Capítulo 2 O Laboratório e o ensino da Química

Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano

Mestrado em Química para o Ensino 5

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Capítulo 2 ___________________________________________________________________________

O Laboratório e o ensino da Química





2. O Laboratório e o ensino da Química

2.1 Princípios orientadores do Programa do 12º ano de Química De acordo com os princípios da Reforma do Ensino Secundário de 2003, a disciplina de Química

(12º ano) surge na sequência da disciplina de Física e Química A, dos 10º e 11º anos, e orienta-se por princípios idênticos, em particular no que se refere à componente desta área científica. O programa de carácter nacional permite, de acordo com o estabelecido na estrutura curricular, a opção por tarefas, estratégias de exploração e metodologias de ensino, conforme os interesses e desenvolvimento dos alunos. Este aspecto pode ser encarado como uma forma de flexibilização, com vista a uma melhor adequação aos interesses dos alunos, como um factor despoletador de motivação pelo estudo da Química. De facto, aquilo que se pretende nesta etapa final do Ensino Secundário é que muitos dos alunos que optaram por frequentar a disciplina se interessem por continuar estudos na área (M. E., 2004).

Visão Geral do Programa O Programa, globalmente subordinado à temática geral “Materiais”, está organizado em três

Unidades: Unidade 1 – Metais e Ligas Metálicas; Unidade 2 – Combustíveis, Energia e Ambiente; Unidade 3 – Plásticos, Vidros e Novos Materiais. A escolha do tipo de materiais a abordar em cada unidade teve em conta critérios de pertinência

social (hábitos de consumo e estilos de vida), económica (indústrias associadas e seu valor acrescentado), cultural (característicos de diferentes épocas), histórica (motores de desenvolvimento tecnológico), ambiental (esgotamento de recursos e implicações para a qualidade do ambiente), ética (valores susceptíveis de serem desenvolvidos, por exemplo políticas contra o sobre-consumo) e científica (conceitos químicos centrais que permitem adquirir conhecimento).

Embora incidindo sobre tipos de materiais diferentes, todas as Unidades seguem princípios idênticos e foram organizadas internamente tendo em conta os critérios atrás referidos, de modo a relevar a integração das perspectivas social, tecnológica e científica do conhecimento, de acordo com a orientação Ciência-Tecnologia-Sociedade seguida nos Programas dos 10º e 11º anos. Os princípios então enunciados continuam a ser defendidos, escolhendo-se agora temas e contextos julgados pertinentes para alunos que concluem uma formação em Química de nível secundário. Esta formação deverá proporcionar uma interpretação razoável e actual da diversidade e complexidade dos materiais



que nos cercam. Mais ainda, a interpretação alcançada deverá ser útil como base para o prosseguimento de estudos em Química de nível superior (M. E., 2004).

Orientações para a organização do ensino da Química Considera-se que a orientação do ensino da Química no 12º ano deverá reger-se por princípios

que promovam a literacia científica dos alunos, surgindo dificuldades, de acordo com os autores, sobre um conceito único de literacia científica e o carácter opcional da disciplina. Importa, portanto, apresentar os princípios, que do nosso ponto de vista justificam as opções programáticas, enquadrados por valores de sociedades democráticas onde o conhecimento será um valor a preservar em favor do desenvolvimento social e da paz. No entanto, apesar das evidências da importância da Ciência e Tecnologia para a Sociedade, não é irrelevante ponderar os objectivos, os conteúdos e as formas de ensino da Ciência e das Tecnologias, neste caso da Química, que são mais adequados para a formação dos alunos (M. E., 2004).

São oito os princípios utilizados na concepção do Programa da disciplina: 1. Ensinar Química como um dos pilares da cultura do mundo moderno. 2. Ensinar Química para o dia-a-dia. 3. Ensinar Química como forma de interpretar o mundo. 4. Ensinar Química para a cidadania. 5. Ensinar Química para compreender a sua inter-relação com a tecnologia. 6. Ensinar Química para melhorar atitudes face a esta Ciência. 7. Ensinar Química por razões estéticas. 8. Ensinar Química para preparar escolhas profissionais (M. E., 2004).



2.2 O Trabalho Laboratorial: algumas considerações

2.2.1 Generalidades

O ensino laboratorial das Ciências nas escolas é demasiado prisioneiro do passado, sendo necessário reexaminar criticamente o seu papel, actualmente, enquanto auxiliar da aprendizagem das Ciências pelos alunos. O ensino de Ciências na escola sem trabalho laboratorial pode considerar-se impensável, embora não possa mais atribuir-se-lhe objectivos que não podem ser realisticamente atingidos ou que poderão ser conseguidos por meios alternativos (Wellington, 1998).

O trabalho laboratorial deve ser dinamizado e (re)orientado para a compreensão de conceitos científicos e para o desenvolvimento de capacidades de pensamento requeridas para a tomada de decisão a nível pessoal, a participação esclarecida em assuntos cívicos e culturais e a produtividade a nível económico.

De facto, envolver os alunos na realização de trabalho laboratorial tende a valorizar as potencialidades deste no sentido de permitir atingir objectivos relacionados com a aprendizagem de conhecimento conceptual e procedimental, bem como a aprendizagem de metodologia científica e a promoção de capacidades de pensamento. Neste último aspecto, é de salientar o desenvolvimento de pensamento crítico e criativo e o desenvolvimento de atitudes como, por exemplo, a abertura de espírito, a objectividade e a prontidão para suspender juízos sempre que a evidência e as razões não sejam suficientes para o sustentar (Hodson, 2000).

Há muitas razões para incluir o trabalho laboratorial nas aulas de Ciências: 1. O envolvimento no trabalho laboratorial ajuda os alunos a adquirir a destreza de um bom

cientista. Assim, são desenvolvidos aspectos relacionados com o planeamento de investigações e uma selecção apropriada de instrumentos, a observação e medição cuidadas, o registo correcto e claro dos resultados, tratando-os, tendo em consideração as condições de validade.

2. A realização de trabalho laboratorial ajuda os alunos a compreender factos e conceitos. 3. A participação no trabalho laboratorial encoraja uma aprendizagem activa em vez de uma

aprendizagem passiva, pois exige que os alunos pensem sobre o objectivo da actividade. 4. Com o trabalho laboratorial, os alunos sentem mais motivação, o que estimula os seus

interesses e gostos. 5. O trabalho laboratorial pode tornar os fenómenos reais. 6. O trabalho laboratorial adiciona variedade e interesse às aulas de Ciências. 7. O trabalho laboratorial ajuda a desenvolver, entre outros, a comunicação, a literacia, o

raciocínio (Hodson, 2000); (Millar, 2004); (Wellington, 1998).



De um modo geral, os objectivos que o trabalho laboratorial permitem alcançar podem ser agrupados, conforme o esquema 2.1, em diferentes domínios: das atitudes (por exemplo, a motivação dos alunos e o estímulo da cooperação entre os mesmos), procedimental (o desenvolvimento de capacidades de observação, o domínio de técnicas laboratoriais), conceptual (por exemplo, aquisição de conceitos ou interpretação de fenómenos), e da metodologia científica (como, por exemplo, resolução de situações problema). O facto de o trabalho laboratorial poder permitir alcançar objectivos daquela diversidade de domínios, não significa que o consiga (pelo menos de igual forma) na prática, pois essa consecução depende do modo como é implementado. Assim, diversos autores (como Wellington, 1998 e Hodson, 2000) assinalam que o papel motivador do trabalho laboratorial não pode ser assumido como um dado adquirido, argumentando como principal causa o facto de o trabalho laboratorial realizado ser o que interessa ao professor e não necessariamente ao aluno.

Domínios que o Trabalho Laboratorial pode permitir alcançar

2.2.2 Dificuldades na introdução do trabalho laboratorial no ensino das Ciências

A importância da realização de trabalho laboratorial no ensino das Ciências tem sido largamente defendida por diversos autores. Contudo, esta importância nem sempre é acompanhada de resultados positivos decorrentes da realização do mesmo. Alguns autores defendem que o insucesso da implementação do trabalho laboratorial reside no modo como o mesmo é realizado, pois este assume habitualmente características prescritivas, assentes no cumprimento de instruções detalhadas, conduzindo os alunos para a resposta correcta (García Barros, 1998). O trabalho laboratorial realizado consiste essencialmente em demonstrações realizadas pelos professores ou actividades de carácter ilustrativo (Dourado, 2001), que reforçam uma ideia de Ciência indutiva.

Por isso, desde há algum tempo, os especialistas têm vindo a defender uma mudança no modo como o trabalho laboratorial é utilizado no ensino das Ciências, que o torne mais coerente com a própria epistemologia da Ciência e com a visão construtivista da aprendizagem. Contudo, nem sempre sugestões preconizadas pela investigação em educação em Ciências conduzem a mudanças nas

Atitudes Procedimental Conceptual Metodologia científica

Esquema 2.1 – Domínios que o Trabalho Laboratorial pode permitir alcançar.



práticas dos professores, pelo que, no caso do trabalho laboratorial, aquelas sugestões podem não ter a expressão desejada.

Além de toda a problemática envolvente sobre dificuldades em realizar trabalho laboratorial e da maioria dos professores de Ciências concordarem que as suas aulas deveriam incluir o trabalho laboratorial, na maior parte dos casos, tal não acontece.

As razões apresentadas pelos professores para não realizarem actividades laboratoriais podem ser incluídas em três categorias: (S.A., Pratical Work in science).

o Falta de condições laboratoriais; o Escassez de tempo; o Elevado número de alunos por turma.

2.2.3 Considerações sobre a imprecisão de linguagem na classificação das modalidades de trabalho prático

Apesar da existência de vasta informação acerca do assunto, ainda é comum a utilização, de forma imprecisa, dos termos que caracterizam as diferentes modalidades de trabalho prático: trabalho laboratorial, trabalho de campo e trabalho experimental.

Segundo Hodson, 2000, o trabalho laboratorial, o trabalho de campo e o trabalho experimental são modalidades de trabalho prático reconhecidas, quer por professores quer por investigadores, como recursos de inegável valor no ensino e aprendizagem das Ciências.

O trabalho laboratorial refere-se a actividades que requerem a utilização de materiais de laboratório, mais ou menos convencionais, podendo ser realizadas num laboratório, ou mesmo numa sala de aula, desde que não sejam necessárias condições especiais, sobretudo de segurança, para a realização das mesmas (Dourado, 2001).

As actividades de trabalho de campo proporcionam a possibilidade de percepção da amplitude, da diversidade e da complexidade dos fenómenos naturais, das transformações que ocorrem na natureza, da diversidade da fauna e flora de uma dada região e da sua interacção com o meio. Estes aspectos favorecem ocasiões privilegiadas para a aquisição de conhecimentos e para o desenvolvimento de capacidades, nomeadamente no que respeita à observação, à interpretação, à reflexão e à análise dos fenómenos em ambiente natural (Chaves, 2003).

Segundo Leite (2001), o trabalho experimental envolve todas as actividades que exigem o controlo e manipulação de variáveis. Logo, as actividades experimentais podem corresponder a actividades laboratoriais, de campo ou a qualquer outro tipo de trabalho prático.

De um modo mais resumido, a relação entre os vários tipos de trabalho referidos anteriormente é apresentada no esquema 2.2, cuja análise permite inferir a abrangência do trabalho prático.



Trabalho Laboratorial

Trabalho de

Campo Trabalho Experimental

Esquema 2.2- Relação entre os vários tipos de Trabalho Prático (adaptado de Leite, 2001).



2.3 Actividades laboratoriais em estudo: alguns aspectos relevantes

2.3.1 Um Ciclo do Cobre

2.3.1.1 Enquadramento no Programa de 12º ano de Química

A actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” surge enquadrada no tema denominado “Metais e ligas metálicas”, do Programa de 12º ano de Química. Esta actividade laboratorial de carácter obrigatório envolve diversos conceitos químicos inter-ligados, tal como é possível verificar no esquema 2.3, nos campos assinalados.

A actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” centra-se na questão: Como reciclar um metal usando processos químicos?. Por outro lado, podem destacar-se diversos objectos de ensino: reactividade de um elemento metálico, exploração da Química do cobre, reacções de oxidação-redução, reacções de ácido-base e reacções de precipitação. Associada a esta actividade existem, ainda, os seguintes objectivos de aprendizagem:

• Caracterizar a reactividade de elementos metálicos, tendo como exemplo a reactividade do cobre;

• Reconhecer a importância da reciclagem do cobre e as potencialidades da reciclagem dos metais em geral;

• Identificar alguns problemas de poluição relacionados com a reciclagem do cobre (M. E., 2004) Este trabalho consiste na realização e observação de uma sequência de reacções envolvendo o

elemento cobre. Existem diversas variantes de trabalhos laboratoriais com compostos de cobre que, por terem a mesma espécie como reagente inicial e produto final de um conjunto de reacções sucessivas, são designadas por "Ciclo do Cobre". No entanto, alguns destes ciclos são limitados a reacções de um só tipo (por exemplo, reacções de complexação) ou não incluem o próprio metal como substância. Tendo em consideração os objectivos de aprendizagem previstos, é importante que o trabalho seja executado pelos alunos com o grau de elaboração proposto (M. E., 2004).



Esquema 2.3- Contextualização dos conceitos relacionados com a actividade laboratorial de “Um Ciclo do Cobre”

(Adaptado de Ministério da Educação, 2004).



2.3.1.2 A era do cobre

Apesar da idade dos metais ter tido início cerca de 8000 a. C., não se pode apontar um fim para este período que mudou radicalmente a civilização, ao colocar termo à idade da pedra. Tudo começou com a exploração do cobre, o primeiro metal a ser transformado pelo ser humano (M. E., 2004).

A palavra Cobre deriva da palavra latina Cuprum, que por sua vez deriva da palavra Cyprium, usada para designar a ilha de Chipre, situada na zona leste do Mediterrâneo e considerada a principal jazida do cobre antigo. O cobre foi o primeiro metal a ser utilizado pelas civilizações antigas, pois este metal pode surgir na natureza na sua forma nativa, ou seja, pode encontrar-se livre (figura 2.1). Além disto, o cobre apresenta uma cor bastante atraente e também possui uma elevada maleabilidade, sendo portanto facilmente trabalhado.

Figura 2.1 – Amostra de cobre no estado nativo (Gauss, 2006). Para além dos importantes depósitos de cobre na ilha de Chipre, este era relativamente vulgar

em quase toda a zona mediterrânica, em Inglaterra (na Cornualha e em Devon), na França Ocidental e na zona central europeia (na Saxónia e na Boémia). Aparece à superfície, junto a correntes de água e nas paredes de desfiladeiros, embora muitas vezes com uma cor azul-esverdeada, resultado da formação de carbonato por exposição às intempéries do clima.

No Médio Oriente, as primeiras grandes civilizações a usarem metais foram as das cidades-estado da Suméria. Os Sumérios navegaram no rio Eufrates, nas rotas do comércio que incluíam o transporte de cobre da Arménia para norte. A designação suméria para o cobre, “urudu”, é a mesma palavra usada para designar o rio Eufrates, literalmente, “rio de cobre”.

Em Gerza, no rio Nilo, a sul da moderna cidade do Cairo, os seus habitantes desenvolveram uma civilização baseada na metalurgia do cobre, tendo aprendido, por volta do ano 3500 a. C., os fundamentos básicos da metalurgia daquele metal com imigrantes vindos da Mesopotâmia (Wikipédia, 2006; Simões, 2005).



Actualmente, a maior mina de cobre do mundo a céu aberto, representada na figura 2.2, situa-se em Chuquicamata, no Chile.

Figura 2.2 – Mina de cobre em Chuquicamata, no Chile (Pepe, 2006).

2.3.1.3 Propriedades e aplicações do cobre

O cobre é um elemento relativamente escasso, constituindo apenas 6,8 x 10-3 % da massa da crosta terrestre. Este elemento pode surgir na natureza na forma nativa (não combinada) ou combinado com outros elementos, em minérios como, por exemplo, a calcopirite, CuFeS2.

O cobre metálico, de cor castanho-avermelhado, apresenta o segundo valor mais elevado de condutividade eléctrica (a prata é o elemento com maior condutividade eléctrica) e é um bom condutor térmico. Na tabela 2.1, resume-se um conjunto de algumas propriedades características deste elemento (Chang, 2005).

Tabela 2.1 – Características principais do cobre. PROPRIEDADES DO COBRE

Número atómico 29

Massa atómica 63,546

Raio atómico 1,35 pm

Configuração electrónica [Ar] 3d10 4s1

1ª Energia de ionização 745,5 kJ mol-1

2ª Energia de ionização 1957,9 kJ mol-1

Electronegatividade 1,9

Densidade 8,96

Estado físico, a 25 ºC Sólido

Ponto de fusão 1083 ºC

Ponto de ebulição 2595 ºC

Capacidade calorífica molar (sólido) 24,440 J K-1 mol-1



De acordo com a configuração electrónica de valência do cobre (3d10 4s1), este pode originar

dois catiões: o ião +Cu , com a configuração electrónica de valência 3d10, e o ião +2Cu , com a

configuração electrónica de valência 3d9. Deste modo, o cobre é um elemento de transição porque, pelo

menos o ião +2Cu , possui uma orbital d incompleta (Chang, 2005).

De facto, nos compostos em cuja composição surge o cobre, este surge principalmente nos estados de oxidação +1 e +2. O cobre no estado de oxidação +1 é menos estável e, em solução aquosa, sofre dismutação. Assim, o ião cuproso, Cu+, em solução, é facilmente reduzido a metal ou oxidado ao estado +2, conforme está traduzido nas equações químicas (2.1) e (2.2), respectivamente.

( ) −+ + eaqCu → ( )sCu Eº = 0,52 V (2.1)

( )aqCu + → (2.2)

Globalmente, o processo de dismutação pode ser traduzido pela equação química (2.3). A esta

reacção corresponde uma constante de equilíbrio com o valor de 2 x 106, a 25ºC. No entanto, a reacção

pode ser invertida na presença de ligandos ( −Cl e −CN ) que complexam mais fortemente com Cu(I) do

que com ( )IICu .

( )aqCu2 + → ( ) +sCu (2.3)

O ião cúprico, +2Cu , pode formar um hexaaquocomplexo de cor azul, ( )[ ] +262OHCu , com a

estrutura de um octaedro tetragonal distorcido, no qual duas moléculas de água estão mais distantes do cobre do que as outras quatro moléculas. Por outro lado, a adição de base ao ião cúprico conduz à

precipitação de hidróxido de cobre(II), ( )2OHCu , que é insolúvel em água, mas dissolve-se

ligeiramente em solução concentrada de −OH , formando o ião ( )−3OHCu . O hidróxido de cobre (II),

( )2OHCu , também se dissolve facilmente em solução aquosa de 3NH , formando o ião

( )[ ] +243NHCu , de cor azul intensa, que apresenta uma estrutura tetragonal distorcida. A adição de

ácido a este complexo leva à precipitação de ( )2OHCu que se pode dissolver, de novo, com a adição

de excesso de ácido (Russell, 1982). O consumo total de cobre no mundo ocidental no ano de 1997 foi de cerca de 13 milhões de

toneladas. A indústria eléctrica consumiu cerca de 50% e a da construção cerca de 14%. O cobre é um metal que possui um elevado número de aplicações no nosso dia-a-dia. Este metal é maioritariamente utilizado como condutor eléctrico, sendo também bastante importante em medicina (são utilizadas lentes de cristal de cobre em radiologia para a detecção de pequenos tumores), no fabrico de ligas, no

( ) −+ + eaqCu2 Eº= -0,15 V

( )aqCu2+ Eº = 0,37 V

http://pt.wikipedia.org/wiki/Radiologia�



revestimento de fachadas, em caleiras, em escultura, na cunhagem de moedas, etc. Um dos compostos de cobre – sulfato de cobre (II) – é também fundamental na agricultura. Um resumo das aplicações do cobre está representado no esquema 2.4 (Wikipédia, 2006).

Aplicações do cobre

Esquema 2.4 - Algumas aplicações do cobre.

2.3.1.4 Purificação do cobre

Na natureza existem vários minerais de cobre, como a bonite ( 45FeSCu ), a covelite ( CuS ), a

calcocite ( SCu2 ), a calcopirite ( 2CuFeS ), etc. Contudo, a calcopirite é o mineral de cobre mais comum,

sendo também o seu minério mais importante (Bishop, 2005). Dispondo do minério calcopirite, CuFeS2, o metal cobre pode ser obtido por fusão ou calcinação,

resultando SCu2 e posteriormente o metal, de acordo com as reacções traduzidas pelas equações

químicas (2.4) e (2.5).

( ) ( )gO4sCuFeS2 22 + → ( ) ( ) ( )gSO3sFeO2sSCu 22 ++ (2.4)

( ) ( )gOsSCu 22 + → ( ) ( )gSOsCu2 2+ (2.5)

O cobre metálico assim obtido não é puro, contendo impurezas como zinco, ferro, prata e ouro. Para a sua purificação pode-se recorrer à electrólise ou à refinação por zonas, conforme está esquematizado nas figuras 2.3 e 2.4, respectivamente.

Figura 2.3– Representação esquemática da purificação electrolítica do cobre (Adaptado de Chang, 2005).

Ligas Fios e cabos eléctricos

Canalizações Escultura

Medicina Motores eléctricos

Revestimento de fachadas



No processo de purificação electrolítico, os eléctrodos de cobre “impuro” e cobre puro, mergulhados numa solução de ácido sulfúrico contendo iões Cu2+ (electrólito), funcionam de ânodo e cátodo, respectivamente, de acordo com as reacções traduzidas pelas equações (2.6) e (2.7):

Ânodo (oxidação): ( )sCu → (2.6)

Cátodo (redução): → ( )sCu (2.7)

As impurezas reactivas que existem no ânodo de cobre, como o ferro e o zinco, são também

oxidadas no ânodo e vão para a solução na forma de iões +2Fe e +2Zn , que não são, no entanto,

reduzidos no cátodo. Por sua vez, os metais menos reactivos, tais como o ouro e a prata, não são oxidados no ânodo; à medida que o ânodo de cobre se dissolve, estes metais caem eventualmente para o fundo da célula. O resultado global deste processo é a transferência de cobre do ânodo para o cátodo. O cobre obtido através deste processo possui uma pureza superior a 99,5% (Chang, 2005); (Reger, 1997).

Outra técnica usada com o objectivo de obter metais muito puros é a refinação por zonas. Neste processo, introduz-se uma haste do metal impuro numa bobina, que é uma resistência eléctrica de aquecimento, que funde o metal (figura 2.4).

Figura 2.4 - Representação do processo refinação por zonas.

( ) −+ + e2aqCu2

( ) −+ + e2aqCu2



À medida que a haste metálica emerge da bobina de aquecimento, arrefece e o metal puro cristaliza, deixando as impurezas na porção de metal fundido que ainda se encontra no interior da bobina de aquecimento. Quando a zona fundida que transporta as impurezas, agora em maior quantidade, atinge o extremo da haste, é arrefecida e depois cortada. A repetição sucessiva deste processo conduz a um metal com uma pureza superior a 99,99% (Chang, 2005); (Reger, 1997).

2.3.1.5 A actividade laboratorial

Reciclar materiais é um dos pilares de qualquer desenvolvimento continuado e sustentado, pois os recursos naturais não são ilimitados.

O cobre é um metal bastante utilizado a nível industrial e os resíduos resultantes das suas aplicações apresentam, frequentemente, malefícios para o meio ambiente. Este último aspecto, bem como a necessidade crescente de preservar matérias primas e economizar energia, impõe a reciclagem de tais resíduos, ainda que tal operação possa tornar-se dispendiosa.

O cobre pode ser transformado através de uma sequência de reacções sucessivas que permitem recuperar o metal inicial. Esta sequência denomina-se “Ciclo do Cobre”. O rendimento desta “reciclagem” do cobre dependerá de vários factores, entre os quais a extensão das reacções Químicas envolvidas, a existência de reacções laterais, o grau de pureza dos reagentes ou o cuidado posto na técnica laboratorial (Gil, et al. 2005).

O ciclo do cobre permite evidenciar a ocorrência de reacções químicas envolvendo a formação de um precipitado, a libertação de um gás, a alteração de cor ou com uma variação de temperatura. Na figura 2.5, está representado esquematicamente um ciclo do cobre, em que ocorrem (ou podem ocorrer) diversas transformações químicas.

Passo 1

Passo 2

Passo 3

Passo 4

Passo 5

Figura 2.5 - Representação esquemática de um ciclo do cobre (Gil et al., 2005).



Assim, para o ciclo do cobre apresentado na figura 2.5, as sucessivas transformações podem ser resumidas da seguinte forma:

Passo 1: Reacção de oxidação-redução.

( ) ( )aqHNO4sCu 3+ → ( ) ( ) ( ) ( )gNO2lOH2aqNOCu 2223 ++ (2.8)

A equação química indicada representa a reacção de oxidação do cobre metálico a Cu2+, na presença de ião nitrato (agente oxidante). Neste passo, há formação de nitrato de cobre (II) (sólido de cor azul esverdeado) e a libertação de vapores castanhos (dióxido de azoto).

Passo 2: Reacção de precipitação.

( ) ( ) ( )aqNaOH2aqNOCu 23 + → ( ) ( ) ( )aqNaNO2sOHCu 32 + (2.9)

Neste passo dá-se a reacção de hidróxido de sódio com nitrato de cobre (II), resultando a precipitação de um sólido, o hidróxido de cobre (II) (sólido azul claro).

Passo 3: Reacção de decomposição.

( ) ( )sOHCu 2 ⎯→⎯Δ ( ) ( )lOHsCuO 2+ (2.10)

O hidróxido de cobre (II) formado anteriormente, é decomposto, por aquecimento, em óxido de cobre (II) (sólido preto) e água.

Passo 4: Reacção de ácido-base.

( ) ( )aqSOHsCuO 42+ → ( ) ( )lOHaqCuSO 24 + (2.11)

Neste passo faz-se reagir o óxido de cobre(II) – carácter básico - com ácido sulfúrico, originando um sal (sulfato de cobre) e água.

Passo 5: Reacção de oxidação - redução.

( ) ( )sZnaqCuSO4 + → ( ) ( )aqZnSOsCu 4+ (2.12)

Nesta equação química está representada a reacção de redução do ião cobre (II) a cobre metálico, na presença de zinco (agente redutor). Neste passo, há formação de sulfato de cobre (II) e cobre metálico.

As reacções químicas responsáveis pelas transformações ocorridas nos diversos passos anteriormente descritos são de diferentes tipos, pelo que se segue uma abordagem sucinta das suas características.



Reacção de oxidação – redução Uma reacção de oxidação-redução (ou reacção redox) é caracterizada por um processo de

transferência de electrões entre espécies. Numa reacção redox, pelo menos uma espécie tem que ser oxidada e pelo menos outra tem de ser reduzida.

Por simplicidade, as reacções redox são frequentemente representadas como duas reacções de eléctrodo, para evidenciar as espécies entre as quais existe a transferência de electrões. Numa reacção de eléctrodo dá-se a reacção de oxidação ou a reacção de redução, aparecendo explicitamente os electrões envolvidos. A reacção parcial de oxidação envolve a perda de electrões, enquanto a reacção parcial de redução traduz o ganho de electrões.

Tal como em qualquer reacção Química, as cargas e o número de átomos de cada elemento têm de estar acertados em todas as equações que traduzem as reacções de eléctrodo.

Em qualquer reacção de oxidação-redução, a espécie oxidante é aquela que provoca a oxidação de outras espécies, “aceitando” os electrões destas. A espécie redutora é a substância que “fornece” electrões para uma outra espécie que é reduzida. A espécie redutora perde electrões e, portanto, oxida-se (Reger, 1997); (Chang, 2005).

Reacção de precipitação Uma reacção de precipitação envolve a formação de um ou vários compostos insolúveis, em

solução, como resultado da reacção entre compostos solúveis. As reacções de precipitação são convenientemente descritas por equações iónicas efectivas. Por exemplo, a mistura de uma solução de hidróxido de sódio com uma solução de nitrato de cobre (II), produz o hidróxido de cobre (II) sólido como precipitado, tal como está representado pela equação química (2.9).

Uma vez que todos os compostos envolvidos nesta reacção, excepto o Cu(OH)2(s), são solúveis, dissociando-se em iões em solução, a reacção iónica completa é traduzida por (2.13), embora a equação iónica efectiva seja traduzida pela equação (2.14) (Reger, 1997).

( ) ( ) ( )aqOH2Na2aqNO2aqCu 32 −+−+ +++ → ( ) ( ) ( ) ( )aqNO2aqNa2sOHCu 32

−+ ++ (2.13)

→ ( ) ( )sOHCu 2 (2.14)

Reacção ácido-base A reacção entre um ácido e uma base designa-se por reacção de neutralização. Estas reacções,

em meio aquoso, originam um sal e água. Um sal é um composto iónico constituído por um catião

diferente de +H e um anião diferente de −OH ou −2O . Todos os sais são electrólitos fortes.

( ) ( )aqOH2aqCu 2 −+ +



Na actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre”, dá-se uma reacção de ácido-base num dos passos, tal como está evidenciado em (2.15):

( ) ( )aqSOHsCuO 42+ → ( ) ( )lOHaqCuSO 24 + (2.15)

Base Ácido Sal Água Neste caso, o óxido de cobre (II) funciona como a base e reage com o ácido sulfúrico (ácido

diprótico).

Reacção de decomposição Uma reacção de decomposição corresponde à rotura de uma ou mais ligações num composto,

originando-se duas ou mais novas espécies. No caso concreto da actividade laboratorial, o hidróxido de cobre (II) é decomposto em óxido de cobre (II) (sólido preto) e água, por aquecimento, de acordo com a reacção traduzida em (10) (Reger, 1997).

2.3.1.6 Prevenção e segurança Química

Pela importância de que se reveste a segurança Química na realização de actividades laboratoriais, seguem-se algumas considerações relacionadas com o trabalho laboratorial “Um Ciclo do Cobre”, para as quais os estudantes devem ser devidamente alertados.

A segurança é uma responsabilidade colectiva que requer a cooperação de todos os utilizadores do laboratório. Os acidentes resultam normalmente de uma atitude indiferente dos utilizadores, ausência de senso comum ou falha no cumprimento das instruções a seguir. Antes de qualquer trabalho laboratorial o operador deve estar informado sobre os riscos inerentes aos reagentes a utilizar, bem como conhecer as precauções de segurança e os procedimentos de emergência em caso de acidente (Pereira, 2000).

De seguida apresentam-se duas tabelas, uma com a identificação dos riscos que os compostos envolvidos nesta actividade laboratorial apresentam – tabela 2.2 – e outra com os procedimentos de segurança associados a cada um – tabela 2.3.

Tabela 2.2 – Riscos associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” (Sigma

Aldrich, 2006); (Merck, 2006); (Air Liquide, 2003).

Substância Aspectos de risco

Cobre

(em pó)

R11 - Facilmente inflamável.



Ácido sulfúrico

(solução concentrada)

R25 - Tóxico por ingestão.

R35 - Provoca queimaduras graves.

R36 - Irritante para os olhos.

R37 - Irritante para as vias respiratórias.

R38 - Irritante para e pele.

R49 - Pode causar cancro por inalação.

Ácido clorídrico


R34 - Provoca queimaduras.


Ácido nítrico


R8 - O contacto com materiais combustíveis pode causar incêncido.

R35 - Provoca queimaduras graves.

Hidróxido de sódio



Acetona R11 - Facilmente inflamável.

R36 - Irritante para os olhos.

R66 - Pode provocar secura da pele ou fissuras, por exposição repetida.

R67 - Pode provocar sonolência e vertigens, por inalação dos vapores.

Dióxido de azoto R26 - Muito tóxico por inalação.


Zinco

(em pó)

R15 - Em contacto com a água liberta gases extremamente inflamáveis.

R17 - Espontaneamente inflamável ao ar.

R50 - Muito tóxico para os organismos aquáticos.

R53 - Pode causar efeitos nefastos a longo prazo no ambiente aquático.



Tabela 2.3 – Aspectos de segurança associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006); (Air Liquide, 2003).

Substância Aspectos de segurança

Cobre

(em pó)

S16 - Manter afastado de qualquer chama ou fonte de ignição - Não fumar.

Ácido sulfúrico


S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente

em água e chamar um médico.

S30 - Nunca adicionar água.

S37 - Usar luvas*.

S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um

médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).

Ácido clorídrico


S9 - Manter o recipiente num local bem ventilado: hotte.


com água e chamar um médico.

S36 - Usar vestuário de protecção adequado: bata.

S37 - Usar luvas*.

S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de segurança.



Ácido nítrico


S23 - Não respirar o vapor: utilizar a hotte.


com água e consultar um médico.


S37 - Usar luvas*.






Hidróxido de sódio





S37 - Usar luvas*.




Acetona S9 - Manter o recipiente num local bem ventilado.

S16 - Manter afastado de qualquer fonte de ignição - Não fumar.

S23 – Não respirar os vapores: utilizar a hotte.

S33 - Evitar a acumulação de cargas electrostáticas.


com água e consultar um médico.

Dióxido de azoto S9 - Manter em local bem ventilado: utilizar a hotte.



S28 - Em caso de contacto com a pele lavar imediata e abundantemente

com água durante pelo menos 15 minutos.


S37 - Usar luvas*.



médico.



Zinco S43 - Em caso de incêncio usar pó seco.

S46 - Em caso de ingestão consultar imediatamente um médico e mostrar o

rótulo ou a embalagem.

S60 - Elimina-se o produto e o recipiente como resíduos perigosos.

S61 - Evitar a sua libertação para o meio ambiente. Ter em atenção as

instruções específicas das fichas de dados de Segurança.

*Nota: Nesta actividade laboratorial utilizaram-se luvas de látex, uma vez que se trabalhou com ácidos e uma base diluídos.

2.3.2 Funcionamento de um sistema tampão


A actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão” surge enquadrada no tema

denominado “Metais e ligas metálicas”, do Programa de 12º ano de Química. Esta actividade laboratorial, sendo de carácter obrigatório, também envolve diversos conceitos químicos inter-ligados, tal como é possível verificar no esquema 2.5, nos campos assinalados..

A actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão” centra-se na questão: “Como simular o efeito tampão do sangue face a variações de pH?”. Por outro lado, pode destacar-se um objecto de ensino que é avaliar experimentalmente o efeito de um sistema tampão. Associada a esta actividade existem, ainda, os seguintes objectivos de aprendizagem:

• Realizar um titulação ácido forte-base fraca; • Elaborar tabelas para registo de resultados; • Explicar a necessidade de um rigoroso controlo de variáveis; • Interpretar tabelas dos resultados obtidos (M. E., 2004).



Esquema 2.5- Contextualização dos conceitos relacionados com a actividade laboratorial de “Funcionamento de

um sistema tampão” (Adaptado de Ministério da Educação, 2004).



2.3.2.2 Generalidades

Uma solução tampão caracteriza-se por ter a capacidade de resistir a variações de pH, resultantes da adição de pequenas quantidades de ácido ou base. Tal sucede porque a solução tampão contém

concentrações de ácido e de base suficientemente elevadas para reagirem com os iões −OH e +H que

lhe sejam adicionados; por outro lado, as espécies ácida e básica que constituem a solução tampão não se devem consumir mutuamente numa reacção de neutralização. Estas condições são satisfeitas por um par ácido-base conjugado, isto é, um ácido fraco e a sua base conjugada ou uma base fraca e o seu

ácido conjugado (exemplos: COONaCOOH/CHCH 33 ; 323 CO/NaNaHCO ).

Os sistemas tampão são muito importantes em sistemas químicos e biológicos. Por exemplo, no corpo humano existem vários tampões que são fundamentais para garantir o pH de diversos fluidos, cujo bom funcionamento é essencial à nossa sobrevivência. O sangue que circula nos tecidos transporta oxigénio e nutrientes para manter as células vivas e remove o dióxido de carbono e outros compostos inúteis ao metabolismo. A natureza faz uso de vários sistemas tampão para distribuir o oxigénio e remover dióxido de carbono de um modo extremamente eficiente. O sangue é um sistema muitíssimo complexo, mas para os objectivos em questão apenas se vai fazer referência ao plasma sanguíneo e aos glóbulos vermelhos ou eritrócitos. O plasma sanguíneo contém muitas espécies, incluindo proteínas, iões metálicos e fosfatos orgânicos. Os eritrócitos contêm moléculas de hemoglobina, assim como a

enzima anidrase carbónica, que catalisa tanto a formação do ácido carbónico ( 32COH ) como a sua

decomposição, de acordo com a equação química (2.16).

O(l)H(aq)CO 22 + (aq)COH 32 (2.16)

As substâncias no interior do eritrócito estão protegidas do fluido extracelular (plasma

sanguíneo) por uma membrana que é selectivamente permeável. O pH do plasma sanguíneo é mantido

a cerca de 7,40 por vários sistemas tampão, sendo o mais importante o par -3HCO / 32COH . No

eritrócito, onde o pH é 7,25, os principais sistemas tampão são -3HCO / 32COH e a hemoglobina que é

uma proteína complexa contendo vários protões, sendo ionizável. Numa aproximação grosseira, podemos tratá-la como um ácido monoprótico, representado por HHb, estando traduzida na equação química (2.17) a respectiva reacção de dissociação (HHb representa uma molécula de hemoglobina e

-Hb a sua base conjugada).

HHb(aq) (aq)Hb(aq)H −+ + (2.17)



A oxihemoglobina (HHbO2), formada pela combinação da hemoglobina com o oxigénio, é um ácido mais forte que HHb, cuja reacção de dissociação está representada na equação química (2.18).

(aq)HHbO2 (aq)HbO(aq)H 2−+ + (2.18)

O dióxido de carbono produzido pelos processos metabólicos difunde-se para dentro do

eritrócito, onde é rapidamente convertido em (aq)COH 32 , pela anidrase carbónica, tal como está

representada pela equação química (2.16). A ionização do ácido carbónico representada pela equação química (2.19), tem duas consequências importantes: a primeira, é que o ião bicarbonato difunde-se para fora do eritrócito e é transportado pelo plasma para os pulmões (este é o principal mecanismo para remover o dióxido de carbono); a segunda, é o desvio do equilíbrio (equação química (2.20)), a favor da

formação da molécula de oxihemoglobina não ionizada, provocado pelos iões +H :

(aq)COH 32 (aq)-HCO(aq)H 3++ (2.19)

(aq)-HbO(aq)H 2++ (aq)HHbO2 (2.20)

Uma vez que HHbO2 liberta oxigénio mais facilmente do que a sua base conjugada ( -2HbO ), a

formação do ácido promove a reacção representada pela equação química (2.21):

(aq)HHbO2 (aq)OHHb(aq) 2+ (2.21)

As moléculas de O2 difundem-se para fora do eritrócito e são recebidas pelas outras células dos

tecidos para realizar o metabolismo. Quando o sangue venoso volta aos pulmões, os processos acima referidos são invertidos. Os iões bicarbonato difundem-se, então, para dentro do eritrócito, onde reagem com a hemoglobina para formar o ácido carbónico, de acordo com a equação química (2.22):

(aq)-HCOHHb(aq) 3+ (aq)COH(aq)-Hb 32+ (2.22)

A maior parte do ácido é, então, convertido em CO2 pela anidrase carbónica, de acordo com a

reacção representada pela equação química (2.23):

(aq)COH 32 O(l)H(aq)CO 22 + (2.23)

O dióxido de carbono difunde-se até aos pulmões e é expirado. A formação dos iões -Hb

(devida à reacção representada pela equação (2.22)) também favorece a captação do oxigénio nos

pulmões (ver equação (2.24)) porque -Hb tem maior afinidade para o oxigénio do que HHb.



(aq)O(aq)-Hb 2+ (aq)-HbO2 (2.24)

Quando o sangue arterial volta a fluir pelos tecidos do corpo, todo o ciclo se repete. Se o pH do sangue é inferior a 6,7 ou é superior a 7,8, isso poderá evidenciar problemas de

saúde: acidose, no primeiro caso, e alcalose, no segundo. Por isso, a análise do pH do sangue e do

respectivo teor em 2CO e em −3HCO é usado em diagnóstico médico (Chang, 2005); (Gil et al., 2005).

2.3.2.3 Cálculo do pH de uma solução tampão

Uma solução contendo um ácido fraco, HA, e a sua base conjugada, −A , pode ser ácida, neutra ou básica dependendo do deslocamento dos dois equilíbrios químicos traduzidos pelas equações químicas (2.25) e (2.26):

( )aqHA ( ) ( )aqHaqA +− + (2.25)

( ) ( )lOHaqA 2+− ( ) ( )aqHAaqOH +− (2.26)

Para cada um dos equilíbrios químicos representados em (2.25) e (2.26) correspondem

constantes de equilíbrio que são expressas pelas equações (2.27) e (2.28), respectivamente, sendo wK

a constante de autoprotólise da água.

[ ] [ ][ ]HA

AHa

−+ ×=K (2.27)

[ ] [ ][ ] a

wb K

KK =

×= −

−

AHAOH (2.28)

As duas expressões de constante de equilíbrio (equações (2.27) e (2.28)) mostram que a

concentração relativa dos iões +H e −OH depende não só de aK e bK , mas também da razão das

concentrações de ácido e da sua base conjugada. Rearranjando a equação (2.28), pode-se obter a equação (2.29) e aplicando-se-lhe o simétrico do

logaritmo a ambos os lados, obtém-se a equação (2.30).

[ ] [ ][ ]−

+ =AHAKH a (2.29)

[ ] [ ][ ]−

+ −−=−AHAKH a logloglog (2.30a)

ou



[ ] [ ][ ]HAAKH a

−+ +−=− logloglog (2.30b)

Assim, a equação (2.30b) pode ser escrita na forma representada em (2.31), que é conhecida por

equação Henderson-Hasselbalch.

[ ][ ]HAApKpH a

−

+≈ log (2.31)

O conhecimento dos valores de aK e das concentrações do ácido e da base conjugados permite

calcular o pH da solução (Harris, 1999); (Skoog, 1996); (Chang, 2005). A equação Henderson-Hasselbalch é deduzida a partir de uma expressão da constante de

equilíbrio. Quando as concentrações iniciais (ou analíticas) do ácido fraco HA e do seu sal são

razoavelmente elevadas ( 3dmmol1,0 −≥ ), pode-se desprezar a ionização do ácido e a hidrólise do

sal. Esta aproximação é considerada válida porque HA é um ácido fraco e a extensão da hidrólise do ião −A é geralmente muito pequena. Mais ainda, a presença de −A (proveniente do sal) contribui para

suprimir a hidrólise de HA . Portanto, neste caso é possível considerar, sem erro apreciável, que as concentrações de equilíbrio são as concentrações iniciais (Skoog, 1996); (Chang, 2005).


Na actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão”, pretende-se realizar uma titulação de uma solução de carbonato de sódio (base) com uma solução de ácido clorídrico (ácido) – titulação ácido forte-base fraca. Como o carbonato de sódio é uma base diprótica a curva da sua titulação tem dois pontos de equivalência. O primeiro surge para o valor pH=8,3 e corresponde à conversão do carbonato em hidrogenocarbonato cuja equação química se encontra representada em (2.32).

( ) ( )aqHaqCO23

+− + → ( )aqHCO3− (2.32)

O segundo ponto de equivalência surge a pH=3,7 e diz respeito à conversão do hidrogenocarbonato a ácido carbónico está representado na equação química (2.33).

( ) +− + HaqHCO3 (aq) → ( )aqCOH 32 (2.33)

A fiabilidade dos valores obtidos para os dois pontos de equivalência, nesta actividade laboratorial, pode ficar afectada devido a possíveis erros experimentais: incorrecções nas leituras de valores da



bureta, na preparação incorrecta das soluções, bem como os erros inerentes aos instrumentos de medida, em particular a calibração incorrecta do eléctrodo (Gil et al., 2005).


Como em qualquer outra actividade laboratorial, há riscos que deverão ser minimizados pela

implementação de regras de segurança. Apresentam-se duas tabelas, uma com a identificação dos riscos que os compostos utilizados

nesta actividade laboratorial apresentam – tabela 2.4 – e outra com os procedimentos de segurança associados a cada um – tabela 2.5.

Tabela 2.4 - Riscos associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).

Substância Aspectos de risco

Carbonato de sódio R36 - Irritante para os olhos.


Ácido clorídrico




Tabela 2.5 - Aspectos de segurança associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).

Substância Aspectos de segurança

Carbonato de sódio S22 - Não respirar o pó.

S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e

abundantemente com água e consultar um médico.

Ácido clorídrico


S9 - Manter o recipiente num local bem ventilado: utilizar a hotte.

S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e

abundantemente com água e chamar um médico.


S37 - Usar luvas*.



S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de

segurança.

S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar

imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do

produto).

*Nota: Nesta actividade laboratorial utilizaram-se luvas de látex, uma vez que se trabalhou com ácidos e uma base diluídos.

2.3.3 Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois


A actividade laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois” surge enquadrada no tema denominado “Combustíveis, Energia e Ambiente”, do programa de 12º ano de Química. Esta actividade laboratorial é também de carácter obrigatório, envolvendo vários conceitos químicos inter-ligados, tal como está assinalado no esquema 2.6.

A actividade laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois” centra-se na questão: “Qual a influência da posição do grupo OH e do comprimento da cadeia carbonada de álcoois na energia libertada na sua combustão?”. Por outro lado, pode destacar-se a evidência da variação de entalpia na combustão de álcoois diferindo no comprimento da cadeia carbonada: metanol, etanol, propanol, butanol. Por indisponibilidade de reagentes e tempo, não foi possível estudar outros álcoois com o grupo funcional em diferentes posições na cadeia carbonada. Contudo, tal não será difícil de conseguir futuramente, permitindo, assim, evidenciar a influência da posição do grupo –OH na entalpia de combustão dos álcoois.

Associada a esta actividade existem, ainda, os seguintes objectivos de aprendizagem: • Explicar a necessidade de um rigoroso controlo de variáveis; • Traçar um gráfico de entalpia de combustão dos álcoois, ΔcH, em função do número de átomos

de carbono da cadeia carbonada; • Interpretar o gráfico obtido; • Elaborar uma tabela para registo de resultados (M.E., 2004).



Esquema 2.6- Contextualização dos conceitos relacionados com a actividade laboratorial de “Determinação da

entalpia de combustão de diferentes álcoois” (Adaptado de Ministério da Educação, 2004).



2.3.3.2 Calorimetria: alguns fundamentos

No laboratório, o “calor” posto em jogo numa transformação (processo físico ou químico) pode ser avaliado com um calorímetro. Tal pode envolver uma mudança de fase, de temperatura, de pressão, de composição Química ou qualquer outra propriedade do sistema associada com trocas de calor. É, então, possível que um calorímetro possa ser usado para medir, de uma forma indirecta, outras quantidades além do calor. Contudo, vulgarmente, em sistemas não reactivos, apenas uma ou duas quantidades são significativas. Por exemplo, na medição da capacidade calorífica de um sólido a temperaturas e pressões moderadas, a variação de temperatura é usualmente a única quantidade significativa, embora a influência do volume e da pressão também possam ser importantes.

As medições calorimétricas envolvendo transformações Químicas podem efectuar-se em condições experimentais diversas, sendo as mais vulgares a condição de volume constante (utilizada frequentemente para medir “calores de combustão” em bomba) e a condição de pressão constante (usada para medir outros calores de reacção). Em todas estas determinações, se não existir transição de fase, o calor envolvido, Q, reflecte-se numa variação de temperatura, TΔ . A razão Q/ TΔ define a capacidade calorífica média do sistema, C, para o intervalo de temperatura TΔ (Ribeiro da Silva, 1994).

Em calorimetria, usam-se algumas propriedades termodinâmicas que se relacionam directamente com a quantidade de calor determinada experimentalmente. Uma dessas propriedades é a energia interna, U, de um sistema, que é uma função de estado, logo, a sua variação, UΔ , quando o

sistema passa de um a outro estado, é independente do “caminho” seguido pelo sistema. Na ausência de qualquer outro tipo de trabalho não elástico, o Primeiro Princípio da

Termodinâmica, aplicado a uma transformação infinitesimal, traduz-se por: ↔−= WQdU δδ (2.34)

pdVQdU −=↔ δ (2.35)

A maior parte das experiências calorimétricas são efectuadas a pressão aproximadamente constante, e como a amostra executa trabalho elástico, W, sobre a vizinhança, o calor envolvido não corresponde à variação de energia interna, UΔ . Neste caso, a quantidade de calor medida, Q,

corresponde à variação de uma outra quantidade termodinâmica, a entalpia, H, que é definida por: pVUH += (2.36)

em que p e V representam, respectivamente, a pressão e o volume da amostra. A pressão constante,

( )121212 )( VVpUUHHHQ −+−=Δ=−= (2.37)

(Ribeiro da Silva, 1994)



2.3.3.3 Determinação de entalpias de reacção

As entalpias das moléculas são arbitrariamente estabelecidas em relação às entalpias dos seus elementos constituintes, nos respectivos estados de padrão (ou seja, os estados mais estáveis à pressão de 105 Pa (1 bar)) e a uma dada temperatura de referência (normalmente, usa-se a temperatura de 298,15 K (25 ºC)).

Os valores das entalpias de formação padrão dos compostos, embora não tenham significado físico, reflectem o conteúdo entálpico das moléculas relativamente aos seus elementos constituintes, cujas entalpias de formação padrão, por convenção, se tomam iguais a zero. As entalpias de formação

padrão podem representar-se pelo símbolo ºmf HΔ (onde “º” indica o estado padrão e “m” significa que

se trata de uma grandeza definida para uma mole da substância em causa) ou, também, de uma forma

mais simplificada, ºfHΔ (Martinho Simões, 1993); (Chang, 2005).

A importância do conhecimento das entalpias de formação padrão dos compostos é que, uma

vez conhecidos os seus valores, é possível calcular a entalpia de reacção padrão, ºr HΔ , em que os

mesmos participam. Por exemplo, considerando a reacção representada pela equação (2.38), na qual as letras maiúsculas representam os reagentes e os produtos e as letras minúsculas representam os coeficientes estequiométricos, é possível definir a correspondente entalpia de reacção padrão (105 Pa), usando a Lei de Hess, o que conduz à equação (2.39).

aA + bB → cC + dD (2.38)

( ) ( )[ ] ( ) ( )[ ]BΔbAΔaDΔdCΔc ºmf

ºmf

ºmf

ºmf

ºr HHHHH +−+=Δ (2.39)

Assim, de um modo geral, pode calcular-se a entalpia de reacção através da equação (2.40), em

que m e n correspondem aos coeficientes estequiométricos para os reagentes produtos, respectivamente.

( ) ( )reagentesmprodutosn ºmf

ºmf

ºr HHH ΔΣ−ΔΣ=Δ (2.40)

Para determinar ºr HΔ , é necessário conhecer os valores de º

f HΔ de todos os compostos que

participam na reacção, podendo o seu cálculo ser efectuado por um método directo ou indirecto (Martinho Simões, 1993); (Chang, 2005).

Método directo para a determinação de ºr HΔ

Este método aplica-se a compostos que podem ser facilmente sintetizados a partir dos seus elementos. Como exemplo, se se pretende determinar a entalpia de formação do dióxido de carbono,



pode-se medir a entalpia da reacção entre o carbono (grafite) e o oxigénio molecular, nos seus estados padrão, para originar dióxido de carbono, também no estado padrão, de acordo com a equação química (2.41).

( ) ( )gOgrafiteC 2+ → ( )gCO2 (2.41)

A entalpia desta reacção pode ser calculada pela equação (2.42) e, uma vez que tanto a grafite

como o oxigénio molecular são as formas alotrópicas mais estáveis dos elementos,

( ) 0grafiteC,ºmf =Δ H e ( ) 0g,O2

ºmf =Δ H , o seu valor coincide com a entalpia de formação do

dióxido de carbono, tal como está indicado na equação (2.43).

( ) ( ) ( )[ ] kJ/mol393,5g,OgrafiteC,g,CO 2ºmf

ºmf2

ºmf

ºr −=Δ+Δ−Δ=Δ HHHH (2.42)

( ) kJ/mol393,5g,CO2ºmf

ºr −=Δ=Δ HH (2.43)

Método indirecto para a determinação de ºr HΔ

Há muitos compostos que não podem ser sintetizados directamente a partir dos seus elementos. Nalguns casos, as reacções dão-se demasiado lentamente, noutros, surgem reacções laterais que

podem produzir substâncias diferentes do composto desejado. Nestes casos, ºr HΔ pode ser

determinado por uma via indirecta, recorrendo-se à lei de Hess, dado que, para uma dada temperatura e uma dada pressão, a variação de entalpia de uma reacção é independente do facto de esta se dar num só passo ou em diversos passos (reais ou hipotéticos). Suponhamos que estamos interessados na determinação da entalpia de formação padrão do metano, cuja reacção de síntese a partir dos seus elementos é traduzida pela equação (2.44).

( ) ( )gH2grafiteC 2+ → ( )gCH 4 (2.44)

No laboratório não é possível proceder à determinação directa do calor em jogo naquela

transformação. Contudo, por recurso às seguintes reacções envolvendo a combustão de C(grafite),

H2(g) e CH4(g) em O2(g), os respectivos valores de ºr HΔ podem ser determinados.

( ) ( )gOgrafiteC 2+ → ( )gCO2 1ºr molKJ5,393 −−=Δ H (2.41)

( ) ( )gOgH2 22 + → ( )lO2H 2 1ºr molKJ6,571 −−=Δ H (2.45)

( ) ( )gO2gCH 24 + → ( ) ( )lOH2gCO 22 + 1ºr molKJ4,890 −−=Δ H (2.46)



Uma vez que se pretende obter uma equação contendo apenas C(grafite) e H2(g) como reagentes e CH4(g) como produto, a inversão da equação (39) conduz a:

( ) ( )lOH2gCO 22 + → ( ) ( )gO2gCH 24 + 1ºr molKJ4,890 −=Δ H (2.47)

Assim, para a equação global vem:

( ) ( )gOgrafiteC 2+ → ( )gCO2 1ºr molKJ5,393 −−=Δ H (2.41)

( ) ( )gOgH2 22 + → ( )lO2H 2 1ºr molKJ6,571 −−=Δ H (2.45)

( ) ( )lOH2gCO 22 + → ( ) ( )gO2gCH 24 + 1ºr molKJ4,890 −=Δ H (2.47)

( ) ( )gH2grafiteC 2+ → ( )gCH 4 1ºr molKJ7,74 −−=Δ H

A lei de Hess permite, então, calcular a variação de entalpia de uma reacção a partir de valores de

entalpia medidos para outras reacções reais ou hipotéticas, considerando que a variação da entalpia para qualquer reacção depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos e não do caminho que conduz os reagentes aos produtos (Chang, 2005).


No trabalho laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois”, pretende-se estudar a forma como o comprimento da cadeia carbonada de alguns álcoois afecta o calor libertado nas respectivas reacções de combustão. Para tal usaram-se quatro álcoois (metanol, etanol, propanol e butanol) que possuem 1, 2, 3 e 4 átomos de carbono na sua constituição. As equações químicas que representam as respectivas reacções de combustão daqueles álcoois são apresentadas de seguida.

Metanol: ( ) ( )gOlOHCH 23 + → ( ) ( )lOH2gCO 22 + (2.48)

Etanol: ( ) ( )gO3lOHHC 252 + → ( ) ( )lOH3g2CO 22 + (2.49)

Propanol: ( ) ( )gO29lOHHC 273 + → ( ) ( )lOH4g3CO 22 + (2.50)

Butanol: ( ) ( )gO6lOHHC 294 + → ( ) ( )lOH5g4CO 22 + (2.51)

Inicialmente, realiza-se uma experiência com o etanol para calibrar o sistema calorimétrico. Sabendo a massa (e, consequentemente, a quantidade de substância, nálcool) de etanol que reagiu e o

seu valor tabelado de entalpia de combustão ( ºmc HΔ = -1367,6 kJ mol-1), determina-se o calor, Q,

envolvido na reacção de combustão, conforme se representa em (2.52). Associada a esta reacção está uma variação de temperatura, TΔ , provocada no sistema, a qual deverá ser reproduzida nas reacções



de combustão dos restantes álcoois. Através da expressão (2.53), pode-se, então, determinar a capacidade calorífica, C, do sistema calorimétrico.

( )etanolºmcetanol HnQ Δ×= (2.52)

T

QCΔ

= (2.53)

Realiza-se o mesmo procedimento experimental para os restantes álcoois, mantendo as mesmas

condições experimentais, ou seja, utilizando a mesma massa de água (fluido calorimétrico) e mantendo aproximadamente a variação de temperatura. Sabendo a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, pode-se determinar as entalpias de combustão dos restantes álcoois (metanol, propanol e butanol), através da expressão (2.54), que resultou da associação das expressões (2.52) e (2.53).

( ) TCHn Δ×=Δ× álcoolºmcálcool (2.54)

Rearranjando a equação (2.54), obtém-se a relação (2.55) que permite o cálculo directo da

entalpia de combustão molar padrão do álcool em estudo.

( )álcool

ºmc n

álcool TCH Δ×=Δ (2.55)

A representação gráfica de entalpia de combustão dos álcoois em estudo, ºmc HΔ , em função do

número de átomos de carbono, n, da respectiva cadeia, )(fºmc nH =Δ , permite determinar, por

estimativa, valores de entalpias de combustão para outros álcoois (M. E., 2004); (Ribeiro da Silva, 2005).


Apresentam-se duas tabelas, uma com a identificação dos riscos que as substâncias envolvidas nesta actividade laboratorial apresentam – tabela 2.6 – e outra com os procedimentos de segurança associados a cada uma – tabela 2.7.

Tabela 2.6 - Riscos associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).

Substâncias Aspectos de risco

Metanol R11 – Facilmente inflamável.

R23 – Tóxico por inalação.



R24 – Tóxico em contacto com a pele.

R25 – Tóxico por ingestão.

R39 – Perigo de efeitos irreversíveis muito graves.

Etanol R11 - Facilmente inflamável.

Propanol R11 – Facilmente inflamável.

R36 – Irritante para os olhos.

R67 – Pode provocar sonolência e vertigens, por inalação dos vapores.

Butanol R10 - Inflamável.

R22 – Nocivo por ingestão.


R38 – Irritante para e pele.

R41 - Risco de lesões oculares graves.

R67 – Pode provocar sonolência e vertigens, por inalação dos vapores.

Tabela 2.7 - Aspectos de segurança associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).

Substâncias Aspectos de segurança

Metanol S7 – Manter o recipiente bem fechado.

S16 – Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.

S36 – Usar vestuário de protecção adequado: bata.

S37 – Usar luvas*.

S45 – Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente

um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).

Etanol S7- Manter o recipiente bem fechado.

S16 - Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.



Propanol S7 – Manter o recipiente bem fechado.

S16 – Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.

S24 – Evitar o contacto com a pele.

S25 – Evitar o contacto com os olhos: óculos de segurança.

S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e

abundantemente com água e chamar um médico.

Butanol S7 – Manter o recipiente bem fechado.

S9 - Manter o recipiente num lugar bem ventilado: hotte.

S13 - Manter longe de comida e bebidas incluindo as dos animais.

S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e

abundantemente em água e chamar um médico.

S37 – Usar luvas*.


S46 - Em caso de ingestão consultar imediatamente um médico e

mostrar o rótulo ou a embalagem.

*Nota: Nesta actividade laboratorial deve-se utilizar luvas de borracha natural ou nitrilo.

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Capítulo 2 O Laboratório e o ensino da Química