

Último elemento do segundo período

Quadro 2 – Exemplos de raios atômicos

De acordo com o quadro anterior, observa-se que no início do período o elemento possui um raio maior que o elemento do fi nal do período, e que esse comportamento se repete no

Já nas propriedades periódicas, o gráfi co revela a variação de acordo com os períodos, assumindo valores máximos e mínimos em cada um dos períodos.

LiLi

e

E1


período seguinte. Por que o raio atômico diminui nos elementos do mesmo período, se todos possuem o mesmo número de níveis ou camadas eletrônicas? Isso ocorre porque à medida que aumenta o número atômico, aumenta-se a quantidade de prótons e, consequentemente, a força de atração do núcleo nos elétrons. O aumento dessa força provoca a contração da eletrosfera e diminuição do raio atômico. Nas famílias, à medida que aumenta o número atômico, aumenta-se o número de camadas e o raio atômico. Então concluímos que o raio atômico aumenta nos períodos da direita para esquerda, enquanto que nas famílias (grupos) de cima para baixo.

Energia (ou potencial) de ionização – EIConforme vimos na Aula 8 (Estrutura do átomo), quando um átomo absorve energia,

o elétron salta de um nível de menor energia para outro nível de maior energia. Se essa energia for sufi cientemente alta, será possível arrancar o elétron do átomo. A energia de ionização é a energia mínima para retirar um elétron do átomo que se encontra no estado fundamental e gasoso. Na fi gura 09 o átomo do lítio absorve a energia (E1) e perde um elétron se transformando em um cátion (Li +).

Figura 09 – Retirada do elétron do átomo de lítio

À medida que o raio atômico diminui, a força de atração do núcleo sobre a eletrosfera aumenta. Nessa situação, a energia necessária para retirar o elétron aumenta, pois esse elétron encontra-se mais fortemente atraído pelo núcleo. Com isso, a energia de ionização é

Os


inversamente proporcional ao raio atômico, ou seja, no momento que o raio atômico diminui a energia de ionização aumenta.

O comportamento dessa propriedade na tabela segue de forma contrária ao raio atômico, ou seja, nos períodos a energia cresce da esquerda para direita e nas famílias (grupos) de baixo para cima.

Afi nidade eletrônica (AE) ou eletroafi nidadeSe ao invés de retirar um elétron, você introduzir um novo elétron, será necessária

alguma energia? Não, nessa situação o átomo libera energia. A quantidade de energia liberada pelo átomo ao receber o elétron será maior conforme a força de atração do núcleo pelo elétron. Dessa forma, a afi nidade eletrônica varia inversamente proporcional ao raio atômico, apresentando comportamento idêntico ao da energia de ionização na tabela periódica.

DensidadeComo você estudou na Aula 6 (Conceitos básicos de Química), a densidade de um corpo

se expressa pela relação entre a massa (m) e o volume (v). Na tabela, a densidade de um elemento aumenta diretamente com o número atômico, visto que se aumenta a massa atômica do átomo. Outro fator que interfere na densidade é o raio atômico, pois quanto maior o raio menor é a densidade. Dessa forma, a densidade varia na tabela na família (grupo) de cima para baixo e nos períodos para o centro da tabela.

W

C

1A2A 7A


Ponto de fusão e ebuliçãoTambém na Aula 6, vimos que o ponto de fusão (PF) é a temperatura na qual um sólido se

transforma em líquido a uma determinada pressão; já o ponto de ebulição (PE) é a temperatura na qual um líquido se transforma em vapor a uma determinada pressão. Com exceção dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e a família do carbono, essas propriedades variam de acordo com a densidade.

Atividade prática – que alimento a tabela tem?

Todos nós precisamos de uma dieta balanceada para nos mantermos saudáveis. Pequenas quantidades de alguns elementos são vitais para os processos bioquímicos. Criar bons hábitos alimentares é muito importante, pois as necessidades do organismo estão

relacionadas a uma alimentação saudável, rica em nutrientes e associada a exercícios físicos. Porém, é importante que esses hábitos sejam criados desde a infância, primeiramente dentro de casa, mas podendo contar com o apoio da escola. No mundo atual, com as correrias do dia a dia, temos presenciado crianças se alimentando de sanduíches, bolachas, salgadinhos empacotados, frituras e refrigerantes, que podem trazer problemas como obesidade, pressão alta, gastrite etc. Você sabe a composição desses alimentos? Já teve a curiosidade de ler um rótulo de embalagem?

No Brasil, a rotulagem nutricional de alimentos embalados é regulamentada pela Resolução nº 360 da Agência Nacional de Vigilância Sanitária (ANVISA, 2003). Nesse sentido, devem ser declaradas a quantidade por porção e a porcentagem do valor diário (%VD) dos seguintes componentes: valor energético (calórico), carboidratos, proteínas, gorduras totais, gorduras saturadas, gorduras trans, fi bras alimentares e sódio, conforme exemplifi cado na Figura 10 a seguir. Mas você sabe ler um rótulo de um alimento? Qual o elemento químico predominante?


Figura 10 – Rótulo nutricional de alimento

Fontes: <http://static.hsw.com.br/gif/rotulo-colesterol.jpg>. Acesso em: 18 jan. 2010. http://www.educador.brasilescola.com/orientacoes/criancas-alimentacao.htm. Acesso em: 29/12/2009. Amanda Porto Neves, Pedro Ivo Canesso Guimarães e Fábio Merçon Interpretação de Rótulos de Alimentos no Ensino de Química QUÍMICA

NOVA NA ESCOLA Vol. 31 N° 1, FEVEREIRO 2009 http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc31_1/07-RSA-1007.pdf

Pensando nesses questionamentos, vamos realizar uma atividade prática envolvendo rotulagem de alimentos e sua composição relacionando os elementos químicos com a tabela periódica. Para isso, você vai precisar de:


Embalagens de alimentos 10

Tesoura 1

Cartolina 2

Coleção de lápis coloridos (hidrocor) 1

Cola 1

1) Identifi que, a partir dos rótulos das embalagens, os elementos químicos (micronutrientes inorgânicos) que estão presentes nesses alimentos.

Micronutrientes inorgânicos

Nutriente necessário ao organismo em

pequenas quantidades (mili ou microgramas).


2) Escolha um critério de classifi cação desses elementos químicos e proponha uma tabela (diferente da periódica) para organizá-los em uma cartolina.

3) Explique qual o critério que você escolheu para organizá-los.

4) Que difi culdades você encontrou para propor uma nova tabela?

5) Construa uma tabela periódica em outra cartolina.

6) Destaque, na tabela, os elementos químicos encontrados nas embalagens.

7) Identifi que o elemento químico predominante nos alimentos selecionados.

8) Recorte os nomes dos alimentos das embalagens.

9) Cole o recorte na posição onde o elemento químico predominante de cada alimento aparece na tabela.

10) Quais desses alimentos você come diariamente?


11) Identifi que quais os elementos químicos (micronutrientes inorgânicos) predominam nesses alimentos.

12) Pesquise na Internet sobre as vantagens e desvantagens desses elementos químicos para a saúde humana.

13) Avalie, baseado na pesquisa que você fez, se sua dieta está saudável.

Resumo


Leituras complementares MEDEIROS, Eliziane S. et al. Tabela periódica: uma aula diferenciada. In: ENCONTRO NACIONAL DE ENSINO DE QUÍMICA, 14., 2008, Curitiba. Resumos... Curitiba, 2008. Disponível em: <http://www.quimica.ufpr.br/eduquim/eneq2008/resumos/R0815-2.pdf>. Acesso em: 29/12/2009

Esse artigo propõe uma aula prática sobre a tabela periódica intitulada “Tabela Periódica: uma Aula Diferenciada”. Os autores mostram alternativas que ajudam o desenvolvimento de competências no aluno e conduzem não só ao conhecimento cognitivo, mas a um conhecimento cidadão.

<http://www.ihsoftwares.k6.com.br>

Nesse site, você poderá obter, gratuitamente, uma tabela periódica virtual que mostra dados e classifi cações da tabela e dos elementos químicos em Língua Portuguesa.

<http://www.ptable.com>

Nesse endereço eletrônico, você encontra uma tabela periódica dinâmica e interativa, com recursos de informação muito interessantes acerca da classifi cação dos elementos químicos e das suas propriedades particulares.

<http://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt.html>

Nesse sítio, você encontra uma série de formas alternativas de apresentação da tabela periódica, inclusive as tradicionais descritas na aula.

Nesta aula, apresentamos inicialmente a história da tabela periódica. Na sequência, nós mostramos a importância da organização dos elementos químicos na tabela periódica atual e suas características. Também foi apresentada a classifi cação dos elementos químicos e suas propriedades, assim como as propriedades periódicas da tabela periódica. E, fi nalmente, através da experimentação proposta, você teve a oportunidade de trabalhar o assunto de tabela periódica com temas do seu cotidiano (alimentação).

1

2

3

4


AutoavaliaçãoDescreva a evolução da tabela periódica até os dias atuais.

A saúde óssea é dependente de uma variedade de elementos químicos; dentre eles, dois elementos representativos merecem destaque. O primeiro deles apresenta átomos com quatro camadas eletrônicas e dois elétrons na ultima delas. O segundo tem três camadas eletrônicas e cinco elétrons na última camada. Baseado nessas informações, identifi que esses elementos na tabela periódica.

Construa uma tabela periódica com elementos do seu dia a dia.

Vários elementos químicos constituem materiais úteis para a nossa sociedade. Qual elemento químico é predominante nos objetos e materiais listados a seguir?

a) Combustível para foguete

b) Gesso

c) Sal de cozinha

d) Iluminação para propaganda

e) Diamante

f) Lâmpada incandescente

g) Chip eletrônico

h) Termômetro

i) Parafuso

j) Líquido para conservação de sêmen

k) Panelas

l) Pilhas recarregáveis

m) Pino para fratura óssea

n) Moeda

o) Roda de liga leve

Anotações


Referências CRIANÇAS e alimentação. Disponível em: <http://www.educador.brasilescola.com/orientacoes/criancas-alimentacao.htm>. Acesso em: 18 jan. 2010.

KOTZ, John C.; TREICHEL JÚNIOR, Paul. Química e reações químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v 1.

NEVES, Amanda Porto; GUIMARÃES, Pedro Ivo Canesso; MERÇON, Fábio. Interpretação de rótulos de alimentos no ensino de química. Química Nova na Escola, v. 31, n. 1, fev. 2009.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2003. (Química Geral e Inorgânica, 1).

ROSENBERG, I. M. Química geral. São Paulo: Edgard Blucher, 2002.


Anotações


Ligações químicas – em busca da estabilidade

10Aula

1

2

3

4

5

6

7

8


Apresentação

A grande variedade de substâncias que nos rodeiam e muitas das suas propriedades podem ser entendida a partir do conhecimento das ligações que ocorrem entre seus átomos. Nesta aula, você verá como e por que os átomos da maioria dos elementos

químicos estabelecem ligações uns com os outros. Você perceberá também que essas uniões entre átomos obedecem a regras que permitem prever os tipos de ligação e a proporção dos elementos na combinação. Além disso, você estudará como os diferentes tipos de ligações químicas defi nem classes distintas de substâncias com propriedades defi nidas e verá diversos modos de representá-las grafi camente. É importante salientar que os conteúdos que você estudou nas Aulas 8 (Estrutura do átomo) e 9 (Organização dos elementos químicos na tabela periódica – o alfabeto químico) são especialmente importantes para a compreensão dos assuntos desta aula, por isso, se houver necessidade, reveja-os.

ObjetivosDefi nir a fi nalidade das ligações para os elementos químicos, relacionando-a à confi guração eletrônica dos gases nobres.

Explicar como o conceito de valência se relaciona com a capacidade de combinação dos átomos.

Defi nir os tipos de ligação: iônica, covalente e metálica.

Distinguir substâncias iônicas e moleculares.

Diferenciar ligações covalentes: simples, múltiplas (duplas e triplas) e coordenadas.

Aplicar a regra geral de formulação para previsão de substâncias.

Desenhar fórmulas eletrônicas e estruturais planas a partir de fórmulas mínimas ou moleculares.

Identifi car propriedades das substâncias em função do tipo de ligação química.


Buscando a estabilidadeDos 90 elementos químicos encontrados na natureza, poucos deles existem na forma de

átomos isolados. À exceção dos gases nobres, os átomos dos demais elementos se encontram combinados a outros átomos do mesmo elemento ou de elementos diferentes, dando origem a milhões de substâncias.

A união entre átomos numa combinação é mantida por forças denominadas ligações químicas e envolve os elétrons dos níveis mais externos – aqueles que estabelecem o contato entre os átomos. Por isso, são os elétrons da última camada que determinam o comportamento químico de combinação de um átomo. A camada eletrônica mais externa é também denominada camada de valência e os elétrons pertencentes a ela podem ser chamados de elétrons de valência.

Como você já viu na Aula 9, os gases nobres não reagem entre si e com outros elementos. Além disso, eles não perdem nem recebem elétrons facilmente, ou seja, são quimicamente muito estáveis no estado fundamental (não iônico). A observação dessas propriedades, assim como o fato de que as formas atômicas mais estáveis dos demais elementos apresentam confi guração eletrônica semelhante à dos gases nobres, ajuda a entender como essa estabilidade é alcançada. Observe o Quadro 1 a seguir.

Quadro 1 – Distribuição eletrônica dos elementos nobres

K L M N O PHélio (

2He) 2

Neônio (10Ne) 2 8

Argônio (18Ar) 2 8 8

Criptônio (36Kr) 2 8 18 8

Xenônio (54Xe) 2 8 18 18 8

Radônio (86Rn) 2 8 18 32 18 8

Forças

Três tipos de força de atração poderiam

explicar essas ligações: a gravitacional,

a magnética e a eletrostática, sendo

esta última a única sufi cientemente forte

para justifi car as altas energias

de ligação existentes.

KL

M


Figura 1 – Distribuição eletrônica do argônio (18Ar)

Dados experimentais mostram que a força de atração entre o núcleo e os elétrons da última camada atinge um valor máximo quando o número de elétrons nessa camada é oito ou dois, quando o átomo só possui uma camada eletrônica. É essa confi guração especial que confere estabilidade aos gases nobres, inclusive ao hélio, que só possui dois elétrons, pois é o máximo admitido na camada K.

Dessas informações deduziu-se uma importante regra da Química já referida na Aula 8:

Note que os átomos dos gases nobres, com exceção do hélio, têm sempre 8 elétrons na última camada eletrônica (veja a Figura 1).

Regra do octeto: Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K.

Em outras palavras, os átomos apresentam uma tendência para alcançar a confi guração de um gás nobre e, consequentemente, adquirir estabilidade. Para isso, os átomos irão se combinar (estabelecendo ligações químicas) para ganhar, perder ou mesmo compartilhar elétrons, de modo a satisfazer a regra do octeto.

O número de elétrons que um átomo precisa perder, ganhar ou compartilhar para adquirir estabilidade é chamado de valência e indica a capacidade máxima de combinação de um elemento.

Se você voltar à tabela periódica, na Aula 9 (Figura 4), verá que todos os elementos, além dos nobres, apresentam entre 1 e 7 elétrons na camada de valência. Dessa forma, tais elementos são instáveis e tendem a atingir os 8 elétrons de valência. Os átomos dos elementos com até 3 elétrons de valência tendem a perdê-los para fi car com 8 elétrons na última camada resultante. Os átomos com 5 a 7 elétrons de valência tendem a captar elétrons para completar o número total de 8 na sua camada de valência. Os átomos com 4 elétrons de valência podem perdê-los ou ganhar mais 4, atendendo igualmente à regra do octeto.

Apresentam entre 1 e 7 elétrons na camada de valência

O paládio (46Pd)

é a única exceção,

com 18 elétrons na última camada.

8 elétrons de valência

O hidrogênio, por possuir apenas a camada K, se estabiliza com dois elétrons (semelhante ao hélio).

KL

M

Mg Mg +2

N N -3

KL

KL

KL

Recebe3 elétrons

Perde2 elétrons

Magnésio (Z = 12)

Nitrogênio (Z = 7)


Os valores de valência corresponderão ao número máximo de elétrons cedidos ou recebidos, conforme o quadro a seguir.

Quadro 2 – Relação entre valência e número de elétrons cedidos ou recebidos por um átomo

Nº de elétrons de valência Nº de elétrons cedidos Nº de elétrons recebidos Valência

1 1 - 1

2 2 - 2

3 3 - 3

4 4 4 4

5 - 3 3

6 - 2 2

7 - 1 1

8 - - 0

Conforme você já estudou (Aula 9), igualmente como ocorre com os gases nobres, muitos grupos na tabela periódica refl etem a valência como propriedade periódica. Então, por exemplo, todos os elementos da família 2 (IIA, metais alcalinos-terrosos), como o magnésio (

12Mg),

possuem 2 elétrons de valência e, portanto, devem cedê-los para obter estabilidade, segundo a regra do octeto. Sua valência é, portanto, 2 (são bivalentes). Já os elementos da família 15 (VA), como o nitrogênio (

7N), têm 5 elétrons de valência, precisando receber mais 3 para alcançar estabilidade.

Por esse motivo tais elementos são trivalentes. Veja esses exemplos ilustrados na Figura 2.

Figura 2 – Distribuição eletrônica do magnésio e do nitrogênio nas suas formas fundamentais e iônicas (mais estáveis)

1

Atividade 1


No caso dos íons, pode ser empregado o termo eletrovalência, que tem o mesmo valor da sua carga elétrica e é precedida pelos sinais “+” e “–” para os cátions e os ânions, respectivamente. Logo, a eletrovalência do magnésio é bivalente positiva (+2) e a do nitrogênio é trivalente negativa (–3).

Por que é proibido fotografar com fl ash nos museus?

Isso quando eles permitem fotografar alguma coisa, não é? O que acontece é que essa luz disparada pelas câmeras é tão intensa que acaba adulterando a própria cor das pinturas. Além de todas as cores perceptíveis pelo olho humano e dos raios infravermelhos, a luz branca dos fl ashes contém os invisíveis e poderosos raios ultravioleta. Os fótons (partículas de luz) que os compõem carregam uma quantidade de energia muito maior que a dos outros raios – a ponto de reagirem com os elétrons das tintas do quadro. Essa reação romperia algumas das ligações químicas entre as moléculas que formam o pigmento, o que, por sua vez, modifi caria de maneira imprevisível as cores da pintura. Qualquer luz branca como a do Sol ou a das lâmpadas fl uorescentes é capaz disso, só que essa capacidade de interferir na pigmentação aumenta conforme a intensidade da luz. A dos fl ashes é tão forte que tem que ser proibida em nome da preservação de patrimônios artísticos valiosíssimos. Sem ela, as fotos que os visitantes levam para casa podem não fi car lá essas coisas, mas os Van Goghs e os Picassos agradecem.

Fonte: <http://mundoestranho.abril.com.br/ciencia/pergunta_285904.shtml>. Acesso em: 1 fev. 2010.

Além do paládio (46Pd), que possui 18 elétrons na última camada eletrônica, vários

outros elementos, ao perder seus elétrons de valência, não assumem confi guração de gás nobre e, portanto, fogem à regra do octeto para alcançar estabilidade.

a) Faça uma consulta à tabela periódica (Figura 4 da Aula 9) e apresente 3 elementos que não obedecem à regra do octeto, justifi cando sua resposta.

2

3


b) Estabeleça relações gerais entre os grupos dos metais e a obediência à regra do octeto.

Por que não existem substâncias simples iônicas?

Alguns pesquisadores foram particularmente importantes na compreensão das ligações químicas. Consulte livros, enciclopédias e a internet para descobrir as contribuições de Gilbert Newton Lewis, Irving Langmuir e Walther Ludwig Julius Kossel nesse assunto. Resuma os resultados da sua pesquisa nas linhas abaixo.


Tipos de ligações químicasComo você acabou de ver, os átomos se combinam para aumentar a sua estabilidade e a

maneira como “negociam” seus elétrons determina o tipo de ligação química que se estabelece entre eles. Vamos estudar esses tipos agora.

Ligações iônicasAs ligações iônicas (ou eletrovalentes) são formadas pela transferência de elétrons de

valência do átomo que possua maior tendência de perder elétrons para a última camada do átomo que tenha maior afi nidade para recebê-los. A ligação é resultante da atração entre os íons de cargas elétricas contrárias decorrentes da transferência de elétrons e a substância formada é chamada composto iônico.

Tomemos como exemplo o composto fl uoreto de sódio (NaF), que é usado em cremes dentais e na fl uoretação da água para prevenção de cáries dentárias. O átomo do sódio (

11Na)

tem 1 elétron de valência (monovalente positivo) e precisa perdê-lo para se tornar estável, fi cando na forma do cátion Na+1. O átomo do fl úor (

9F), por sua vez, possui 7 elétrons de

valência (monovalente negativo) e deve receber um elétron para se estabilizar como ânion F –1. Assim, quando os dois átomos se aproximam, o sódio cede seu elétron ao fl úor, tornando-se,

Na+1

NaF

F −1

Na F


ambos, íons, que por possuírem cargas opostas se atraem numa ligação iônica formando o fl uoreto de sódio. Veja na Figura 3 a ilustração das etapas de transferência de elétrons, formação de íons e atração desses íons.

Figura 3 – Formação da ligação iônica no fl uoreto de sódio (NaF)

As ligações iônicas ocorrem entre grupos de íons. Por isso, os compostos iônicos são representados por fórmulas mínimas (ou unitárias). A fórmula mínima indica a proporção mínima de cátions e ânions sufi ciente para anular suas cargas, e não uma fórmula molecular (veja o quadro que segue sobre a estrutura e propriedades dos compostos iônicos).

Outra forma mais simples de representar a ligação química entre átomos consiste na Fórmula de Lewis ou eletrônica. Por esta notação são indicados apenas os elétrons de valência sob a forma de pontos (ou x) ao redor do símbolo do elemento. Veja como o fl uoreto de sódio é representado por essa fórmula:

Na NaF F++ −

Mg

Cl

Cl+ − ClMg

+2Mg

+2 −

2

Cl−

Cl

A+X AYBXB −Y+


Por convenção, em todas as fórmulas dos compostos iônicos o símbolo do cátion é colocado antes do símbolo do ânion.

Consideremos agora a formação da ligação iônica entre o magnésio (12Mg) e o cloro

(17Cl). O magnésio tem dois elétrons de valência (eletrovalência +2) que devem ser cedidos

para atender à regra do octeto, e o cloro tem 7 elétrons de valência (eletrovalência –1), precisando captar um elétron para obedecer à regra do octeto. A fi m de equilibrar as cargas elétricas entre eles é preciso que dois íons cloro (Cl –1) se combinem com um de magnésio (Mg+2):

Ânion

Quando o ânion é monoatômico, para fi ns de nomenclatura, acrescenta-se o sufi xo eto ao nome do elemento. Por exemplo: fl uoreto de sódio, iodeto de potássio, cloreto de cálcio.

Portanto, a fórmula mínima do cloreto de magnésio é MgCl2.

Observe que na formação dos compostos iônicos a carga total positiva dos cátions deve equilibrar a carga total negativa dos ânions. Por essa razão a valência (ou eletrovalência) determinará a relação de combinação entre os íons. No caso do fl uoreto de sódio, ambos os íons são monovalentes (Na+1 e F –1), por isso se combinam na proporção de um para um (1:1). Já para o cloreto de magnésio, a proporção é de 1 cátion (Mg+2) para 2 ânions (Cl –1). Desse modo, a partir da valência, podemos deduzir a seguinte regra geral de formulação:

Na fórmula de um composto iônico AB qualquer, formado pelos íons A+x e B –y, o índice de A é igual à carga de B, e o índice de B é igual à carga de A (evidentemente sem levar em conta o sinal desses valores):


Estrutura e propriedades das substâncias iônicas

A reação entre os elementos para a formação de um composto iônico envolve um número extraordinário de unidades iônicas. Logo, nos compostos iônicos não há formação de moléculas, mas de agregados iônicos. Estes são aglomerados, onde (devido às forças elétricas) um cátion atrai vários ânions e cada um destes atrai vários cátions, e assim por diante, preenchendo o espaço tridimensional de forma muito regular, numa disposição que chamamos de rede cristalina ou retículo cristalino.

Figura 4 – Representação da rede cristalina do NaCl (sal de cozinha)

Fonte: <http://www.scribd.com/doc/19188468/QMC5104aula03ligacoes>. Acesso em: 1 fev. 2010.

Tal arranjo espacial e a intensidade da força de atração favorecida pelas cargas elétricas e a distância entre os íons ajudam a entender por que os compostos iônicos tendem a formar sólidos cristalinos (duros e quebradiços) com elevados pontos de fusão e de ebulição.

Atividade 2

Cl+Cl Cl Cl


Uma última observação sobre as ligações iônicas (e que você já pode ter deduzido) é que elas geralmente são estabelecidas entre metais (que têm tendência de ceder elétrons) e não metais (tendem a capturar elétrons). Podemos, inclusive, prever a fórmula do composto formado relacionando as famílias (da tabela periódica) dos elementos envolvidos. Para comprovar isso, realize a próxima atividade.

Famílias

Coincidentemente, para os elementos representativos, o último algarismo do número da família (ou o numeral do algarismo romano da nomenclatura tradicional) é igual ao número de elétrons de valência dos elementos dessa família.

Molécula

Molécula é a denominação dada às substâncias formadas por ligações covalentes.

Complete o quadro a seguir com as eletrovalências (entre colchetes) dos elementos das famílias da tabela periódica e as fórmulas genéricas dos compostos iônicos formados pela ligação dos elementos dessas famílias. Siga o exemplo da combinação do grupo 1 com o grupo 15 usando os símbolos A para o cátion e B para ânion.

15 (VA)[ –3 ]

16 (VIA)[ ]

17 (VIIA)[ ]

1 (IA) [+1] A3B

1

2 (IIA) [ ]

3 (IIIA) [ ]

Ligações covalentesAs ligações covalentes (ou moleculares) são formadas entre dois ou mais átomos que

precisam ganhar elétrons. Nesse caso, cada átomo contribui com 1 elétron para formar um par eletrônico compartilhado pela dupla de átomos. Vejamos como isso se dá tomando como exemplo a molécula do gás cloro (Cl

2), que é formada pela união de dois átomos de cloro

(17Cl). Para se tornar quimicamente estável, cada átomo de cloro precisa receber 1 elétron

na camada de valência. Nessa situação não seria possível obedecer à regra do octeto para os dois átomos se um deles recebesse o elétron do outro. Assim, os dois átomos se aproximam e compartilham um par de elétrons (um de cada átomo). O par eletrônico passa, então, a fazer parte simultaneamente das eletrosferas dos dois átomos, estabelecendo uma ligação entre eles.

H+H H H ou H H

ou H O HH H+ +H HO O

Cou H C O H

H

H

H

H

H HH

H

H

HC+ +C C6H 2 O O


Veja que nesse tipo de ligação não ocorre a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras.

Além da notação de Lewis, empregada no exemplo acima, os compostos moleculares podem ser representados pela fórmula estrutural plana (ou estrutura de Couper), na qual os pares de elétrons compartilhados são indicados por meio de um traço (—). Por essa notação a molécula do cloro seria assim representada:

Cl — Cl

Observe os próximos exemplos e confira como o compartilhamento de elétrons nesses compostos permite que os átomos envolvidos (geralmente não metais) alcancem a confi guração prevista pela regra do octeto:

Gás hidrogênio (H2)

Confi guração prevista pela

regra do octeto

Vale salientar que existem moléculas que não obedecem à regra

do octeto, como alguns compostos

formados pelo berílio (Be), boro (Bo),

enxofre (S) e fósforo (P), dentre outros.

Água (H2O)

Etanol (CH3CH

2OH)

Nesses exemplos, em que todas as ligações entre os átomos são formadas pelo compartilhamento de apenas um par eletrônico, dizemos que a ligação é simples. Contudo, existem ligações covalentes duplas e triplas, em que há compartilhamento de, respectivamente, dois ou três pares eletrônicos entre uma dupla de átomos.

ou S =O+ O OS S

ou H C N+ N NC+H CH

+ ou O S OOO OOS S

+ ou O S

O

OO

O

OO S OO S


Exemplo de ligação dupla: monóxido de enxofre (SO).

Elétrons isolados ou não ligantes

Elétrons da camada de valência que não participam do par eletrônico compartilhado.

Exemplo de ligação tripla: cianeto de hidrogênio (HCN).

Um tipo especial de ligação covalente é denominado ligação coordenada (ou dativa) e é estabelecida por pares de elétrons que são cedidos apenas por um dos átomos envolvidos na ligação. Essa forma de ligação ocorre quando um átomo já atingiu a estabilidade e apresenta um par de elétrons isolados que pode ser empregado para estabilizar outro átomo. Acompanhe o exemplo:

Já vimos que um átomo de oxigênio pode formar uma dupla ligação com um de enxofre para formar o monóxido de enxofre (SO). Entretanto, é possível ligar consecutivamente mais dois átomos de oxigênio ao monóxido de enxofre para formar sucessivamente o gás sulfuroso (dióxido de enxofre, SO

2) e o anidrido sulfúrico (trióxido de enxofre, SO

3). Isso só é possível

justamente porque o enxofre já alcançou estabilidade, mas ainda possui dois pares de elétrons isolados que serão “emprestados” aos átomos adicionais de oxigênio.

A ligação coordenada é covalente, pois o par de elétrons (embora seja oriundo de um único átomo) é compartilhado pelos dois átomos ligados. Note que na fórmula de Lewis a ligação coordenada é representada com uma elipse orientada por uma seta dirigida ao átomo benefi ciário.


Polímeros são macromoléculas formadas pela união covalente de unidades mais simples, chamadas de monômeros, que se repetem formando longas cadeias (veja a Figura 5).

Você pode pensar em polímeros como sendo totalmente fabricados e, portanto, artifi ciais, mas eles são muitas vezes a tentativa de químicos de suplementar e melhorar polímeros biológicos que a natureza produz. Algodão, marfi m, couro, linho, papel, borracha, seda, madeira e lã são materiais maravilhosos feitos a partir de polímeros biológicos que plantas e animais produzem, os quais evoluíram para servir a propósitos úteis como fornecer camadas externas protetoras, isolamento, reforço, armamento e assim vai. Até mesmo o material que carrega o código genético é um exemplo de polímero natural.

Os seres humanos aprenderam que, com pequenas modifi cações, eles podem transformar esses polímeros em artigos muito úteis, como carteiras e pastas, preservativos e abafadores de chá, ingressos e palitos de dente. Em algumas circunstâncias, eles superaram a natureza ao projetar moléculas para propósitos especiais.

Os plásticos constituem a família mais popular de polímeros sintéticos. Alguns são leves e resistentes, capazes de substituir lâminas e chapas de metal e madeira na confecção de baldes, cadeiras, prateleiras. Outros, por sua resistência, fl exibilidade e isolamento elétrico são empregados no revestimento de cabos elétricos, no lugar de porcelana ou tecidos isolantes. Na fabricação de CDs são usados plásticos tão transparentes quanto o vidro, mas com a vantagem de ser mais leves e bem menos frágeis. Ainda outros tipos revestem geladeiras por serem fortes e ótimos isolantes térmicos, exigindo menor esforço do compressor para manter os alimentos congelados.

Entretanto, os polímeros sintéticos também são motivo de grande preocupação social, já que muitos deles são bastante poluidores, pois se acumulam no ambiente em virtude de suas ligações químicas serem incomuns aos sistemas naturais (biológicos) de decomposição química. Por isso, a importância de reciclá-los, reutilizá-los, mas principalmente de reduzi-los, tentando poupar o ambiente ao máximo.

Fonte: Emsley (2001) e <http://pt.wikipedia.org/wiki/Polímero>. Acesso em: 8 fev. 2010.

Atividade 3

n

etileno

ou maissimplesmente

n == um enorme número inteiro

(monômero)

polietileno(polímero)

polimerização

C

H H

H HC

CO

H

H

R ROC

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H


O ano de 1962 trouxe novidades acerca dos gases nobres: antes disso não se conhecia compostos formados pela combinação de outros elementos com esses gases. Faça uma busca na internet (ou em livros de Química) sobre compostos de gases nobres e como eles foram obtidos e escreva abaixo o resumo da sua pesquisa.

Figura 5 – Processo de formação do plástico polietileno (PET)

Fonte: <http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u40.jhtm>. Acesso em: 8 fev. 2010.

Elétrons deslocalizados(nuvem eletrônica)

Cátions

+

+

++

+−

−

−

− −

−−

−−

−

−

−

− − −

−

−

−

−

−−

−

−

−

−

+

+

++

++

+


Ligações metálicasComo o nome indica, as ligações metálicas ocorrem entre os átomos de metais (e alguns

semimetais). Nesse tipo de ligação os átomos se organizam numa rede cristalina e perdem seus elétrons de valência (característica dos elementos metálicos), que se deslocam aleatoriamente entre eles, formando uma nuvem eletrônica que os mantém unidos (veja a Figura 6).

Figura 6 – Ligação metálica

Fonte: <http://www.fl ickr.com/photos/22383662@N00/161217307>. Acesso em: 1 fev. 2010.

Atividade 4


Diferentemente das ligações iônicas e covalentes, as ligações metálicas não têm representação eletrônica. De um modo geral, os metais são representados pelo símbolo dos seus elementos (por exemplo: Fe, K, Sr, Cu), sem indicação da quantidade de átomos envolvidos.

Existem metais transparentes?

Sim, em algumas situações. “Os metais, devido às ligações químicas de suas moléculas, tendem muito mais a refl etir a luz que transmiti-la através de si”, explica o químico Atílio Vanin, da Universidade de São Paulo. “Por isso raramente são transparentes.” No entanto, quando se tem uma lâmina muito fi na, o metal deixa atravessar luz. É o caso do ouro que, por sua maleabilidade, pode ser martelado até virar uma lâmina tão fi na – da espessura de 1 micrômetro (metro dividido por 1 milhão) – que permite a passagem da luz. Outro caso é o dos espelhos semitransparentes. Finas camadas de prata são depositadas, por processos químicos ou vaporização, sobre placas de vidro, transformando-as em espelhos que permitem a passagem de luz apenas no sentido do ambiente mais iluminado para o menos.

Fonte: <http://super.abril.com.br/ciencia/existem-metais-transparentes-486024.shtml>. Acesso em: 1 fev. 2010.

Explique a possibilidade de um mesmo elemento químico participar em ligações iônicas, covalentes e metálicas.


Atividade experimental – Acidentes domésticos: choques elétricos

Constantemente os meios de comunicação anunciam a ocorrência de acidentes domésticos graves e até mesmo fatais, principalmente com crianças. Esses acidentes são tão comuns que no período de férias escolares são elaborados blocos de reportagens para conscientizar os pais e familiares do risco desse problema.

O choque elétrico é um dos acidentes domésticos mais comuns que conhecemos. Quem já não “tomou” um choque elétrico? No banheiro, esse acidente toma dimensões maiores pela presença da água, que, por possuir íons dissolvidos, é um excelente condutor de eletricidade. Mas o que é o choque elétrico? O que é conduzir corrente elétrica?

O choque elétrico é a reação do organismo à passagem da corrente elétrica. Eletricidade, por sua vez, é o fl uxo de elétrons de um átomo, através de um condutor, que vem a ser qualquer material que deixe a corrente elétrica passar facilmente. Mas de que é feito esse material? Como você estudou nesta aula, a maioria dos elementos químicos presentes na natureza, com exceção dos gases nobres, não ocorre isoladamente, mas sim ligada a moléculas do mesmo elemento químico ou de outros elementos químicos, a fi m de adquirir um arranjo eletronicamente estável.

Você também aprendeu que as ligações estabelecidas entre os elementos químicos apresentam propriedades características, como condução de corrente elétrica, entre outras. Assim, o conhecimento dessas propriedades possui grande aplicabilidade tanto na indústria como no nosso próprio dia a dia, pois, dependendo do tipo de ligação, é possível prever se o material conduz corrente elétrica e, dessa forma, proteger-se de materiais que dão choque.

Na experimentação a seguir, você irá identifi car, a partir do teste de condutividade elétrica, quais ligações estão presentes nos materiais do nosso dia a dia. Para isso, você precisará dos materiais descritos a seguir:

Copo

Fio

Fitaadesiva

Pilha

Lâmpada(ou led)



Copo de vidro 6

Pilha de 4,5 V 1

Fios elétricos (cobre encapado) 1,5 mRolo de fi ta isolante (ou adesiva) 1

Colher de chá (de metal) 1

Lâmpada de lanterna com soquete (ou led) 1

Água destilada 1,5 LSal de cozinha (cloreto de sódio) 50 gBicarbonato de sódio 50 gSal de frutas 50 gSacarose (açúcar de cana) 50 gÁlcool etílico (etanol) 50 mLPapel alumínio 1 folha

Preparação do equipamento para testeCorte o fi o elétrico em 3 partes – duas com cerca de 40 cm e a outra com 20 cm – e

desencape suas extremidades. Faça as conexões com o soquete (ou led) e a pilha, prendendo-as com fi ta isolante (ou adesiva), conforme a fi gura a seguir (utilize o pedaço menor de fi o para conectar a pilha à lâmpada). Dobre as extremidades dos fi os que serão colocadas no copo para que fi quem imobilizadas e afastadas uma da outra (se necessário, utilize a fi ta adesiva para prendê-las ao copo).


Teste 1 Adicione cerca de 200 mL de água destilada ao copo. Observe e anote o que acontece.

Dissolva, aos poucos, o sal na água destilada do copo. Observe e anote o que acontece.

Teste 2 Em cada um dos quatro outros copos adicione água destilada (cerca de 200 mL) e

dissolva, separadamente, o bicarbonato de sódio, o açúcar, o sal de frutas e o álcool.

Faça o teste de condutividade em cada uma dessas soluções, tendo o cuidado de lavar, com água destilada, as extremidades dos fi os sempre que passar de um copo para o outro. Anote os resultados.

Repita o teste com a folha de papel alumínio e com a colher. Observe e anote os resultados.

QuestõesResponda às questões seguintes com base nos testes realizados e buscando informações

adicionais em livros e na internet.

a) A água destilada permitiu a passagem de corrente elétrica? Por quê?


b) Se fosse água potável (da torneira), o resultado seria o mesmo? Por quê?

c) Das substâncias testadas em solução, quais apresentaram condutividade elétrica?

d) O que essas substâncias têm em comum, em termos de ligação química, e o que as distingue do outro grupo de substâncias?

e) Qual a razão de tais substâncias permitirem a passagem de corrente elétrica?

f) Os resultados seriam diferentes se as substâncias não estivessem dissolvidas em água? Por quê?


O que aconteceria se fosse colocado papel alumínio no micro-ondas?

Para aquecer o alimento, o forno de micro-ondas usa ondas de rádio (geralmente com frequência de 2,5 gigahertz) que são absorvidas pela água, gorduras e açúcares e convertidas em calor pela oscilação dos átomos dessas moléculas. As micro-ondas não são absorvidas por plásticos, vidros ou cerâmicas e são refl etidas por metais. Os campos elétricos nos micro-ondas fazem com que correntes de eletricidade passem pelo metal. Pedaços grandes de metais, como as paredes dos micro-ondas, geralmente conseguem suportar essas correntes sem qualquer problema. No entanto, pedaços fi nos, como o papel alumínio, são sobrecarregados por essas correntes e aquecem muito rápido – tão rápido que podem até causar um incêndio. Além disso, se o papel alumínio estiver amassado a ponto de formar qualquer canto afi ado, a corrente elétrica que passa pelo papel irá causar faíscas. Se essas faíscas atingirem outra coisa dentro do micro-ondas, talvez um pedaço de papel, é provável que você tenha de correr atrás de um extintor de incêndio. Portanto, quando você for aquecer algum alimento no micro-ondas, lembre-se: nunca use recipientes de metal nem papel alumínio.

Fonte: <http://casa.hsw.uol.com.br/aluminio-no-microondas.htm>. Acesso em: 1 fev. 2010.

g) Explique os resultados obtidos com a folha de alumínio e a colher comparando com as demais substâncias.

Resumo


Leituras complementares <http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm>

Nesse site (em inglês), você poderá visualizar, através de fi guras animadas, a formação das ligações iônicas e moleculares.

ROCHA, William R. Interações intermoleculares. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, n. 4, maio 2001. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/interac.pdf>. Acesso em: 1 fev. 2010.

Muitas das propriedades das substâncias são melhor compreendidas ao analisar as forças intermoleculares (que não foram objeto de estudo nesta aula). O artigo que consta nesse site traz uma descrição mais detalhada dos principais tipos de interações intermoleculares.

SANTOS, Hélio F. O conceito da modelagem molecular. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, n. 4, maio 2001. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/modelag.pdf>. Acesso em: 1 fev. 2010.

A necessidade de representar a estrutura da matéria no nível molecular levou ao desenvolvimento de uma nova área de pesquisa dentro da Física e da Química, conhecida como modelagem molecular. No endereço eletrônico acima é apresentada uma introdução aos conceitos fundamentais da modelagem molecular.

Nesta aula, você pôde observar que os átomos se ligam uns aos outros a fi m de alcançar estabilidade química. Estudou as regras que regem essa combinação e que permitem a você fazer deduzir a proporção dos elementos na formulação das substâncias. Ao longo da aula você também teve a oportunidade de trabalhar com diferentes formas de notação das fórmulas químicas. Viu ainda as diferentes classes de ligação química e como elas defi nem algumas propriedades de materiais ao seu redor.

1

2

3


AutoavaliaçãoDescreva três propriedades dos gases nobres que indicam que eles apresentam estabilidade.

Com o auxílio da tabela periódica, escreva as fórmulas químicas das substâncias resultantes da ligação do nitrogênio com cada um dos seguintes elementos: oxigênio, hidrogênio e cloro.

Por que não é correto dizer que o NaCl é uma molécula?

4

6

7

5


Por que não existem substâncias simples iônicas?

Esquematize as fórmulas molecular, estrutural e eletrônica (de Lewis) do monóxido de carbono (CO).

Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável família desse elemento na classifi cação periódica?

Assinale a opção que apresenta os tipos de ligação química presentes no ácido fosfórico (H

3PO

4).

a) Sete ligações covalentes normais.

b) Uma ligação covalente simples e seis ligações covalentes dativas.

c) Seis ligações covalentes simples e uma ligação covalente dativa.

d) Três ligações iônicas, três covalentes simples e uma covalente dativa.

e) Quatro ligações covalentes simples e três iônicas.

Anotações


Referências ATKINS, P. W. Moléculas. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2000.

EMSLEY, JOHN. Moléculas Em Exposição. São Paulo:Edgard Blucher, 2001.

ENCICLOPÉDIA MIRADOR INTERNACIONAL. Rio de Janeiro: Encyclopedia Britannica do Brasil Publicações Ltda, 1987. verbete valência.

FELTRE, R. Química. São Paulo: Editora Moderna, 1995. v 1.

GOWDAK, Demétrio; MARTINS, Eduardo. Ciências: novo pensar: 8ª série. 2. ed. São Paulo: FTD, 2006.

HARTWIG, DÁcio Rodney; SOUZA, Edson de; MOTA, Ronaldo Nascimento. Química geral e inorgânica. São Paulo: Scipione, 1999. (Química, 1).

PERUZZO, F. M.; CANTO; E. L. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Editora Moderna, 2003. v 1.

TALANQUER, Vicente. Representações atômicas e moleculares. Disponível em: <http://www.chem.arizona.edu/chemt/idobaja.html>. Acesso em: 1 fev. 2010.

Anotações


Funções químicas

11Aula

1

2

3

4


Apresentação

Na Aula 6 (Conceitos básicos da Química) você estudou que na Natureza existem várias substâncias com uma grande variedade de propriedades, como cor, consistência, sabor etc. Algumas delas podem ser reunidas em grupos com propriedades químicas

semelhantes, denominados funções químicas. Existem as funções químicas orgânicas e inorgânicas. Nesta aula, você irá estudar as principais funções inorgânicas, como ácidos, bases, sais e óxidos, destacando suas propriedades, nomenclatura e aplicações.

ObjetivosIdentifi car as classes de substâncias inorgânicas.

Reconhecer as principais características de ácidos, bases, sais e óxidos.

Aplicar a nomenclatura para os ácidos, bases, sais e óxidos.

Explicar a ação de indicadores em soluções ácidas e básicas.

A B


Considerações iniciais sobre funções químicas

Ácidos, bases, sais e óxidos são substâncias familiares a todos nós e podem ser encontradas no nosso dia a dia e, também, em nosso organismo. O ácido clorídrico é um constituinte do nosso suco gástrico; a amônia e o hidróxido de sódio são os

principais componentes de materiais de limpeza; o cloreto de sódio é o principal constituinte do sal de cozinha e a água oxigenada contém o óxido peróxido de hidrogênio. Tais grupos de substâncias são denominados de funções químicas.

As primeiras defi nições sobre funções químicas surgiram no fi nal do século XIX e foram propostas pelo químico sueco Svant August Arrhenius. Ele realizou vários experimentos relacionados à passagem de corrente elétrica através de soluções aquosas (semelhante à atividade experimental que você realizou na Aula 10 – Ligações químicas – em busca da estabilidade) e criou o conceito de dissociação iônica. Assim, quando os compostos químicos se dissociam em solução aquosa, a solução é denominada iônica ou eletrolítica e, devido a essas cargas elétricas dissolvidas, adquirem a capacidade de conduzir corrente elétrica. Entretanto, alguns compostos químicos não se dissociam em solução aquosa e por isso não conduzem corrente elétrica. Tais soluções chamadas de soluções não-eletrolíticas. A Figura 1 ilustra dois tipos de soluções, uma que conduz eletricidade (A) e outra não (B).

Figura 1 – Solução eletrolítica (sal de cozinha, NaCl) conduz corrente elétrica (A) e solução não eletrolítica (sacarose) não conduz corrente elétrica (B)

Fonte: <http://www.profpc.com.br/Teoria_arrhenius.htm>. Acesso em: 9 jan. 2010.

Estes resultados levaram Arrhenius a concluir que as soluções que conduzem eletricidade apresentam íons livres formados através da quebra das substâncias pela água. Essa conclusão foi o ponto de partida para a classifi cação das substâncias em ácidos, bases, sais e óxidos. A seguir você vai estudar esses compostos com mais detalhes.


Ácidos

Muitos alimentos que consumimos diariamente apresentam sabor azedo. Com certeza você já experimentou vários deles, como o limão, o vinagre etc. Você sabe dizer que função química é caracterizada por esse sabor? O sabor azedo dessas substâncias

é característico dos ácidos, cuja origem do nome é derivada do latim acidus, que signifi ca “azedo”. Entretanto, nem todas as substâncias podem ser provadas para serem identifi cadas. Imagine que você precise descobrir que frasco contém ácido clorídrico. Com certeza você não poderá prová-lo, mas poderá identifi car outras propriedades que caracterizam tais substâncias.

O químico sueco Svante August Arrhenius propôs, em 1887, uma teoria para explicar o comportamento de ácidos e bases. Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são substâncias que, em solução aquosa, fornecem íons hidrogênio, H+, que, na presença de água, formam o cátion hidrônio (H

3O+). As moléculas dos ácidos podem ter um ou mais átomos de hidrogênio

que são liberados por ionização na água. Dessa maneira, ele muda o equilíbrio entre os íons H+ e OH– que existe na água pura. Assim, o número de íons H+ se torna maior do que o número de íons OH –.

O cloreto de hidrogênio, HCl, por exemplo, à temperatura ambiente, é um gás. Quando dissolvido em água, o HCl (ácido clorídrico) forma o cátion hidrônio (aq) e o ânion Cl – (aq).

HCl(g) + H2O(l) → H

3O+(aq) + Cl –(aq)

Mas você sabe como ocorre a formação desses íons? Na molécula de HCl, os átomos de hidrogênio e de cloro estão unidos por uma ligação covalente (H–Cl), conforme você estudou na Aula 10 (Ligações químicas). Em solução aquosa, a ligação covalente é rompida, com a consequente formação de íons H+(aq) e Cl–(aq). Esse próton (H+) é transferido da molécula do ácido para a molécula da água, produzindo um próton hidratado, o íon H

3O+.

Esse processo é chamado de ionização e é resultado da reação entre um ácido e a água. Assim, como a ionização do HCl leva à formação de íons H+(aq) ou hidrônio (H

3O+), ele é um ácido,

segundo o conceito de Arrhenius.

A teoria de Arrhenius, embora muito útil para explicar o comportamento de ácidos e bases, apresenta a limitação de só ser aplicada a soluções aquosas. Desse modo, os químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry propuseram uma nova teoria, mais abrangente, uma vez que ela pode ser aplicada a reações que envolvem solventes diferentes da água. Essa é conhecida como teoria de Bronsted-Lowry.

De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, ácidos são doadores de prótons, ou seja, são substâncias que podem transferir um próton para outra substância. Vamos analisar um exemplo genérico:

HA + B → A– + BH+

H ++

+

[ ]NH

H

H

HN

H

HH

Base doadorade elétrons

Ácido receptor de elétrons


Nesta reação, o átomo de hidrogênio da espécie HA é transferido para a molécula B, formando BH+. Portanto, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, HA é um ácido porque transferiu um próton para B. A reação entre HA e B leva à formação das espécies A– e BH+. Esta é uma reação reversível. Isso signifi ca que os produtos da reação também reagem entre si, regenerando os reagentes:

A– + BH+ → HA + B

Assim, o próton de BH+ é transferido para A–. Portanto, BH+ é um ácido, segundo Brönsted-Lowry. Desse modo, HA e A– formam um par ácido-base conjugado. Ou seja, HA é um ácido porque doa um próton e transforma-se em A–. A– é uma base porque recebe um próton e transforma-se em HA. Do mesmo modo, BH+ e B formam um segundo par ácido-base conjugado.

O químico americano Gilbert Newton Lewis propôs uma teoria de ácidos e bases no mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentaram a sua teoria. De acordo com Lewis, os ácidos são espécies capazes de receber pares de elétrons, e bases são espécies capazes de doar pares de elétrons. Desse modo, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável. Observe a seguir a doação do par de elétrons da amônia (base) para o H+ (ácido).

Figura 2 – Reação de ácido (H+) com a base (NH3)

Classifi cação dos ácidosOs ácidos podem ser classifi cados quanto ao número de oxigênios; ao número de

hidrogênios ionizáveis; ao grau de ionização e ao número de constituintes.

Quanto ao número de oxigênios, existem os hidrácidos e os oxiácidos. Os hidrácidos são ácidos em que todos os hidrogênios presentes na molécula são ionizáveis, pois não há


oxigênio. Já os oxiácidos são aqueles que apenas os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio são ionizáveis. Veja os exemplos a seguir:

Hidráxidos: HBr, HCl, HF

Oxiácidos: H4SiO

4, H

2SO

4, H

3PO

4

Podem também ser classifi cados quanto ao número de hidrogênios ionizáveis em monoácidos, diácidos, triácidos e tetrácidos, quando apresentam um, dois, três e quatro hidrogênios ionizáveis, respectivamente. Alguns exemplos são indicados a seguir:

Monoácidos: HBr, HCl, HNO3, HF

Diácidos: H2SO

4, H

2CO

3, H

2S

Triácidos: H3BO

3, H

3PO

4

Tetrácidos: H4SiO

4, H

4P

2O

7

Quanto ao número de elementos constituintes, podem ser classifi cados em binários, ternários e quaternários, quando apresentam dois, três e quatro elementos, respectivamente. A seguir são mostrados alguns exemplos:

Binários: H2S, HCl, HF

Ternários: HCN, HNO3, H

3PO

4

Quaternários: H4Fe(CN)

6, HOCN

Quanto ao grau de ionização, eles podem ser classifi cados em fraco, moderado e forte. Mas o que é grau de ionização?

O grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas, podendo ser expressa matematicamente conforme a fórmula a seguir:

α número de moléculas ionizadasnúmero de moléculas dissolvidas

Será forte o ácido que possui um grau de ionização superior ou igual a 50%. O ácido moderado tem grau de ionização superior a 5% e inferior a 50%; já os ácidos fracos possuem um grau de ionização inferior ou igual a 5%. Veja a seguir os exemplos:

Fracos: HCN e H2SO

4

Moderados: HF e H2SO

3

Fortes: HCl, HBr, H3BO

3 e HI

Ionizáveis

Para saber a quantidade de hidrogênios ionizáveis em um oxiácido é necessário conhecer a fórmula estrutural da substância.


Nomenclatura dos ácidosQuando um ácido cede um próton, um ânion é formado. Por exemplo, quando HCl perde

seu íon H+, o ânion Cl – é formado. Assim, a nomenclatura dos ácidos é determinada com base no ânion resultante.

Nos hidrácidos, o nome é escrito com a terminação ídrico, conforme descrito a seguir:

Ácido + nome do ânion + ídrico

Exemplos:

HBr → ácido bromídrico

H2S ácido sulfídrico

HF → ácido fl uorídrico

Nos oxiácidos, o nome do ácido depende do NOX do elemento central. O NOX é o número de oxidação do elemento e indica o número de elétrons que um átomo ou íon perde ou ganha para adquirir estabilidade química. Observe, no Quadro 1 a seguir, as regras de cálculo para o NOX:

Quadro 1 – Regras para calcular o NOX

Regras

1. A soma dos NOX de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero.

2. Substâncias simples (O2 e N

2, por exemplo) apresentam NOX igual a 0.

3. Metais alcalinos [Grupo 1A] e prata possuem NOX igual +1.

4. Metais alcalino-terrosos [Grupo 2A] e Zinco possuem NOX igual +2.

5. Alumínio possui NOX igual a +3.

6. Oxigênio possui NOX igual a –2.

7. Hidrogênio (em ligações covalentes) possui NOX igual a +1.

De posse dessas regras, calcula-se o NOX do elemento central para determinar o sufi xo e o prefi xo que deverão ser usados na nomenclatura. Observe o exemplo:

Exemplo 11) H

2CrO

4: nesse ácido o elemento central é o cromo (Cr);

Elemento central

É considerado o elemento central aquele

que não for o oxigênio nem o hidrogênio.


2) O hidrogênio possui NOX +1;

3) O oxigênio possui NOX –2;

4) Somando os NOX da molécula, o resultado é zero;

5) Usa-se X para obter o NOX do cromo, conforme a fi gura a seguir:

nox +1 X –2

H2

Cr O4

6) Multiplica-se o NOX de cada elemento pelo índice na fórmula:

nox +1 X –2

Multiplicação H2

Cr O4

Resultado +2 X –8

7) Por fi m, soma-se o resultado dos NOX e iguala-se a zero:

2 + x – 8 = 0

x – 6 = 0

x = + 6

8) O NOX do cromo é igual a +6.

Depois de obter o NOX do elemento central, usam-se os sufi xos e prefi xos de acordo com o quadro a seguir:

Quadro 2 – Prefi xos e sufi xos usados na nomenclatura dos ácidos

Nox Prefi xo Nome do elemento central Sufi xo

+1, +2 Hipo Oso

+3, +4 - Oso

+5, +6 - Ico

+7 Per Ico

No exemplo citado, o cromo possui NOX igual a +6. Consultando o quadro, observa-se que o ácido não possui prefi xo e seu sufi xo é ICO. Dessa forma, a nomenclatura do ácido será ácido crômico.

Atividade 1


Observe as nomenclaturas a seguir:

Ácido NOX do elemento central Nomenclatura

H2SO

3(+4) Ácido sulfuroso

H2SO

4(+6) Ácido sulfúrico

HNO2

(+3) Ácido nitroso

HNO3

(+5) Ácido nítrico

HClO4

(+7) Ácido perclórico

HClO (+1) Ácido hipocloroso

Muitos ácidos apresentam aplicações bastante úteis para o nosso cotidiano. Pesquise na internet e preencha o quadro a seguir:

Ácido Nomenclatura Classifi cação Exemplo de uso

HCl

HF

H2CO

3

H3PO

4

H2SO

4

HNO3


BasesUma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca

(semelhante à sensação de comer banana verde). Entretanto, esse não é um bom método para identifi car uma base, por ser muito perigoso.

Arrhenius defi niu a base (também chamada álcali) como um eletrólito que fornece íons OH –. O hidróxido de sódio, por exemplo, se dissocia em água como descrito a seguir:

H2O

NaOH (s) → Na+(aq) + OH – (aq)

O hidróxido de sódio é, portanto, uma base, pois se dissocia em íons hidroxila que tornam a solução resultante básica ou alcalina. Nele, a ligação não é entre átomos, mas entre os íons Na+ e OH –. Ao contrário das moléculas de HCl que sofrem ionização em solução aquosa, os íons do NaOH se dissociam. Observe o esquema abaixo:

ionização

compostos moleculares (HCl) + água → solução iônica

dissociação

compostos iônicos (NaOH) + água → solução iônica

De acordo com a defi nição mais geral de Bronsted-Lowry, base é um aceptor de prótons. Como você estudou, um ácido transfere seu próton para uma outra substância que, de acordo Bronsted-Lowry, é uma base. Por exemplo, o íon hidroxila é uma base, pois ele aceita um próton para formar a água:

OH – (aq) + H+(aq) → H2O (l)

Outros tipos de compostos são bases mesmo sem apresentar o íon hidroxila na sua constituição. A amônia (NH

3), por exemplo, aumenta a concentração de íons hidroxila da água

porque reage com a água para produzir o íon hidroxila, como descrito a seguir:

NH3 (g) + H

2O (l) ↔ NH

4+(aq) + OH – (aq)

Assim a amônia é uma base, de acordo com Bronsted-Lowry, já que ela pode aceitar um próton para formar o íon amônio (NH

4+).

De acordo com Lewis, uma base deve possuir um par isolado de elétrons disponível para ser compartilhado a fi m de aceitar um próton.


Classifi cação das basesAs bases podem ser classifi cadas, de acordo com o seu grau de dissociação iônica,

em fortes e fracas. A força de uma base depende de sua tendência em aceitar um próton. Por exemplo, o íon OH– rapidamente aceita um próton e é, portanto, uma base forte. O hidróxido de potássio e o hidróxido de sódio são muito solúveis e se dissociam quase completamente em soluções diluídas, produzindo grande número de íons OH –. O hidróxido de cálcio e o hidróxido de magnésio se dissociam quase completamente; entretanto, a solubilidade desses compostos é baixa, resultando em uma baixa concentração de íons OH–. A amônia, por outro lado, é muito solúvel em água, porém tem relativamente pouca tendência em aceitar prótons, pois quando a amônia é dissolvida em água poucos íons OH– (e íons NH

4+) são produzidos.

As bases podem também ser classifi cadas de acordo com o número de hidroxilas em monobases, dibases, tribases e tetrabases, quando apresentam uma, duas, três e quatro hidroxilas na sua constituição, respectivamente. Veja os exemplos a seguir:

Monobases: NaOH; NH4OH

Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)

2

Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)

3

Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)

4

Nomenclatura das basesA denominação das bases é dada pela expressão “hidróxido de” seguida do nome do

elemento.

Hidróxido de _____________________

Nome do elemento

Exemplos:

NaOH: hidróxido de sódio

Al(OH)3: hidróxido de alumínio

KOH: hidróxido de potássio

Mg(OH)2: hidróxido de magnésio

Atividade 2


Fe(OH)2: hidróxido de ferro (II)

Fe(OH)3: hidróxido de ferro (III)

Hidróxido de ferro (III)

Observação: apesar de não ser a nomenclatura ofi cial, é comum o uso dos sufi xos oso e ico para indicar a menor e a maior valência (hidróxido ferroso e hidróxido férrico), respectivamente.

Da mesma forma que você fez na Atividade 1, faça uma pesquisa na internet sobre as bases e preencha o quadro a seguir:

Base Nomenclatura Classifi cação Exemplo de uso

NaOH

Ca(OH)2

Mg(OH)2

NH4OH

KOH

Escala de pHA acidez e a basicidade das soluções podem ser medidas utilizando-se a escala de pH.

pH é o logaritmo negativo da concentração de íons H3O+ em moles/litro.

É representado pela fórmula:

pH = log 1= - log [H

3O+]

[H3O+]

Ácido Neutro Básico

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


Esta escala está relacionada com a concentração de íons hidrogênio, H+ ou H3O+,

presentes na solução, e varia de 0 a 14. O ponto médio da escala, pH 7, representa o pH da água pura, que é neutra. Ela não é ácida ou básica, pois as concentrações de íons H

3O+ e OH–

são iguais. Desse modo, soluções aquosas que apresentam pH menor que 7 são consideradas ácidas, e aquelas que apresentam pH maior que 7 são básicas. Quanto mais íons H

3O+ estão

presentes, mais ácida é a solução e menor é o seu pH. Quanto mais básica é uma solução, maior é o seu pH. Observe na Figura 3 a seguir a escala de pH:

Figura 3 – A escala de pH

No laboratório, você pode determinar o pH de uma solução de várias maneiras. Alguns corantes, chamados indicadores, mudam de cor num intervalo específi co de pH. Os principais indicadores usados pelos químicos são o papel de tornassol e a fenolftaleína.

O papel de tornassol é obtido embebendo-se papel em uma solução extraída de liquens. Pode ser encontrado nas cores azul e vermelho. Quando usamos papel de tornassol azul, ele não muda de cor em meio alcalino, tornando-se vermelho em soluções ácidas. Quando usamos o papel vermelho, ele não muda de cor em meio ácido, tornando-se azul em soluções alcalinas.

A fenolftaleína é uma substância sintética que está presente em laxantes vendidos em farmácias. Em presença de ácidos, a fenolftaleína fi ca incolor; em presença de bases, adquire cor avermelhada.

São também bons indicadores naturais o suco de repolho roxo, que você pode obter facilmente em casa. Ele é vermelho em soluções ácidas e azul a verde em soluções básicas.

O pH de soluções pode ser medido com bastante precisão utilizando um equipamento denominado pHmetro (Figura 4). Ele faz uso de um dispositivo sensorial especial chamado eletrodo de vidro, que responde à concentração de íons H

3O+. O eletrodo de vidro é mergulhado

na solução e o medidor acusa a resposta. O medidor deve ser sempre calibrado antes com uma solução de pH conhecido.

Você tomou banho na piscina do clube?

Sim... como você soube???


Figura 4 – pHmetro digital

Fonte: <www.ufpa.br/quimicanalitica/ph-metro.jpg>. Acesso em: 9 fev. 2010.

Em muitas piscinas públicas, ou piscinas de clube, o pH não é ajustado em níveis ideais. A água dessas piscinas pode apresentar valores baixos ou altos de pH, acarretando, em qualquer dos casos, prejuízos para nosso organismo. Os efeitos do pH alto ou baixo podem ser notados, de imediato, nos cabelos emplastados e nos olhos, que ardem. O problema maior, contudo, é que o cloro se torna incapaz de exercer seus efeitos fungicida e bactericida. A piscina torna-se, então, um meio de transmissão de conjuntivite e micoses diversas.

Fonte: Alvarenga et al (2004, p.65).


TampõesO pH de soluções envolvidas em reações industriais e processos laboratoriais e biológicos

frequentemente deve ser mantido dentro de certos limites bem próximos. Por exemplo, o pH do sangue deve fi car entre 7,35 e 7,45 para que as células funcionam adequadamente.

A solução capaz de manter o pH constante é denominada tampão. Quando você adiciona 0,01 mol de HCl ou 0,01 mol de NaOH em 1 litro de água pura (pH 7), rapidamente o pH é alterado para 2 e 12, respectivamente. Entretanto, quando você adiciona a mesma quantidade de ácido ou base em um litro de solução tampão (pH 7,0), o pH sofre leve alteração para 6,8 e 7,2, respectivamente.

O tampão mantém o pH quase constante porque neutraliza pequenas quantidades de ácido ou base adicionadas à solução. Um sistema tampão é constituído por um ácido fraco e o seu sal de uma base forte, em relação constante, para combinar com ácidos e bases em excesso e evitar variações do pH.

O tampão frequentemente é constituído de um ácido fraco e seu ânion, tal como ácido acético e íon acetato. Ou também de uma base fraca e seu cátion correspondente, tal como amônia e íon amônio. Dessa forma, ele pode reagir com ácidos e bases em excesso e evitar variações do pH.

Os fl uidos corporais são mantidos ao redor de 7,4 por vários pares de tampões. Estes impedem alterações de pH desfavoráveis ao funcionamento das células. O principal tampão do plasma sanguíneo consiste de ácido carbônico, H

2CO

3 e o íon bicarbonato (HCO

3–). Se uma

base entra no sangue, os íons OH– reagem com a parte ácida do tampão, neutralizando-os e, então, mais íons bicarbonato são produzidos, como descrito a seguir:

OH – (aq) + H2CO

3 (aq) → H

2O (l) + HCO

3– (aq)

Íons ácido água íon

hidróxido carbônico bicarbonato

Por outro lado, se um ácido entra no sangue, íons H3O+ reagem com os íons bicarbonato,

convertendo-os a ácido carbônico:

H3O+ (aq) + HCO

3– → H

2O (l) + H

2CO

3 (aq)

Íons íon água ácido

hidrônio bicarbonato carbônico

O ácido carbônico em excesso se dissocia em CO2 e H

2O e o dióxido de carbono é

eliminado pelos pulmões. A regulação respiratória do equilíbrio ácido-base é feita exclusivamente através da regulação do CO

2.

Além do componente respiratório, existe também o renal, de ação mais lenta e efi caz, para eliminar as substâncias que os pulmões não têm capacidade de eliminar.

Atividade 3


Sais

Quando ouvem a palavra “sal”, a primeira coisa da qual a maioria das pessoas se lembram é o sal de cozinha. Também é provável que pensem que o único sal que existe seja esse. Mas, se você disser a palavra sal para um químico, ele provavelmente irá lhe

perguntar de que sal você está falando. O sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é apenas um exemplo dessa classe de substâncias. Sais são compostos iônicos que, em solução aquosa, se dissociam, formando pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, H+(aq), e um ânion diferente da hidroxila, OH–(aq), e do oxigênio, O

2– (aq).

Os sais podem ser obtidos através de reações de neutralização, que ocorrem entre um ácido e uma base e que têm como produto um sal e água.

ácido + base → sal + água

Por exemplo, a reação entre o ácido clorídrico (HCl ) e o hidróxido de sódio (NaOH)

forma o sal cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O).

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

O NaCl é formado pelo cátion Na+, vindo da base NaOH, e pelo ânion Cl –, vindo do ácido HCl. Vejamos outro exemplo de sal, o sulfato de sódio, Na

2SO

4. Esse sal pode ser obtido

através da reação entre o hidróxido de sódio (NaOH) e o ácido sulfúrico (H2SO

4)

H2SO

4(aq) + 2NaOH(aq) → Na

2SO

4(aq) + 2H

2O(l)

O Na2SO

4 é formado pelo cátion Na+, vindo da base NaOH, e pelo ânion SO

42–, vindo

do ácido H2SO

4.

Uma glândula situada no abdômen da formiga produz um ácido bastante corrosivo, que é o ácido fórmico. Contra picada de formiga, pode-se usar uma solução de água e sabão. Explique por que esse procedimento neutraliza o ácido fórmico que é injetado na picada.


Classifi cação dos saisExistem inúmeros sais conhecidos pelo homem. Alguns são produzidos artifi cialmente,

em reações de neutralização. Outros, como o cloreto de sódio, são obtidos de fontes naturais. Eles podem ser classifi cados em sais neutros, ácidos e básicos.

Os sais neutros podem ser originados pela neutralização total de um ácido forte com uma base forte ou de um ácido fraco com uma base fraca. Também são conhecidos como sais normais, como por exemplo, a reação entre ácido bromídrico e hidróxido de potássio.

Os sais ácidos podem ser produzidos por uma neutralização parcial de ácido poliprótico por uma base.

Os sais básicos podem ser produzidos por uma neutralização parcial de uma base polihidroxilada por um ácido. Estes sais básicos ainda podem neutralizar ácidos em função das hidroxilas presentes.

Nomenclatura dos saisA nomenclatura dos sais é formada pelo nome do cátion e o nome do ânion. No cátion

não há inclusão de um sufi xo, enquanto que na nomenclatura do ânion é inserido o sufi xo baseado no ácido de origem, como descrito no quadro a seguir:

Quadro 3 – Nomenclatura dos sais

Sufi xo do ácido ÍDRICO ICO OSO

Sufi xo do ânion ETO ATO ITO

Atividade 4

Nome doânion

Nome docátion

+


Por exemplo, o NaCl é um sal que tem como ácido de origem o HCl , que é chamado de ácido clorídrico; dessa forma, o ânion recebe o sufi xo eto. Assim, a nomenclatura do NaCl é denominada de cloreto de sódio.

Como regra geral, o nome do sal fi ca representado conforme a fi gura a seguir:

Veja alguns exemplos:

Sal Cátion Ânion Ácido de origem Nomenclatura

CaSO4

Ca SO4

H2SO

4(sulfúrico) Sulfato de cálcio

Al(NO2)

3Al NO

2H NO

2 (nitroso) Nitrito de alumínio

Na2CO

3Na CO

3H

2CO

3 (carbônico) Carbonato de sódio

Da mesma forma que você fez na Atividade 1, faça uma pesquisa na internet sobre os sais e preencha o quadro a seguir:

Sal Nomenclatura Classifi cação Exemplo de uso

NaCl

NaF

NaNO3

Na2CO

3

CaCO3

CaSO4


Os óxidos

O ar atmosférico, na ausência de poluição, é composto fundamentalmente de N2, O

2, CO

2

e quantidades variáveis de vapor de água. Nos locais poluídos como os centros urbanos e industriais, muitas outras substâncias passam a fazer parte da sua composição. Entre

elas, há alguns óxidos que provocam considerável prejuízo ao ambiente e à saúde humana, como o monóxido de carbono (CO), óxidos de enxofre (SO

2 e SO

3), óxidos de nitrogênio

(NO e NO2), entre outros. Mas você sabe identifi car a função óxido?

Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Apenas o elemento fl úor é mais eletronegativo que o oxigênio. Assim, qualquer outro elemento, com a exceção do fl úor, reage com oxigênio formando óxidos.

Chuva ácida

Afi nal, o que é chuva ácida?

Você provavelmente já ouviu falar em chuva ácida e deve saber que ela está destruindo fl orestas e monumentos antigos. Mas o que é chuva ácida, afi nal de contas?

Os carros movidos a gasolina e as indústrias que queimam combustível fóssil lançam na atmosfera um gás chamado óxido de enxofre ou gás sulfuroso (SO

2).

Parte do óxido de enxofre se transforma em trióxido de enxofre (SO3) ao reagir

com o oxigênio presente no ar. Tanto o SO2 como o SO

3 reagem com o vapor

de água contido no ar e formam ácidos que retornam à terra com a chuva. A reação do SO

3 com a água forma o chamado ácido sulfúrico, conforme a

equação química a seguir:

SO3 + H

2O → H

2SO

4

Trióxido de enxofre água ácido sulfúrico

A reação do SO2 com a água também forma um ácido, denominado sulfuroso.

SO2 + H

2O → H

2SO

3

Óxido de enxofre água ácido sulfuroso

Além da presença de óxidos de enxofre, pode também ocorrer uma reação entre o oxigênio e o nitrogênio presentes no ar, formando os óxidos de nitrogênio, principalmente dióxido de nitrogênio (NO

2). Essa é uma reação mais rara e requer


grandes descargas de energia, como as que ocorrem durante as tempestades. Também pode ocorrer nas cidades em que há grande quantidade de veículos de combustão interna, em que a alta temperatura dos motores pode provocar a reação com o nitrogênio. Observe a equação a seguir:

N2 + 2O

2 → 2 NO

2

Nitrogênio oxigênio dióxido de nitrogênio

Até aí não há formação de ácido; porém, o dióxido de nitrogênio também reage com o vapor de água de atmosfera, resultando em ácidos, como o ácido nítrico e o ácido nitroso, que podem provocar grandes distúrbios ambientais.

2NO2 + H

2O → HNO

2 + HNO

3

Dióxido de nitrogênio água ácido nitroso ácido nítrico

Fonte: Cesar, Sezar e Bedaque, 2006. pg125

Classifi cação dos óxidosComo o oxigênio é muito reativo, é difícil encontrar um elemento que não seja capaz de

reagir com ele. Desse modo, os óxidos englobam um número muito grande de substâncias que podem ser classifi cadas em quatro grupos, de acordo com seu comportamento em solução aquosa. São eles: os óxidos ácidos ou anidridos; básicos; neutros e anfóteros ou anfi próticos.

Os óxidos ácidos ou anidridos apresentam um ametal como elemento que se liga ao oxigênio. Reagem com a água produzindo ácido, e reagem com bases formando sal e água. São exemplos desses óxidos CO

2, SO

2, SO

3, Cl

2O etc.

CO2 + H

2O → H

2CO

3

(Óxido Ácido) (Ácido)

CO2 + Ca(OH)

2 → CaCO

3 + H

2O

(Óxido Ácido) (Base) (Sal)

Os óxidos básicos apresentam um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2) ligado ao oxigênio. Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Reagem com a água produzindo base e com ácidos formando sal e água. Alguns exemplos: Na

2O, CaO, BaO etc.

Mono

Di

Tri

Óxido de

Mono

Di

Tri

Elemento


2NaO + H2O → 2NaOH

(Óxido Básico) (Base)

MgO + 2HCl → MgCl2 + H

2O

(Óxido Básico) (Ácido) (sal)

Os óxidos neutros, ao contrário dos óxidos ácidos e dos básicos, não reagem com a água nem com ácidos ou bases. Eles são exemplifi cados pelos CO, NO e N

2O.

Os óxidos anfóteros ou anfi próticos são óxidos de metais de transição e semimetais, que apresentam número de oxidação igual a +3 ou +4, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, formando sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Alguns exemplos: SnO, SnO

2, Fe

2O

3, ZnO e Al

2O

3.

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H

2O

(Óxido Básico) (Ácido forte)

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO

2 + H

2O

(Óxido Ácido) (Base Forte)

Nomenclatura dos óxidosOs óxidos moleculares, que possuem ametal ligado ao oxigênio, possuem a nomenclatura

seguindo a regra que indica o número de átomos de oxigênio através de prefi xo (mono, di, tri...), seguido do nome do elemento, conforme a fi gura a seguir:

Veja o quadro a seguir:

Óxido Nomenclatura

CO Monóxido de carbono

CO2

Dióxido de carbono

Cl2O

7Heptóxido de dicloro

Atividade 5

Óxido de Elemento I, II, III, ...


Já os óxidos iônicos, que possuem metais ligados ao oxigênio com NOX igual –2, têm seus nomes formados pela palavra óxido mais o nome do elemento, com o número do NOX representado por números romanos, quando esse elemento possuir NOX variado.

Veja o quadro a seguir:

Óxido Nomenclatura

Na2O (NOX fi xo) Óxido de sódio

CaO (NOX fi xo) Óxido de cálcio

Fe2O

3 (NOX variado) Óxido de ferro III

Do mesmo modo da atividade anterior, faça uma pesquisa na internet sobre os óxidos e preencha o quadro a seguir:

Óxido Nomenclatura Classifi cação Exemplo de uso

CO2

H2O

2


Atividade experimental – Higiene bucal e alimentação

Os dentes humanos são estruturas duras e resistentes. Servem para mastigar o alimento, dividindo-o em partes menores que auxiliam a deglutição e a digestão.

Dentes malcuidados são facilmente atacados por bactérias que se desenvolvem na sua superfície, alimentando-se dos resíduos de certos alimentos, principalmente açúcares, e formando o que chamamos de placa bacteriana. Quando as bactérias agem sobre os restos de alimentos produzem ácidos que dissolvem o esmalte, originando as cáries dentárias. A ocorrência de cáries tende a diminuir com a escovação correta e uso de fi o dental após as refeições.

Você sabe quais são os alimentos que prejudicam os dentes? E qual a importância do creme dental para a saúde dos dentes? Para responder a esses questionamentos, vamos realizar a Atividade Experimental descrita a seguir.

MateriaisMaterial Capacidade Quantidade

Tubo de ensaio 5 mL 6

Refrigerante de cola - 2 mLVinagre - 2 mLLeite de magnésia - 2 mLSuco de limão - 2 mLÁgua destilada - 4 mLCreme dental - 1

Estante para tubo de ensaio - 1

Repolho roxo - 1

Béquer 500 mL 1

Peneira - 1

Papel indicador de pH - 2

Pipeta graduada 2 mL 6

Teste 11) Prepare o extrato de repolho como descrito a seguir:

Corte o repolho em pequenos pedaços e coloque-os no béquer com água destilada até cobri-los;

Ferva até que a água seja reduzida à metade do volume inicial;


Com o auxílio de uma peneira, coe a solução, obtendo o extrato de repolho roxo.

Observação – o extrato de repolho roxo deve ser guardado em geladeira ou, de preferência, congelado, pois se decompõe com o tempo.

2) Selecione 6 tubos de ensaio e enumere-os de 1 a 6;

3) Adicionar 2 mL dos materiais em cada tubo como descrito a seguir:

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5 Tubo 6

Refrigerante Vinagre Suco de limãoPasta de dente

diluída em água

Leite de magnésia Água

4) Adicionar 5 gotas do extrato de repolho roxo;

5) Observe o que aconteceu e anote.

Teste 21) Coletar a saliva em jejum;

2) Aferir o pH com papel indicador;

3) Fazer a escovação dental utilizando creme dental;

4) Coletar novamente saliva;

5) Aferir o pH com papel indicador;

6) Anotar os resultados.

Observação – apenas o dono da saliva deve manipulá-la.


QuestõesResponda às questões seguintes com base nos testes realizados e buscando informações

adicionais em livros e na internet.

1) Identifi que quais soluções são ácidas e básicas.

2) A partir dos resultados do pH, quais os efeitos que o refrigerante pode promover na saúde dos dentes?

3) Qual a vantagem de se escovar os dentes após as refeições?

Resumo

1

2


Nesta aula, vimos que muitas das substâncias inorgânicas encontradas na natureza e no nosso dia a dia são agrupadas em funções químicas: ácidos, bases, sais e óxidos. Também vimos que cada função química apresenta propriedades características que as identifi cam. Destacamos também a classifi cação de cada função química e sua nomenclatura. Finalmente, vimos algumas das aplicações dessas substâncias no nosso dia a dia e, dessa forma, aproximamos a Química do nosso cotidiano.

Leitura complementarAécio Pereira Chagas Teorias Ácido-Base do século XX. Química nova na escola, 1999.

Esse artigo apresentada as diferentes teorias do ácido-base propostas durante o século XX, mostrando sua evolução e como estão relacionadas entre si.

AutoavaliaçãoLeia o texto a seguir e responda às questões abaixo:

“A queima dos combustíveis fósseis aumenta a quantidade de gás carbônico no ar. Parte desse gás se dissolve no oceano e aumenta a acidez da água. Isso prejudica o desenvolvimento de organismos marinhos, como formas de plâncton, corais e outros animais – a formação de esqueletos e conchas de carbonato de cálcio, essencial para essas formas de vida, fi ca difi cultada com o ambiente ácido”.

Fonte: <http://noticias.ambientebrasil.com.br/noticia/?id=12206>. Acesso em: 9 fev. 2010.

a) Identifi que a função química dos compostos químicos destacados em negrito.

b) Qual a fórmula química desses compostos?

O quadro a seguir mostra alguns produtos bastante utilizados no nosso dia a dia. Preencha o quadro informando a função química, fórmula, nomenclatura e classifi cação.


Aplicação Função química Fórmula/nomenclatura Classifi cação

Gesso, giz

Tratamento de água de piscina

Produtos de limpeza

Desentupir pia

Usado em refrigerantes

Fabricação de explosivos

Fabricação de sabão

Soro fi siológico

Componente de cremes dentais

Antisséptico e alvejante

ReferênciasALVARENGA, Jenner Procópio de et al. Ciências naturais no dia a dia: 8ª série. Curitiba: Positivo, 2004.

DE BONI, Luis Alcides Brandini. Introdução clássica à química geral. Porto Alegre: Ed Tchê químicaCons. Educ., 2007.

FUNÇÕES Inorgânicas: Ácidos, Bases e Sais. Disponível em: <http://www.colsaojose.com.br/tecnicos/tecquim/quimica_inorganica/Funcoes_Inorganicas.pdf>. Acesso em: 9 fev. 2010.

KOTZ, John C.; TREICHEL JÚNIOR, Paul. Química e reações químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v 1.


SOUZA, Maria Helena L.; ELIAS, Decio O. Ações de equilíbrio ácido-base. In: SOUZA, Maria Helena L.; ELIAS, Decio O. Fundamentos da circulação extracorpórea. 2. ed. [s.l.]: [s.n.], 2006. Disponível em: <http://perfl ine.com/livro/download/Fdm_CEC_cap_17.pdf>. Acesso em: 9 fev. 2010.

UCKO, David A. Química para as ciências da saúde: uma introdução à química geral, orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992.v

Anotações


Reações químicas

12Aula

1

2

3

4


Apresentação

A queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e o enferrujamento de um pedaço de ferro são exemplos de transformações químicas. Essas transformações fazem parte do nosso dia a dia e são chamadas reações químicas. No decorrer desta

aula, você será capaz de identifi car as reações químicas que fazem parte do nosso cotidiano e entender como intervir nessas reações para diminuir o impacto no meio ambiente e melhorar a sua qualidade de vida.

Objetivos Reconhecer uma reação química e suas principais leis.

Classifi car os principais tipos de reações químicas.

Efetuar o balanceamento de reações químicas.

Identifi car os fatores que podem alterar as reações químicas.


Investigando uma reação químicaTodos os dias, a todo o momento, ocorrem reações químicas. Não só ao nosso redor

como também no nosso próprio corpo, de forma que a manutenção das reações químicas no organismo garante a existência da vida.

Há vários séculos o homem convive com uma grande variedade de materiais encontrados na natureza, podendo estes sofrer transformações físicas e/ou químicas. Conforme você estudou na Aula 6 (Conceitos básicos da Química), quando um material sofre uma transformação onde há alteração de seus componentes, dizemos que ele sofreu uma transformação química (reação química). Caso contrário, trata-se de uma transformação física. Em uma transformação química, as substâncias que sofrem transformação são chamadas de reagentes e as que resultam destas são chamadas de produtos. Assim sendo, uma reação química é a transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias (reagentes), gerando uma ou mais substâncias novas (produtos).

Equação químicaPodemos visualizar uma reação química usando uma representação simbólica chamada de

equação química. Uma equação química é composta pelas fórmulas dos reagentes que participam da reação e pelas fórmulas dos produtos obtidos na reação. Confi ra no exemplo a seguir:

C6H

12O

6O

2+ CO

2H

2O+

Reagentes Produtos


Alguns outros dados sobre a reação química podem ser fornecidos pela equação química, como por exemplo, o estado físico da substância participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g), Vapor (v), Líquido (l ), Solução aquosa (aq), Sólido (s), Cristal (c). Dessa forma, a equação anterior fi caria da seguinte forma :

C6H

12O

6(s) + O2(g) → CO

2 (g) + H

2O

(l)

Outros símbolos podem ser usados em uma equação química para descrever uma reação:

Catalisadores ou aquecimento: Δ

Formação de um precipitado: ↓

Formação de um composto volátil: ↑

Quando a reação é reversível: ↔

Presença de luz: λ

Leis das reações químicasNo fi nal do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir

que as reações químicas obedecem a certas leis. A seguir são mostradas duas leis importantes que regem as reações químicas.

Lei de Lavoisier – Lei da Conservação da MassaVocê se recorda do texto da Aula 3 (Relação entre senso comum e o conhecimento

científi co) sobre os estudos da reação de combustão feitos por Antoine Lavoisier? Ele notou que numa reação química qualquer, a massa total de reagentes é exatamente igual à massa total dos produtos, ou seja, Lavoisier observou que numa reação química não há ganhos nem perdas de massas: “Na natureza nada se perde, tudo se transforma”.

Imaginemos duas substâncias A e B, que reagem formando outras duas substâncias C e D, conforme a reação a seguir:

A + B → C + D

(20g) (20g) (10g) (? g)

Atividade 1


Observe que temos 20g de A e 20g de B, totalizando 40g de reagentes. De acordo com a Lei de Lavoisier, a quantidade de massa dos produtos é igual ao dos reagentes; sendo assim, teremos 40g de produtos. Como há 10g de C, concluímos que existem 30g de D.

Lei de Proust – Lei das Proporções Defi nidasA lei de Proust é conhecida como a Lei das Proporções Defi nidas. Ele observou que numa

reação química existem proporções bem defi nidas entre as massas dos reagentes. No exemplo a seguir, observamos que existe uma proporção de 2:1 entre os reagentes:

2H2 + O

2 → 2H

2O

Segundo Proust, essa proporção deve ser respeitada, de forma que, se reagirmos 4 moléculas de hidrogênio, teremos que adicionar 2 moléculas de oxigênio. Caso isso não ocorra, as moléculas excedentes de um dos reagentes não reagem, sobrando na formação do produto. Esse conhecimento é muito importante para as indústrias químicas em geral, pois a determinação das proporções de reagentes nos processos químicos permite a diminuição do desperdício e, consequentemente, a diminuição dos custos fi nanceiros e do impacto ambiental.

Quando queimamos vários pedaços de palha de aço de massas diferentes, as massas do óxido de ferro que se formam são proporcionais às massas da palha de aço que foi queimada. Observe as massas obtidas após essa queima no quadro a seguir:

Antes de queimar (massa da palha de aço)

Depois de queimar(massa do óxido de ferro)

1,0g 1,4g2,0g 2,8g3,0g 4,3g

Fonte: Adaptado do TELECURSO. Aula 29: Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.

a) Quanto de óxido de ferro é produzido quando se queima 10g de ferro?

b) Qual foi a massa de oxigênio que reagiu com 10g de ferro?


Classifi cação das reações químicas

Existem vários tipos de reações químicas e várias maneiras de classifi cá-las. Uma das classifi cações relaciona o número de substâncias que reagem e o número de substâncias produzidas. De acordo com esse critério, existem quatro tipos básicos de reações

químicas: reação de decomposição ou análise, reação de síntese, reação de simples troca ou deslocamento e reação de dupla troca.

Reação de decomposição ou análiseEsse tipo de reação consiste na fragmentação de um composto químico em elementos

ou substâncias mais simples. Na maioria das vezes, essas reações acontecem sob a ação de agentes físicos externos, como a luz, o calor ou a eletricidade, visto que nessas condições a estabilidade do reagente é reduzida, facilitando sua ocorrência. Dessa forma, algumas reações de análise recebem nomes especiais, como:

pirólise ou termólise: decomposição pelo calor (na ausência de oxigênio);

fotólise: decomposição pela luz;

eletrólise: decomposição por meio da eletricidade.

Um exemplo de decomposição térmica (termólise ou pirólise) é a análise do carbonato de cálcio em óxido de cálcio e dióxido de carbono que ocorre aproximadamente a 840°C.

CaCO3 → CaO + CO

2


Outro exemplo de decomposição térmica ocorre no tratamento do lixo para a produção de biocombustível, em que, através de uma reação endotérmica na ausência de oxigênio, realizada em reatores especiais, denominados pirolíticos, são formados subprodutos energéticos. O processo é autossustentável sob o ponto de vista energético, pois a decomposição química pelo calor na ausência de oxigênio produz mais energia do que consome.

Nos fi lmes fotográfi cos ocorre a decomposição pela luz (fotólise). A luz emitida pelos objetos entra na máquina fotográfi ca e decompõe os sais de prata, presentes no fi lme fotográfi co, em prata metálica, conforme a reação a seguir:

2AgBr → 2Ag + Br2

Na decomposição elétrica (eletrólise), um dos melhores exemplos é a reação que ocorre no mecanismo do airbag. O airbag é um dispositivo destinado a proteger motoristas e passageiros em caso de colisão. Para haver um perfeito funcionamento, o sistema envolve os seguintes mecanismos: Os sensores localizados no veículo disparam um impulso elétrico para um dispositivo onde há substâncias químicas (NaN

3, KNO

3 e SiO

2) que reagem liberando

gás nitrogênio, fazendo infl ar o saco antes da colisão.

Reações de decomposição também podem ser realizadas pela ação bioquímica de seres vivos, como no processo de fermentação alcoólica (veja o destaque a seguir).

Fermentação alcoólica

Os processos de fermentação já eram utilizados pelo homem há cerca de dez mil anos. Muitas bebidas eram fabricadas pelos antigos egípcios, germanos e israelitas. Embora as bebidas alcoólicas sejam diferenciadas por suas propriedades, tais como suas matérias primas e diferentes teores alcoólicos, todas elas têm uma origem básica comum, isto é, todas derivam de um processo bioquímico denominado fermentação alcoólica. A fermentação alcoólica é um tipo de reação química realizada pela ação de microorganismos (leveduras) sobre os açúcares, produzindo etanol e gás carbônico.

As leveduras — ou seja, os fermentos — são microorganismos que atuam enzimaticamente sobre os glicídios (açúcares, como o C

6H

12O

6), produzindo

etanol (C2H

5OH) e gás carbônico (CO

2):

C6H

12O

6 → 2C

2H

5OH + 2CO

2

O microorganismo do fermento, denominado Saccharomyces cerevisiae, é responsável pela produção das enzimas fundamentais para o processo de fermentação alcoólica. A intensidade da reação de fermentação depende do tipo de glicídio utilizado, o que faz com que bebidas diferentes, produzidas pela fermentação de matérias-primas específi cas, apresentem diferentes teores alcoólicos.

Fonte: Ferreira & Montes, 1999.

Atividade 2

1

2


Conforme visto, concluímos que as reações de decomposição se resumem em uma única substância originando dois ou mais produtos, conforme a representação a seguir:

AB → A + B

O fermento é um ingrediente muito utilizado na cozinha. Graças a ele, podemos provar alimentos macios, de digestão fácil e sabor agradável. Quando é adicionado à massa, ocorrem vários processos (químicos ou biológicos), que acabam produzindo compostos gasosos que a tornam macia. Existem dois tipos de fermento, o químico e biológico. A diferença entre eles está em sua composição: o químico é constituído de bicarbonato de sódio (NaHCO

3) e o biológico

apresenta um fungo do tipo levedura. Assim, uma aplicação importante do bicarbonato de sódio é como fermento de pães e bolos. O crescimento da massa deve-se à liberação de CO

2

obtido na reação representada a seguir:

2 NaHCO3 → Na

2CO

3 + CO

2 + H

2O

Classifi que a reação descrita anteriormente.

Pesquise na internet receitas de pão caseiro e realize a experiência a seguir no laboratório do seu polo. Nesta experiência serão colocados, separadamente, os diferentes ingredientes da receita de um bolo misturados com fermento.

Você precisará dos seguintes materiais:

MATERIAL CAPACIDADE QUANTIDADE

Água morna - 20mLFermento de bolo - 10gAçúcar - 10gFarinha de trigo - 10gTubo de ensaio 5mL 4

Balão de aniversário (pequeno) - 4

Colher de chá - 3


Realize os procedimentos descritos a seguir:

a) Prepare quatro tubos de ensaio conforme as medidas abaixo:

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4

» 5mL de água morna

» 1 colherinha de fermento


» 1 colherinha de açúcar



» 1 colherinha de açúcar



» 1 colherinha de farinha de trigo

b) Prenda um balão de aniversário (pequeno) na boca de cada tubo de ensaio e deixe descansar por 20 minutos, de preferência em local ensolarado.

c) Elabore um quadro e anote nele o que você observou em cada um dos tubos.

d) Em qual dos frascos podemos afi rmar que está ocorrendo transformação nos materiais envolvidos? Justifi que sua resposta.

e) Que material teria provocado a ação do fermento?

f) Por que os tubos devem ser deixados num “local ensolarado”?


g) O que acontecerá num tubo em que colocarmos apenas farinha de trigo e água?

Reação de síntese ou adiçãoNessa reação ocorre exatamente o contrário do que acontece na reação de decomposição:

duas substâncias se combinam para formar apenas uma terceira substância. As reações de síntese podem ser denominadas por:

síntese total, quando partimos de substâncias simples para formar substância composta;

síntese parcial, quando, dentre os reagentes, houver no mínimo uma substância composta.

A formação do ácido na chuva ácida ocorre por reação de síntese ou adição. O gás SO3

liberado pelas indústrias reage com a água da atmosfera formando o ácido sulfúrico, conforme a reação a seguir:

SO3 + H

2O → H

2SO

4

Resumindo, as reações de síntese consistem em dois ou mais reagentes formando apenas um produto, conforme a representação a seguir:

A + B → AB

Reação de simples troca ou deslocamentoNessa reação, uma substância simples (formada por um só tipo de elemento) reage com

uma composta (formada por vários tipos de elementos), havendo troca entre a substância simples com um dos elementos da substância composta. Entretanto, para que isso ocorra, é necessário que as substâncias simples sejam mais reativas do que o elemento da substância composta que será deslocado.

A BC+ AC B+

O cátion “A” deslocao cátion “B ”

A BC+ AB C+

O ânion “A” deslocao ânion “C ”


1) Reação de deslocamento de cátions

Nessa reação, a substância simples é um metal que promove o deslocamento de outro metal (cátion) presente na substância composta. Para que isso ocorra, o metal da substância simples tem que ser mais reativo que o cátion da substância composta.

Deslocamento do ânion:

Reatividade dos metais em ordem decrescente

Alcalinos > Alcalino-Terrosos > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Ni >Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Pd > Au

2) Reação de deslocamento de ânions

No deslocamento do ânion, uma substância simples formada por ametal promove o deslocamento do ânion que compõe a substância composta. Da mesma forma que a anterior, a reatividade do ametal da substância simples tem que ser maior que o do ânion da substância composta.

Reatividade entre os ametais em ordem decrescente

F > O > Cl > Br > I > S > N > P > C

Resumindo, as reações de simples troca consistem em um reagente que desloca um dos elementos do outro reagente, conforme a representação a seguir:

Deslocamento do cátion:

Atividade 3


A deterioração da Estátua da Liberdade nos EUA representa um dos problemas resultantes da ignorância sobre a reatividade química. Quando foi construída originalmente, há mais de cem anos, a Estátua da Liberdade tinha uma estrutura interna de 2.000 barras de ferro revestidas por cobre. Com o tempo, externamente o cobre reagiu com o oxigênio, formando o óxido de cobre. O problema aconteceu depois, quando o ferro da estrutura interna reagiu com óxido de cobre. Após muitos anos, a armação de ferro foi reduzida a menos da metade da estrutura original, sendo necessários vários reparos antes da celebração do seu centésimo aniversário, em 4 de julho de 1986. Observe a seguir a reação desse processo:

2Fe + Cu2O

3 → Fe

2O

3 + 2Cu

No texto sobre a deterioração da Estátua da Liberdade, você viu que o ferro da estrutura interna reagiu com óxido de cobre segundo a reação descrita a seguir:

2Fe + Cu2O

3 → Fe

2O

3 + 2Cu

a) Explique por que o ferro reagiu com o óxido de cobre e identifi que o tipo de reação química.

b) Se a estrutura externa da Estátua da Liberdade fosse feita de alumínio ou cromo, o que ocorreria com essa reação? Explique.


Reação de dupla trocaA reação de dupla troca ocorre entre duas substâncias compostas que trocam elementos

entre si, formando duas novas substâncias compostas. Um dos mais clássicos exemplos de dupla troca é a reação de neutralização entre um ácido e uma base, conforme você estudou na Aula 11 (Funções químicas). O ânion do ácido troca de lugar com a hidroxila da base, ao mesmo tempo em que o cátion da base troca de lugar com o hidrogênio do ácido. Dessa reação, formam-se sal e água. Observe o exemplo a seguir:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

1) Reações de dupla troca com precipitação

É uma reação de dupla troca entre reagentes solúveis em que ocorre a formação de um precipitado (produto insolúvel). O nitrato de prata (AgNO

3) e o cloreto de sódio (NaCl ) são

solúveis em água; entretanto, quando colocados juntos, reagem formando um precipitado insolúvel chamado de cloreto de prata, conforme a reação a seguir:

AgNO3 + NaCl → NaNO

3 + AgCl ↓

2) Reações de dupla troca com formação de substâncias voláteis

Algumas reações de dupla troca não necessariamente acontecem com a formação de precipitado. Elas podem ocorrer a partir de reagentes não voláteis formando pelo menos um produto volátil. Os medicamentos efervescentes contêm, entre outros componentes, NaHCO

3

e também um ácido em pó. Ao ser jogado na água ocorre a formação do gás carbônico, conforme a reação a seguir, onde X representa o ânion de um ácido qualquer:

HX + NaHCO3 → NaX + H

2CO

3

O ácido carbônico, H2CO

3, é um ácido fraco que se decompõe facilmente formando água

e gás carbônico (produto volátil). Dessa forma, a reação completa é:

HX + NaHCO3 → NaX + H

2O + CO

2↑

Atividade 4

AB CD+ AD CB+

troca de cátions

troca de ânions


Resumindo, as reações de dupla troca consistem na troca de ânions e de cátions simultaneamente em uma mesma reação, conforme a reação a seguir:

Em situações como o nervosismo ou alimentação inadequada, o ácido clorídrico (HCl) é produzido em grandes quantidades, causando acidez estomacal. Essa acidez pode ser regulada com o uso de antiácido composto de hidróxido de magnésio [Mg(OH)

2] e hidróxido de alumínio [Al(OH)

3], duas bases que

reduzem a acidez gástrica em níveis normais.

a) Quais os produtos formados nessas reações? Escreva as equações químicas.

b) Classifi que o(s) tipo(s) de reação (ões).


Combustão, uma reação que produz energia

Toda reação que envolva a participação do oxigênio como reagente é chamada de combustão. Nessas reações ocorre liberação de energia. Na nossa casa, a queima do gás de cozinha através do oxigênio permite a liberação de calor que é utilizado para o cozimento do alimento.

Existe uma reação de combustão que ocorre no nosso corpo, mais especifi camente no interior das células. Ela é chamada de respiração celular e consiste na queima da glicose (ou de outros compostos orgânicos) na presença do oxigênio, formando gás carbônico e água, conforme a reação abaixo:

Glicose (C6H

12O

6) + oxigênio (O

2) → gás carbônico (CO

2) + água (H

2O)

Durante a respiração celular ocorre a liberação de energia que é utilizada continuamente para a efetivação dos processos vitais, ou seja, sem essa reação não podemos nos manter vivos, o que explica a nossa total dependência do oxigênio atmosférico.

Fotossíntese, a reação que dá vida

A fotossíntese consiste na síntese da glicose e do oxigênio a partir do gás carbônico e da água (o inverso da respiração), com absorção de energia luminosa. Essa reação é a única do planeta que absorve energia que vem de fora da Terra, ou seja, os seres

fotossintetizantes captam a energia oriunda do Sol e usam para a fotossíntese. A maior parte dos seres vivos obtém energia que está embutida na glicose; dessa forma, dizemos que a base energética da vida na Terra advém da fotossíntese.

A reação da fotossíntese pode ser resumida da seguinte forma:

Gás carbônico (CO2) + água (H

2O) → glicose (C

6H

12O

6) + oxigênio (O

2)


Balanceamento de reações

Os números antes de cada fórmula em uma equação química (coefi cientes) refl etem o princípio da conservação de massa, ou seja, de acordo com o que Lavoisier afi rmou que a matéria não se cria, mas sim se transforma. Assim, a quantidade de átomos

dos elementos nos reagentes obrigatoriamente é igual à quantidade dos mesmos átomos nos produtos. Diante disso, você pode ajustar a quantidade desses átomos, tornando a equação química balanceada, através dos coefi cientes. Observe o exemplo a seguir:

C6H

12O

6 + O

2 → CO

2 + H

2O

(equação química não balanceada)

Neste exemplo de equação, não há coefi cientes indicados nas substâncias químicas que a compõem. Note que existem 6 átomos de carbono no lado dos reagentes e apenas 1 carbono nos produtos. Para balancear a equação basta corrigir os coefi cientes, conforme a seguir:

C6H

12O

6 + 6O

2 → 6CO

2 + 6H

2O

(equação química balanceada)

Agora fi ca fácil perceber que todos os átomos encontram-se balanceados nessa equação. Atente que para ajustar uma equação química usamos unicamente os coefi cientes. Em nenhum caso trocamos os índices das fórmulas. Se fi zermos isso, vamos alterar a identidade da substância.

Algumas equações são facilmente balanceadas, mas algumas são um pouco mais complicadas. Para facilitar esse tipo de operação, vamos aplicar o “método por tentativas”. Para isso, basta seguir algumas regras práticas:

1) Começar com os elementos que aparecem apenas uma vez no lado dos reagentes e no dos produtos (dar prioridade ao elemento que possuir maior índice).

2) Após o acerto destes elementos, acertam-se os que aparecem mais de uma vez no mesmo membro da equação.

3) Por fi m, verifi ca-se se o número de átomos de cada tipo é igual nos dois lados da equação.


A Química no efeito estufa

Nas últimas décadas, a polêmica sobre o aquecimento global do nosso planeta, decorrente de uma exacerbação do efeito estufa, passou a fazer parte das preocupações da humanidade, com constante cobertura pela mídia. Mas como ocorre o efeito estufa e a que se deve sua provável exacerbação?

O planeta Terra irradia para o espaço uma quantidade de energia igual à que absorve do sol. Essa irradiação ocorre sob a forma de radiação eletromagnética na faixa do infravermelho, com uma distribuição espectral. A Terra funciona, portanto, como um irradiador de infravermelho que iria todo para o espaço, não fosse a presença na atmosfera de alguns gases que absorvem grande parte dessa radiação e, consequentemente, aquecem-na. De certo modo, a atmosfera transforma a Terra numa enorme estufa.

A atmosfera terrestre é uma mistura de gases, com predominância de nitrogênio (78%) e oxigênio (21%), gases que não absorvem radiação infravermelha. Outros gases, nela presentes como componentes naturais ou resultantes de ações do homem (ações antrópicas), por sua natureza química, principalmente estrutura molecular, absorvem uma fração signifi cativa da radiação infravermelha emitida pela superfície terrestre. Essa absorção implica num aumento nos movimentos vibracionais e rotacionais das moléculas. Esses gases, por sua vez, também passam a irradiar no infravermelho. Essa radiação se espalha em várias direções, inclusive retornando à superfície, que se mantém mais quente do que seria na ausência da atmosfera. Cabe destacar que grande parte do efeito estufa natural se deve à presença da água na atmosfera: vapor d’água (85%) e partículas de água (12%). Outros gases-estufa são o dióxido de carbono (CO

2), o metano (CH

4), o óxido

nitroso (N2O), os clorofl uorcarbonetos (CFCs), os hidroclorofl uorcarbonetos

(HCFCs) e o hexafl uoreto de enxofre (SF6). O aumento do teor desses gases na

atmosfera em decorrência de atividades humanas pode causar uma exacerbação do efeito estufa e, consequentemente, um aquecimento global do planeta.

Em nosso país, a maior fonte de emissão de dióxido de carbono são as queimadas em florestas da região amazônica (haja vista a queimada descontrolada de regiões do Estado de Roraima no início de 1998). Também trazem uma notável contribuição as queimadas de campos e cerrados e de canaviais, muito empregadas no manuseio de culturas. Outra fonte é o uso de combustíveis fósseis, principalmente os derivados de petróleo, em motores de explosão de veículos e outros sistemas de transporte. A contribuição em metano pode ser também considerada signifi cativa, dada a existência de grandes rebanhos de gado bovino e a presença de extensas regiões que são periodicamente cobertas pela águas, como acontece no Pantanal mato-grossense e nas várzeas amazônicas.

Adaptado de Tolentino e Rocha-Filho, 1998

Distribuição espectral

Gráfi co da quantidade de radiação emitida por

um corpo negro em função da frequência da radiação.

Essa distribuição varia com a temperatura.

Atividade 5


O metano é o gás-estufa mais importante depois do CO2. Pode advir de processos

naturais ou antrópicos. Nos animais, o metano é produzido a partir da fermentação de celulose ou de outras moléculas complexas, formando ácidos como a ácido acético (CH

3CO

2H). Através de uma sequência complexa de reações, o ácido

acético é transformado em metano segundo a equação global descrita a seguir:

CH3CO

2H

(aq) → CH

4(g) + CO2(g)

A equação global de produção do metano está balanceada? Realize o balanceamento dessa equação caso seja necessário. Explique.


Atividade prática - reações químicas: o poder da transformação

Os químicos sentem um inconfessável prazer em transformar as coisas. É claro que ninguém jamais conseguiu criar algo a partir do nada, mas, mesmo assim, os químicos contribuem para a transformação do mundo em que vivemos, gerando

novas tecnologias úteis para a sociedade. Diariamente, eles descobrem ou sintetizam novas substâncias em laboratório por meio de reações químicas. Muitas são utilizadas posteriormente na fabricação da infi nidade de produtos que consumimos diariamente e, além disso, é graças às reações químicas que obtemos a maior parte da energia que consumimos. Dessa forma, podemos observar que as reações químicas são responsáveis por grande parte das tecnologias que utilizamos no nosso dia a dia. Mas como eles conseguem controlar essas reações? Para entendermos melhor esse controle, vamos realizar os testes descritos a seguir:

Materiais e reagentesMATERIAL CAPACIDADE QUANTIDADE

Béquer 100 mL 5

Água fria - 50 mLÁgua quente - 50 mLÁgua em temperatura ambiente (25°C) - 550 mLComprimido efervescente sem sabor (obtido em farmácia) - 3

Almofariz 1

Pistilo 1

Tubo de ensaio 5 mL 2

Lã de aço (comprada em mercado) - 1

Batata crua - 1

Água oxigenada a 10 volumes - 1

Placas de petri - 2

Pipeta ou conta-gotas 1

Béquer 500mL 1

Chapa aquecedora ou fogareiro elétrico - 1

REAGENTES CONCENTRAÇÃO QUANTIDADE

Solução de sulfato de cobre penta-hidratado (CuSO

4•5H

2O)

0,1 mol/L 10mL


Teste 1 Separe três béqueres e numere-os de 1 a 3;

Coloque 50mL de água fria no béquer 1;

Coloque 50mL de água em temperatura ambiente no béquer 2;

Coloque 50mL de água quente (não fervendo) no béquer 3;

Parta os comprimidos efervescentes em duas partes iguais;

Adicione, simultaneamente, uma metade do comprimido a cada béquer;

Observe e anote o que acontece.

Teste 2 Separe dois béqueres e numere-os (1 e 2);

Coloque 50mL de água em temperatura ambiente nos dois béqueres;

Parta o comprimido efervescente em duas partes iguais;

Triture uma das partes no almofariz utilizando o pistilo (transformando-o em um pó bem fi no);

Simultaneamente, adicione ao béquer 1 a parte do comprimido que foi triturado e ao béquer 2 a parte sem triturar;

Observe e anote.


Teste 3 Separe dois tubos de ensaio e numere-os (1 e 2);

Faça duas bolinhas de mesmo tamanho com dois pedaços de lã de aço;

Coloque 5 mL da solução (CuSO4 .5H

2O) no tubo de ensaio 1;

Coloque 1 mL da solução (CuSO4 .5H

2O) no outro tubo de ensaio (tubo 2) e acrescente

4 mL de água;

Agite a solução;

Coloque ao mesmo tempo uma bolinha em cada tubo;

Observe por 5 minutos e anote o que acontece.

Teste 4 Separe duas placas de petri;

Parta a batata na metade;

Cozinhe uma das metades;

Coloque um pedaço da batata crua e outro pedaço de cozida nas placas de petri;

Coloque 3 gotas de água oxigenada em cada pedaço;

Observe e anote o que acontece.


2) Em qual dos dois béqueres houve uma mais rápida reação? A que se deve isso?

Análise dos dados1) Que fator interferiu na rapidez das reações no Teste 1, e de que forma ele infl uenciou na

velocidade das reações?

3) Explique por que as duas palhas de aço se comportaram de forma diferente no Teste 3.

Resumo

1


Nesta aula, apresentamos a estrutura e as leis das reações químicas. Em seguida, estabelecemos as diferenças entre os quatro tipos de reações químicas. Também foram mostradas reações especiais como a combustão e a fotossíntese. Na sequência, foi apresentado o balanceamento das reações. E, fi nalmente, você teve a oportunidade de trabalhar os fatores que alteram as reações químicas através da experimentação proposta.

4) O que causou a diferença entre as velocidades das reações ocorridas nas placas de petri entre os pedaços de batata crua e cozida? Explique.

AutoavaliaçãoExtintores de incêndio são aparelhos portáteis que servem para combater princípios de incêndio. Há quatro tipos de extintores de incêndio: água pressurizada, gás carbônico, pó químico e espuma. O pó químico é bicarbonato de sódio (NaHCO

3).

Em contato com as chamas ele se decompõe em gás carbônico (CO2), água (H

2O)

e um outro pó branco, o carbonato de sódio (Na2CO

3). O gás carbônico se mistura

com o ar e, portanto, diminui a quantidade de oxigênio. O carbonato de sódio, que é sólido, isola o combustível do oxigênio. Sem oxigênio, o fogo apaga.

Fonte: Telecurso (aula 18 - Como se combate um incêndio?).

2

3


a) Escreva a equação completa da decomposição do bicarbonato de sódio.

b) Quais são os reagentes e os produtos?

Considere as reações abaixo. Faça o seu balanceamento e classifi que-as:

REAÇÕES CLASSIFICAÇÃO

a) Zn + HCl → ZnCl2 + H

2

b) P2O

5 + H

2O → H

3PO

4

c) AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO

3

d) CaO + CO2 → CaCO

3

e) H2O → H

2 + O

2

f) Zn + Pb(NO3)2 → Zn(NO

3)2 + PB

g) FeS + HCl → FeCl2 + H

2S

h) NaNO3 → NaNO

2 + O

2

i) N2 + H

2 → NH

3

O ferro que fi ca exposto ao ar e à umidade nos depósitos é vendido para as siderúrgicas. O aço que chega às siderúrgicas pode ser de vários tipos, porque é uma mistura muito variada. O ferro que compõe esse aço apresenta contaminações com outros metais, como o alumínio, o zinco, o cromo, o magnésio etc. Esses metais precisam ser separados para que o aço seja reciclado. Uma maneira fácil de separar esses metais é aproveitar o fato de eles se ligarem mais facilmente ao oxigênio que ao ferro. Quando se funde à sucata, o oxigênio que está ligado ao óxido de ferro é atraído por esses outros metais, que se transformam em óxidos e deixam o ferro livre na forma de metal.

Fonte: Telecurso (aula 22 - A volta do ferro à natureza).

4


a) Escreva as reações completas do alumínio, do zinco, do cromo e do magnésio com o óxido de ferro.

b) Se na mistura de ferro houvesse o cobre, seria possível separar o ferro do cobre? Explique.

Como você sabe, o fogão é um equipamento muito importante em nossas vidas. O gás de cozinha, também chamado de GLP (sigla de “gás liquefeito de petróleo”), é usado nas residências urbanas para preparar os alimentos. O calor da chama é transferido para os alimentos, cozinhando-os, ou mesmo para a água, levando-a à fervura. O álcool é outro tipo de combustível bastante conhecido dos brasileiros, que o utilizam nos seus automóveis.

Fonte: Telecurso Ciências (Aula 62 - Química na cozinha: reações químicas).

As reações de combustão do gás de cozinha (representado pelo butano) e álcool estão descritas a seguir:

C4H

10 + O

2 → CO

2 + H

2O + energia

C2H

5OH + O

2 → CO

2 + H

2O + energia

a) Balanceie as reações e indique qual a semelhança entre essas reações.

Anotações


ReferênciasALVES, Líria. Airbag e reação de decomposição. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/air-bag-reacao-decomposicao.htm>. Acesso em: 27 jan. 2010.

CDCC-USP. Reações químicas I. Disponível em: <www.cdcc.usp.br/exper/medio/quimica/2reacao1g.pdf>. Acesso em: 27 jan. 2010.

FERREIRA, Edilene Cristina; MONTES, Ronaldo. Produção de bebidas alcoólicas. Química nova na escola, n. 10, 1999.

KOTZ, John C.; TREICHEL Jr., Paul. Química e reações químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC editora, 2002. v 1.


SILVA JUNIOR, Cesar da Sanches et al. Ciências: entendendo a natureza: a matéria e a energia: 8ª série/ 9º ano. 20. ed. São Paulo: Saraiva, 2005.

TOLENTINO, Mario; ROCHA-FILHO, Romeu C. Química no efeito estufa. Química Nova na Escola, n. 8, nov. 1998.

WHITTEN, K. W.; DAVIS, R. E.; PECK, L. M. General Chemistry; with qualitative analysis. 7. ed. Belmont: Brooks/Cole, 2004. p. 149.

WIKIPÉDIA. Reação de decomposição. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_de_decomposi%C3%A7%C3%A3o>. Acesso em: 27 jan. 2010.

Anotações


Esta edição foi produzida em mês de 2012 no Rio Grande do Norte, pela Secretaria de Educação a Distância da Universidade Federal do Rio Grande do Norte (SEDIS/UFRN). Utilizando-se Helvetica Lt Std Condensed para corpo do texto e Helvetica Lt Std Condensed Black títulos e subtítulos sobre papel offset 90 g/m2.

Impresso na nome da gráfi ca

Foram impressos 1.000 exemplares desta edição.

SEDIS Secretaria de Educação a Distância – UFRN | Campus UniversitárioPraça Cívica | Natal/RN | CEP 59.078-970 | [email protected] | www.sedis.ufrn.br

química para o ensino de ciências

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