QUÍMICA - neq.ibilce.unesp.brneq.ibilce.unesp.br/matdid/CadernoDoProfessor_2014_2017_Vol2_Bai… · VOLUME 2 Nova edição 2014-2017 GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO ... do Aluno,

Nome:

Escola:

2a SÉRIEENSINO MÉDIOVolume 2

QUÍMICACiências da Natureza

CADERNO DO PROFESSOR

MATERIAL DE APOIO AOCURRÍCULO DO ESTADO DE SÃO PAULO

CADERNO DO PROFESSOR

QUÍMICAENSINO MÉDIO

2a SÉRIEVOLUME 2

Nova edição

2014-2017

GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO

SECRETARIA DA EDUCAÇÃO

São Paulo

Governo do Estado de São Paulo

Governador

Geraldo Alckmin

Vice-Governador

Guilherme Afif Domingos

Secretário da Educação

Herman Voorwald

Secretária-Adjunta

Cleide Bauab Eid Bochixio

Chefe de Gabinete

Fernando Padula Novaes

Subsecretária de Articulação Regional

Rosania Morales Morroni

Coordenadora da Escola de Formação e Aperfeiçoamento dos Professores – EFAP

Silvia Andrade da Cunha Galletta

Coordenadora de Gestão da Educação Básica

Maria Elizabete da Costa

Coordenadora de Gestão de Recursos Humanos

Cleide Bauab Eid Bochixio

Coordenadora de Informação, Monitoramento e Avaliação

Educacional

Ione Cristina Ribeiro de Assunção

Coordenadora de Infraestrutura e Serviços Escolares

Dione Whitehurst Di Pietro

Coordenadora de Orçamento e Finanças

Claudia Chiaroni Afuso

Presidente da Fundação para o Desenvolvimento da Educação – FDE

Barjas Negri

Senhoras e senhores docentes,

A Secretaria da Educação do Estado de São Paulo sente-se honrada em tê-los como colabo-

radores nesta nova edição do Caderno do Professor, realizada a partir dos estudos e análises que

permitiram consolidar a articulação do currículo proposto com aquele em ação nas salas de aula

de todo o Estado de São Paulo. Para isso, o trabalho realizado em parceria com os PCNP e com

os professores da rede de ensino tem sido basal para o aprofundamento analítico e crítico da abor-

dagem dos materiais de apoio ao currículo. Essa ação, efetivada por meio do programa Educação

— Compromisso de São Paulo, é de fundamental importância para a Pasta, que despende, neste

programa, seus maiores esforços ao intensificar ações de avaliação e monitoramento da utilização

dos diferentes materiais de apoio à implementação do currículo e ao empregar o Caderno nas ações

de formação de professores e gestores da rede de ensino. Além disso, firma seu dever com a busca

por uma educação paulista de qualidade ao promover estudos sobre os impactos gerados pelo uso

do material do São Paulo Faz Escola nos resultados da rede, por meio do Saresp e do Ideb.

Enfim, o Caderno do Professor, criado pelo programa São Paulo Faz Escola, apresenta orien-

tações didático-pedagógicas e traz como base o conteúdo do Currículo Oficial do Estado de São

Paulo, que pode ser utilizado como complemento à Matriz Curricular. Observem que as atividades

ora propostas podem ser complementadas por outras que julgarem pertinentes ou necessárias,

dependendo do seu planejamento e da adequação da proposta de ensino deste material à realidade

da sua escola e de seus alunos. O Caderno tem a proposição de apoiá-los no planejamento de suas

aulas para que explorem em seus alunos as competências e habilidades necessárias que comportam

a construção do saber e a apropriação dos conteúdos das disciplinas, além de permitir uma avalia-

ção constante, por parte dos docentes, das práticas metodológicas em sala de aula, objetivando a

diversificação do ensino e a melhoria da qualidade do fazer pedagógico.

Revigoram-se assim os esforços desta Secretaria no sentido de apoiá-los e mobilizá-los em seu

trabalho e esperamos que o Caderno, ora apresentado, contribua para valorizar o ofício de ensinar

e elevar nossos discentes à categoria de protagonistas de sua história.

Contamos com nosso Magistério para a efetiva, contínua e renovada implementação do currículo.

Bom trabalho!

Herman Voorwald

Secretário da Educação do Estado de São Paulo

Os materiais de apoio à implementação

do Currículo do Estado de São Paulo

são oferecidos a gestores, professores e alunos

da rede estadual de ensino desde 2008, quando

foram originalmente editados os Cadernos

do Professor. Desde então, novos materiais

foram publicados, entre os quais os Cadernos

do Aluno, elaborados pela primeira vez

em 2009.

Na nova edição 2014-2017, os Cadernos do

Professor e do Aluno foram reestruturados para

atender às sugestões e demandas dos professo-

res da rede estadual de ensino paulista, de modo

a ampliar as conexões entre as orientações ofe-

recidas aos docentes e o conjunto de atividades

propostas aos estudantes. Agora organizados

em dois volumes semestrais para cada série/

ano do Ensino Fundamental – Anos Finais e

série do Ensino Médio, esses materiais foram re-

vistos de modo a ampliar a autonomia docente

no planejamento do trabalho com os conteúdos

e habilidades propostos no Currículo Oficial

de São Paulo e contribuir ainda mais com as

ações em sala de aula, oferecendo novas orien-

tações para o desenvolvimento das Situações de

Aprendizagem.

Para tanto, as diversas equipes curricula-

res da Coordenadoria de Gestão da Educação

Básica (CGEB) da Secretaria da Educação do

Estado de São Paulo reorganizaram os Cader-

nos do Professor, tendo em vista as seguintes

finalidades:

incorporar todas as atividades presentes

nos Cadernos do Aluno, considerando

também os textos e imagens, sempre que

possível na mesma ordem;

orientar possibilidades de extrapolação

dos conteúdos oferecidos nos Cadernos do

Aluno, inclusive com sugestão de novas ati-

vidades;

apresentar as respostas ou expectativas

de aprendizagem para cada atividade pre-

sente nos Cadernos do Aluno – gabarito

que, nas demais edições, esteve disponível

somente na internet.

Esse processo de compatibilização buscou

respeitar as características e especificidades de

cada disciplina, a fim de preservar a identidade

de cada área do saber e o movimento metodo-

lógico proposto. Assim, além de reproduzir as

atividades conforme aparecem nos Cadernos

do Aluno, algumas disciplinas optaram por des-

crever a atividade e apresentar orientações mais

detalhadas para sua aplicação, como também in-

cluir o ícone ou o nome da seção no Caderno do

Professor (uma estratégia editorial para facilitar

a identificação da orientação de cada atividade).

A incorporação das respostas também res-

peitou a natureza de cada disciplina. Por isso,

elas podem tanto ser apresentadas diretamente

após as atividades reproduzidas nos Cadernos

do Professor quanto ao final dos Cadernos, no

Gabarito. Quando incluídas junto das ativida-

des, elas aparecem destacadas.

A NOVA EDIÇÃO

Leitura e análise

Lição de casa

Pesquisa em grupo

Pesquisa de

campo

Aprendendo a

aprender

Roteiro de

experimentação

Pesquisa individual

Apreciação

Você aprendeu?

O que penso

sobre arte?

Ação expressiva

!?

Situated learning

Homework

Learn to learn

Além dessas alterações, os Cadernos do

Professor e do Aluno também foram anali-

sados pelas equipes curriculares da CGEB

com o objetivo de atualizar dados, exemplos,

situações e imagens em todas as disciplinas,

possibilitando que os conteúdos do Currículo

continuem a ser abordados de maneira próxi-

ma ao cotidiano dos alunos e às necessidades

de aprendizagem colocadas pelo mundo con-

temporâneo.

Para saber mais

Para começo de

conversa

Seções e ícones

SUMÁRIO

Orientação sobre os conteúdos do volume 7

Situações de Aprendizagem 10

Situação de Aprendizagem 1 – Forças de interação entre partículas que compõem os estados sólido, líquido e gasoso 10

Situação de Aprendizagem 2 – Forças de interação entre partículas e substâncias macromoleculares 33

Situação de Aprendizagem 3 – A pressão atmosférica e sua influência na temperatura de ebulição das substâncias 35

Situação de Aprendizagem 4 – Síntese de ideias sobre a transformação química 46

Situação de Aprendizagem 5 – Aplicações das transformações químicas que ocorrem com o envolvimento de eletricidade 52

Situação de Aprendizagem 6 – Estudando o processo da eletrólise 57

Situação de Aprendizagem 7 – Como funcionam as pilhas 66

Situação de Aprendizagem 8 – Impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e baterias e ao processo de eletrólise 80

Propostas de Situação de Recuperação 87

Recursos para ampliar a perspectiva do professor e do aluno para a compreensão do tema 89

Considerações finais 91

Quadro de conteúdos do Ensino Médio 92

ORIENTAÇÃO SOBRE OS CONTEÚDOS DO VOLUME

A ideia de que as moléculas têm forma

geométrica e que suas propriedades se rela-

cionam com a disposição espacial de seus áto-

mos foi proposta tempos atrás por Nicolas

Lemery (1645-1715).

Atualmente, considera-se que as molé-

culas têm forma geométrica e que essa for-

ma influencia no cheiro, no sabor ou na ação

como medicamento, entre diversas carac-

terísticas das substâncias. Muitas drogas

medicinais tornam-se efetivas devido à sua

semelhança estrutural com a partícula cau-

sadora do distúrbio e, muitas vezes, pequenas

diferenças na disposição espacial dos átomos

podem mudar completamente o efeito de um

medicamento no organismo humano. Diante

dessa realidade, a atenção da comunidade

científica se direcionou para o estudo mais

apurado da estrutura das moléculas e de suas

relações com as propriedades dos materiais.

Considerando que as propriedades físi-

cas das substâncias são determinadas, por

um lado, pela natureza das unidades estrutu-

rais (átomos, moléculas e íons) que as consti-

tuem e, por outro, pela intensidade das forças

de interação que as mantêm unidas (interatô-

micas, intermoleculares e interiônicas), neste

Caderno foram desenvolvidos modelos que

possibilitam explicar a relação das estruturas

das substâncias com a polaridade de molécu-

las e as forças de interação, como as forças de

dispersão de London, as forças eletrostáticas

e as ligações de hidrogênio.

Serão estudados também as transfor-

mações químicas que ocorrem com o envol-

vimento de eletricidade, as suas aplicações

tecnológicas e os aspectos ambientais rela-

cionados a elas. Ao estudar as aplicações das

pilhas, das baterias e dos processos de eletróli-

se, os alunos poderão compreender, dos pon-

tos de vista macro e microscópico, as reações

de oxidorredução que elas envolvem.

Esse estudo terá início com uma discus-

são sobre a importância das pilhas e dos pro-

cessos de eletrólise no sistema produtivo e na

vida em sociedade. Em um segundo momen-

to, a realização de uma eletrólise ajudará o

aluno a perceber que a energia elétrica pode

gerar transformações químicas. A aplicação

de modelos microscópicos que explicam as

observações realizadas permitirá a constru-

ção do conceito de oxidorredução. A mon-

tagem de uma pilha permitirá ao estudante

saber que existem transformações químicas

que geram energia elétrica, entender o funcio-

namento de uma pilha e retomar o conceito

de reação de oxidorredução.

A construção de uma série de reativida-

de tornará possível aos alunos compreender

que se pode prever a ocorrência de reações de

oxidorredução.

7

Química – 2a série – Volume 2

Finalizando, é proposto um estudo sobre

impactos ambientais associados ao uso de

pilhas, baterias e processos de eletrólise.

Conhecimentos priorizados

Os assuntos tratados neste Caderno preten-

dem formar alunos capazes de compreender os

processos químicos e de desenvolver modelos

explicativos, em nível microscópico, coerentes

com as propriedades macroscópicas manifesta-

das pelas substâncias. Ao final do estudo espe-

ra-se que os estudantes sejam capazes de:

explicar as propriedades de sólidos iônicos,

elaborando modelos a partir da ideia de

interações eletrostáticas entre íons de car-

gas opostas;

explicar as propriedades de substâncias mo-

leculares, como a água e outras, a partir do

estudo dos diversos tipos de forças de intera-

ção: forças de dispersão, dipolo-dipolo, liga-

ções de hidrogênio e ligações interatômicas;

relacionar propriedades como temperatu-

ras de fusão e de ebulição, condutibilida-

de elétrica, solubilidade e estruturas para

explicar microscopicamente os diferentes

comportamentos das substâncias;

compreender as ligações de hidrogênio

e explicar as propriedades peculiares da

espécie química água, importantes para a

vida neste planeta;

conhecer propriedades de substâncias

macromoleculares, que fazem parte do

nosso dia a dia, para compreender por

que são utilizadas para determinadas

finalidades;

relacionar temperatura de ebulição e pres-

são de vapor com pressão atmosférica para

compreender o comportamento dos líqui-

dos em diferentes localidades e o aproveita-

mento dessa relação no sistema produtivo;

compreender a importância das pilhas e

baterias para o sistema produtivo, conhe-

cendo as suas aplicações e os impactos

decorrentes da sua utilização, e refletir

sobre o consumo e o descarte conscientes;

observar e coletar dados experimentais

sobre as transformações químicas que

ocorrem com o envolvimento de corrente

elétrica e interpretá-los;

compreender que as transformações quí-

micas podem produzir corrente elétri-

ca e que esta pode gerar transformações

químicas;

aplicar modelos sobre a constituição da

matéria para explicar o funcionamento das

pilhas e os processos de eletrólise;

compreender que os metais e seus íons

possuem diferentes reatividades e aplicar

esse conceito para prever a ocorrência de

transformações químicas;

8

representar transformações de

oxidorredução.

Competências e habilidades

Compreender e utilizar a linguagem pró-

pria da Química, por meio de fórmulas

moleculares e estruturais, na representação

de sólidos iônicos, substâncias moleculares

e metálicas;

propor modelos explicativos utilizando

conhecimentos anteriormente adquiridos

que possibilitem a compreensão dos dife-

rentes tipos de forças de interação e sua

relação com a estrutura e o comportamen-

to das substâncias;

selecionar, organizar, relacionar e interpre-

tar dados, contidos em textos, gráficos e

tabelas, a respeito do comportamento dos

materiais, para tomar decisões quanto ao

seu uso pela sociedade;

selecionar informações sobre as proprie-

dades dos materiais e suas estruturas para

construir argumentação consistente;

recorrer aos conhecimentos desenvolvidos

para elaboração de propostas de interven-

ção solidária na realidade.

Metodologia e estratégia

Assim como nos volumes anteriores, neste

Caderno procurou-se utilizar metodologias e

estratégias de ensino que propiciassem a par-

ticipação ativa dos estudantes na construção

do seu próprio conhecimento e no desenvolvi-

mento de competências relacionadas ao apri-

moramento de sua cidadania. Com o intuito de

levar em conta os conhecimentos prévios dos

estudantes em relação aos assuntos tratados, as

atividades são iniciadas a partir de situações e

questões que proporcionam a evocação desses

conhecimentos, mais especificamente aqueles

sobre ligações químicas. Além disso, a leitura

de tabelas e a construção de gráficos são pro-

postas de maneira que os alunos possam elabo-

rar ideias e chegar a conclusões sobre os fatos

e fenômenos apresentados. Sugere-se uma ati-

vidade de pesquisa bibliográfica, solicitando

informações sobre materiais cujos usos são

importantes para a sociedade e a elaboração de

cartazes para comunicação dos resultados.

Avaliação

A avaliação deve ser feita ao longo do

desenvolvimento das atividades, com o obje-

tivo de verificar a aprendizagem dos concei-

tos discutidos, como também a capacidade

de utilizar a linguagem química e aplicar os

conhecimentos elaborados.

9


SITUAÇÕES DE APRENDIZAGEM

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 1FORÇAS DE INTERAÇÃO ENTRE PARTÍCULAS

QUE COMPÕEM OS ESTADOS SÓLIDO, LÍQUIDO E GASOSO

Conteúdos e temas: interações entre íons, átomos e moléculas: volatilidade, temperaturas de fusão e de ebulição e forças de interação.

Competências e habilidades: construir e interpretar o conceito de forças interpartículas, relacionando-as às propriedades das substâncias iônicas, moleculares e metálicas; aplicar os conhecimentos adquiridos em situações do cotidiano que envolvem diferentes tipos de interação.

Sugestão de estratégias de ensino: trabalho em grupo; análise de tabelas; interpretação de gráfi-cos; aulas expositivas dialogadas; pesquisas; atividade prática; elaboração de textos; seminários.

Sugestão de recursos: material para atividade prática; atividades propostas.

Sugestão de avaliação: questões propostas; elaboração de texto; busca em fontes de informação; apresentação de seminários; atividade-síntese.

Nesta Situação de Aprendizagem, os estu-

dantes são convidados a analisar como as

propriedades físicas – estado físico, tempe-

raturas de fusão e de ebulição e condutibili-

dade elétrica – estão relacionadas à estrutura

microscópica das substâncias e à intensidade

das forças de interação (atrações e repulsões

interatômicas, intermoleculares e interiôni-

cas) que as mantêm unidas. Espera-se que

sejam capazes de propor ideias explicativas

para o comportamento macroscópico, consi-

derando que tais propriedades são decorren-

tes da natureza das unidades estruturais que

constituem as substâncias.

Atividade 1 – Leitura de texto

Com a intenção de evocar os conhecimen-

tos prévios dos estudantes sobre o assunto,

você pode iniciar o tema apresentando o texto

e as questões seguintes para ser resolvidas por

eles e, posteriormente, discutidas com toda a

classe.

10

Questões para análise do texto

1. Represente por meio de um desenho o

chamado ciclo hidrológico, ilustrando

Em nosso planeta, a água encon-tra-se nos estados sólido, líquido e gasoso. A água doce disponível

(no máximo 0,3% de toda a água do planeta) já teria sido totalmente consumida se não fosse o ciclo hidrológico, que envolve, sob a ação da energia solar, o movimento contínuo das águas, distribuindo-as em diferentes regiões do pla-neta: estado sólido nas geleiras e calotas polares;

estado líquido nos oceanos, mares, rios, lençóis freáticos etc.; estado gasoso (vapor-d’água) na atmosfera. Esse movimento se dá por meio de transformações, algumas envolvendo mudanças de fase – como a evaporação, a transpiração e a condensação – que culminam com a precipita-ção da água, na forma de chuva, e sua infiltra-ção nas camadas subterrâneas do solo. Esses processos estão representados a seguir:

+ energia + energia

H2O(1) H2O(g)H2O(s)

– energia – energia

todas as transformações citadas no texto.

Verifique se os desenhos produzidos contêm os elementos

do ciclo hidrológico. Uma possibilidade é apresentada na

Figura 1.

Precipitação e evaporação deslocam quase 500 km3 de água ao ano

Precipitação: 111 km3

superficial

Percolação

Evaporação: 71 km3

Retorno ao oceano: 40 km3 Oceanos

Evaporação: 425 km3Transpiração

LagoTerra

Rio

Precipitação: 385 km3

Fluxo subterrâneo

Vapor transportado para a terra

firme: 40 km3

Escorrimento

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Figura 1. Ilustração esquemática do ciclo hidrológico. Fonte: Secretaria da Educação. Água hoje e sempre: consumo sustentável. São Paulo: CENP, 2002. p. 170.

Elaborado por Maria Eunice Ribeiro Marcondes e Yvone Mussa Esperidião especialmente para o São Paulo faz escola.

11


2. Considerando que a água quimicamente

pura, esteja ela nos estados sólido, líqui-

do ou gasoso, é constituída unicamente

de partículas de H2O, como explicar, em

nível microscópico, o que ocorre para que

a água possa existir nesses três estados físi-

cos? Represente com desenhos, explicando-

-os brevemente.

Não se espera que os alunos deem respostas completas, ci-

tando interações intermoleculares. Espera-se que percebam

que devem existir forças de diferentes magnitudes. Assim, au-

xiliados por você, professor, eles poderão apresentar respos-

tas como a que segue: “No estado sólido, as partículas de H2O

possuem pequena liberdade de movimentação, ocupam po-

sições fixas e apenas vibram. No estado líquido, as interações

entre as partículas são mais fracas; a energia recebida permi-

te maior liberdade de movimentação, o suficiente para que

a água se mantenha líquida. No estado gasoso, as interações

tornam-se mais fracas, as partículas mantêm-se muito afasta-

das, desorganizadas e com grande mobilidade, o suficiente

para que a água permaneça nesse estado”.

Grade de avaliação da atividade 1

Ao propor essa atividade, não se deve espe-

rar que os alunos deem respostas em termos

de interação intermolecular; o que se pretende

é que percebam a existência de interações, não

somente entre os átomos de hidrogênio (H) e

oxigênio (O) na partícula H2O, como foi estu-

dado, mas também entre as partículas H2O

na massa líquida, sólida ou gasosa. Com esse

propósito, ao discutir a questão, deve-se refor-

çar a ideia da existência dessas forças, ques-

tionando-os sobre o que deve ocorrer no nível

microscópico para que a água, interagindo

com a energia, seja sólida, líquida ou gasosa.

Talvez seja interessante levar os alunos a pen-

sar que as partículas no estado líquido devem

estar próximas, mas com certa liberdade de

movimento. Quanto maior a energia recebi-

da, mais intensa a sua movimentação. Já no

estado sólido, as interações entre as partícu-

las devem ser mais fortes, fazendo-as ocupar

posições fixas, apenas vibrando em torno des-

sas posições – quanto maior a energia, mais

intensa a vibração –, mantendo-se, porém,

organizadas em certa estrutura. No estado

gasoso, a liberdade de movimento é tal que

as partículas ficam muito distantes umas das

outras, não havendo organização.

A representação do ciclo hidrológico por

meio de desenho é uma forma de os alunos

expressarem seu pensamento e de demons-

trarem sua compreensão.

Atividade 2 – Forças de interação entre íons: explicando propriedades de sólidos iônicos

Nesta atividade, em um primeiro momen-

to, podem-se organizar os alunos em grupos e

sugerir a eles que retomem as informações sobre

propriedades de algumas substâncias estuda-

das no volume anterior – NaCl, NaBr, MgCl2,

BaCl2, Na2O, CaO, BaO, MgO, C4H10 (butano)

e C8H18 (octano) –, tais como estado físico, tem-

peraturas de fusão e de ebulição, condutibilida-

de elétrica, solubilidade em água e outras.

1. Veja a lista de substâncias a seguir: cloreto

de sódio (NaCl), brometo de sódio (NaBr),

cloreto de magnésio (MgCl2), cloreto de

bário (BaCl2), óxido de sódio (Na2O), óxi-

12

do de cálcio (CaO), óxido de bário (BaO),

óxido de magnésio (MgO), butano (C4H10)

e octano (C8H18). Busque, de acordo com

a orientação do professor, informações so-

bre propriedades dessas substâncias, com-

pletando os espaços da tabela seguinte.

SubstânciaEstado físico a 25 oC

Temperatura de fusão (oC)

Temperatura de ebulição a

1 atm (oC)

Condutibilidade elétrica Solubilidade

em água

Caráterpredominante

da ligaçãoSólido Líquido

Cloreto de sódio (NaCl) Sólido 801 1 413 Isolante Condutor Solúvel Iônica

Brometo de sódio (NaBr) Sólido 747 1 390 Isolante Condutor Solúvel Iônica

Cloreto de magnésio (MgCl2)

Sólido 714 1 412 Isolante Condutor Solúvel Iônica

Cloreto de bário (BaCl2)

Sólido 962 1 560 Isolante Condutor Solúvel Iônica

Óxido de sódio (Na2O) Sólido

1 275 (Sublima)

Decompõe-se Isolante CondutorSolúvel (forma o hidróxido)

Iônica

Óxido de cálcio (CaO) Sólido 2 614 2850 Isolante Condutor

Solúvel (forma o hidróxido)

Iônica

Óxido de bário (BaO) Sólido 1 918 2000 Isolante Condutor

Solúvel (forma o hidróxido)

Iônica

Óxido de magnésio (MgO)

Sólido 2 852 3 600 Isolante Condutor Pouco solúvel Iônica

Butano (C4H10) Gasoso –135 –0,48 Isolante Isolante Pouco solúvel Covalente

Octano (C8H18) Líquido –57 126 Isolante Isolante Pouco solúvel Covalente

Tabela 1.

2. Analise as propriedades das substâncias e

identifique o tipo de ligação que pode estar

ocorrendo entre as partículas que as cons-

tituem.

Analisando essas propriedades, pode-se observar que tais subs-

tâncias, com exceção do butano e do octano, são sólidas à tem-

peratura ambiente, solúveis em água (com exceção do MgO,

os óxidos reagem com água, formando hidróxidos), apresentam

temperaturas de fusão e ebulição elevadas e não conduzem

corrente elétrica no estado sólido, mas são condutoras quando

líquidas. É importante que os alunos concluam, analisando essas

propriedades, que essas substâncias devem ser constituídas por

íons de cargas opostas, ou seja, são compostos iônicos. No caso

do butano e do octano, as ligações estabelecidas entre os áto-

mos são predominantemente covalentes.

3. Como você explicaria as temperaturas de

fusão e de ebulição das substâncias, con-

siderando as interações entre as partículas

que as constituem?

13


As altas temperaturas de fusão e de ebulição das substâncias

podem ser explicadas se considerarmos que são fortes as intera-

ções entre as partículas que as constituem, podendo-se admitir

que são íons de cargas opostas. Butano e octano são compostos

covalentes cujas partículas interagem de maneira fraca, o que

pode explicar as baixas temperaturas de fusão e ebulição.

Para deixar claras as interações eletrostá-

ticas entre os íons de carga positiva e os de

carga negativa, pode ser problematizada a for-

mação de um composto iônico, por exemplo:

Como os íons Na+ e Cl– interagem para for-

mar o sólido NaCl?

Modelo para cristais de cloreto de sódio

Por menor que seja um cristal de substância

iônica, ele é constituído por trilhões de cátions e

ânions. Como esses íons se distribuem para for-

mar os cristais?

Para buscar a resposta a essa questão, você e

seus colegas de grupo, com a orientação do profes-

sor, construirão um modelo de cristal de cloreto de

sódio (NaCl) tridimensional.

Materiais

fita adesiva (ou palitos de dente);

seis esferas de isopor (ou de massa de mode-

lar), sendo três de determinado diâmetro e as

outras três com o dobro do diâmetro das pri-

meiras (sugerimos 3 cm e 6 cm de diâmetro,

respectivamente);

cristais de NaCl preparados com antecedên-

cia por recristalização.

Procedimento

Para construir o modelo, baseie-se na

seguinte informação: o raio do íon Cl– é prati-

camente o dobro do raio do íon Na+ (observe as

representações a seguir).

Na+ Cl–

Discuta com seus colegas do grupo uma forma

de unir as seis esferas de isopor (ou de massa de

modelar) de modo a obter um modelo que repre-

sente três agregados NaCl unidos entre si.

Extraído de: AMBROGI, Angélica; VERSOLATO, Elena

F.; LISBÔA, Júlio César Foschini. Unidades modulares de

Química. CECISP (Centro de Ensino de Ciências de São

Paulo). São Paulo: Hamburg, 1987. p. 26-27.

Como fazer os alunos perceberem as

interações eletrostáticas entre Na+ e Cl–, ou

seja, a união por forças atrativas entre par-

tículas eletrizadas de cargas opostas? Como

fazê-los perceber a formação da rede tridi-

mensional do cloreto de sódio, no qual cada

íon Cl– é rodeado por seis íons Na+ e cada íon

de sódio é rodeado por seis íons de cloreto?

A atividade a seguir, para a qual os alunos

podem ser divididos em grupos, poderá aju-

dá-los a adquirir essa compreensão. Antes

de iniciá-la, leia com atenção as observações

apresentadas na Grade de avaliação da ativi-

dade 2.

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Questões para a sala de aula

1. O que levou seu grupo a decidir sobre a

distribuição das esferas no modelo?

Sendo íons de cargas opostas, entre eles existem interações

eletrostáticas que determinam a disposição alternada no cristal.

2. Sob orientação do seu professor, reúna-se

aos colegas dos demais grupos e, juntos,

utilizando todos os conjuntos construídos,

montem um “edifício” de íons, ou seja, um

cristal de NaCl.

O cristal (tridimensional) assemelha-se a um cubo.

3. Descreva como os cátions Na+ e os ânions

Cl– estão dispostos no modelo elaborado.

Cada cátion Na� é rodeado por seis ânions Cl– e cada ânion

cloreto, por sua vez, é rodeado por seis cátions Na�.

4. As faces de um cristal de NaCl formam en-

tre si ângulos de 90o. Isso é resultado do

arranjo dos íons que constituem o cristal.

Compare o modelo que foi construído aos

cristais de cloreto de sódio apresentados

por seu professor. Em ambos, as faces for-

mam entre si ângulos de 90o?

Sim, as faces formam ângulos de 90o, como em um cubo.

5. Faça um desenho que represente os íons

em um cristal de NaCl.

Uma representação possível é mostrada na Figura 2.

6. Proponha uma explicação para o fato de os

íons Na+ e Cl– se manterem unidos no cristal.

Os íons se atraem e se mantêm unidos porque as interações

entre eles são fortes.

Desafio!

1. Procure explicar por que sólidos iô-

nicos como, por exemplo, o cloreto

de sódio não conduzem corrente elé-

trica.

As fortes interações entre os íons Na� e Cl– no NaCl

os mantêm “presos” uns aos outros, restritos à vi-

bração em torno de posições fixas no retículo cris-

talino, formando um “edifício” de íons, o que im-

pede o livre movimento de cargas elétricas. Dessa

forma, é possível explicar por que o cloreto de

sódio sólido não é condutor de corrente elétrica.

Para demolir esse “edifício” de íons, provocando

sua separação, é necessário fornecer energia até

que a movimentação das partículas seja suficien-

temente intensa.

2. Considerando o modelo de intera-

ções eletrostáticas entre íons, como

você explicaria as altas temperaturas

de fusão e de ebulição que os sólidos

iônicos apresentam?

As altas temperaturas de fusão podem ser explica-

das considerando-se a intensidade das forças que

mantêm os íons unidos no sólido. Assim, deve ser

fornecida energia suficiente para que sejam supera-

das as forças atrativas entre os íons e para que estes

adquiram a mobilidade própria da fase líquida. As

altas temperaturas de ebulição podem ser explica-

das da mesma forma.

Figura 2.

15


I II III

Temperatura de fusão (oC) 306 80 122

Solubilidade em água Muito solúvel Insolúvel Pouco solúvel

É possível sugerir aos alunos que, a partir

dos desenhos feitos para representar o arranjo

de íons no estado sólido, eles esquematizem o

arranjo no estado líquido. A estrutura de esfe-

ras montada anteriormente também pode ser

utilizada, com os alunos “desmontando” o sóli-

do para representar o líquido. Como síntese,

você pode mencionar que são necessárias tem-

peraturas muito altas para que os íons adquiram

energia cinética suficiente para superar as for-

ças atrativas entre eles e alcancem a liberdade de

movimento, característica da fase líquida.

Para verificar a aprendizagem, a seguinte

questão pode ser proposta.

(Fuvest – 1998 – adaptada) A tabe-

la a seguir apresenta propriedades

de três amostras de sólidos brancos:

I, II e III. Sabendo-se que os três sólidos devem

ser naftaleno (C10H8), nitrato de sódio (NaNO3)

ou ácido benzoico (C7H6O2), qual dos compos-

tos pode ser o nitrato de sódio? Justifique. Para

responder, leve em conta as propriedades indi-

cadas na tabela.

Mesmo sem conhecer as fórmulas estruturais dos compostos

orgânicos, o aluno pode resolver a questão baseando-se nas pro-

priedades das substâncias iônicas que já aprendeu e em conhe-

cimentos que já tem sobre as propriedades de alguns compostos

orgânicos. Dessa maneira, pode responder: o sólido I tem as ca-

racterísticas de um sólido iônico: muito solúvel em água e ele-

vada temperatura de fusão, indicando fortes interações entre os

íons que o constituem. Assim, o nitrato de sódio deve ser o sólido

I. Analisando as propriedades dos outros sólidos (II e III), o aluno

pode inferir que, por apresentarem temperaturas de fusão rela-

tivamente baixas, devem ser formados por ligações covalentes.


Na atividade proposta, com bolinhas de

isopor (ou de massa de modelar), o que se

espera é que os alunos construam os mode-

los de cristal de NaCl unindo íons Na+ com

íons Cl–, considerando que são íons de cargas

opostas e que têm diâmetros diferentes.

Na Lição de casa, é importante que os alu-

nos percebam que a relação entre a ligação

iônica e a temperatura de fusão e a solubili-

dade em água do nitrato de sódio se justifica

pelo fato de existirem interações eletrostáticas

muito fortes entre as partículas Na+ e NO– .

Lembre que a ligação iônica já foi estudada

no volume 1 da 2a série. Os alunos podem

ficar confusos com as fórmulas do naftaleno

e do ácido benzoico. Você pode sugerir que

verifiquem as fórmulas do octano e do buta-

no e que as comparem com as dos compostos

citados.

Observações

A recristalização do cloreto de sódio deve

ser realizada com antecedência para eco-

nomia de tempo, pois atividade semelhan-

te foi proposta em estudo anterior. Você

3

Tabela 2.

16

deve, apenas, deixar disponíveis alguns

cristais para efeito de comparação.

Ao montar o modelo de NaCl, é possível

que alguns alunos disponham as esferas em

linha reta. Você deve estar atento a isso e

chamar a atenção para o fato de que se tra-

ta de um cristal, ou seja, um sólido; portan-

to, pode-se supor que seus átomos devem

ser dispostos em camadas superpostas.

Explique também que é esperado que os

íons se atraiam e se mantenham unidos por-

que as atrações são consideradas intensas.

Atividade 3 – Forças de interação e substâncias moleculares: quais forças de interação mantêm as moléculas unidas?

Nesta atividade pretende-se, a partir de

fatos apresentados, oferecer aos alunos a opor-

tunidade de propor ideias que expliquem como

as propriedades das substâncias são determinadas

pela natureza das forças de interação que atuam

entre suas moléculas (forças intermoleculares) –

forças de atração dipolo-dipolo, ligações de hidro-

gênio – e a geometria das moléculas. Embora mais

fracas que as ligações iônicas ou covalentes, as for-

ças de interação permitem explicar os estados de

agregação da matéria. Tais forças são de natureza

eletrostática, resultantes de atrações entre nuvens

eletrônicas e os núcleos dos átomos.

As forças de interações intermoleculares

são comumente chamadas de forças de van der

Waals, em homenagem ao físico alemão Johannes

Diderik van der Waals (1837-1923), que conside-

rou a existência de atrações intermoleculares em

gases como o nitrogênio, o oxigênio e o hidrogênio,

entre outros, e ganhou o Prêmio Nobel em 1910.

A atividade poderá ser iniciada após a

retomada dos dados sobre o butano.


Considere os dados fornecidos a seguir

sobre o butano:

Estado físico a 25 oC

Temperatura de ebulição a 1 atm (oC)

Temperatura de fusão (oC)

Butano (C4H10) Gasoso – 0,48 – 135

1. Levando-se em conta que os valores de ele-

tronegatividade dos átomos de C e H são

bem próximos (C = 2,5; H = 2,2), que tipo

de ligação deve existir entre esses átomos

no butano? Explique.

Como os valores de eletronegatividade dos átomos de C e H

são bem próximos, o butano deve ser formado por ligações

covalentes. É provável que as ligações sejam pouco polares,

pois a diferença de eletronegatividade entre C e H é pequena.

Tabela 3.

2. Represente, por meio de desenhos, as mo-

léculas que compõem o butano no estado

gasoso e no estado líquido. Em que dife-

rem as representações?

Os alunos podem fazer desenhos mostrando que as moléculas no

estado líquido estão mais próximas do que no estado gasoso. Podem

explicar que, no estado líquido, elas permanecem mais próximas

umas das outras por causa das forças de atração entre elas e que,

no estado gasoso, ficam afastadas umas das outras, desorganizadas,

17


3. Proponha ideias que expliquem o que man-

tém as moléculas do butano mais próximas

umas das outras quando este se encontra

no estado líquido.

A molécula do butano (C4H

10) é apolar. Assim, para que ele se

mantenha líquido, pode-se admitir que existem forças atrativas

fracas entre as moléculas e que, embora fracas, são suficiente-

mente intensas para favorecer a permanência do butano nesse

estado.

Não se espera que os alunos apresentem

uma ideia compatível com o modelo de inte-

rações intermoleculares. O que se pretende,

neste momento, é que eles percebam que deve

haver alguma força de interação entre essas

moléculas. Você pode então trabalhar o con-

ceito de polaridade. O butano é apolar, ou

seja, não tem polos. Entretanto, em um deter-

minado instante, a nuvem eletrônica pode

estar concentrada em uma região da molécu-

la, o que causa, nesse instante de tempo, uma

carga parcial negativa nessa região e uma car-

ga parcial positiva na outra região da molé-

cula. Essas cargas instantâneas estabelecem

um dipolo temporário na molécula, chamado

de dipolo instantâneo. O dipolo formado pode

induzir outro dipolo em uma molécula adja-

cente. Esses dipolos temporários orientados

na mesma direção resultam em forças atra-

tivas entre as moléculas (chamadas forças de dispersão de London).

4. Explique, com suas palavras, o tipo de in-

teração entre as moléculas de butano, cha-

mado “forças de dispersão de London”.O aluno vai elaborar um texto próprio. É importante que con-

tenha ideias sobre o fato de a molécula ser apolar e que cite

que as interações podem se dar por meio da formação de

dipolos instantâneos. Tais interações são fracas, o que pode

explicar o estado físico do butano à temperatura ambiente.

5. Comparando a intensidade das interações

intermoleculares do tipo “forças de disper-

são de London” com a das interações ele-

trostáticas que dão origem à ligação cova-

lente, quais devem ser mais fortes, ou seja,

quais interações precisam de mais energia

para ser superadas? Justifique.

As interações eletrostáticas que dão origem à ligação cova-

lente são mais fortes do que as interações por dipolos instan-

tâneos. Pode-se justificar considerando a mudança do esta-

do líquido para o gasoso, em que são superadas as forças de

interação entre as moléculas, embora não sejam rompidas

as ligações covalentes entre os átomos que as constituem.

6. Utilizando seus conhecimentos sobre

as forças de interação entre as molécu-

las, como você explicaria o que acontece

quando o butano líquido é aquecido até a

ebulição?

Com o aquecimento, a energia cinética das moléculas au-

menta o suficiente para superar as forças de interação entre

elas e levar o butano do estado líquido ao gasoso.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

Figura 3.

porque as forças de atração entre elas praticamente inexistem. Uma

possibilidade de desenho é apresentada na Figura 3.

18

É possível explicar que a energia que está

sendo fornecida é utilizada para vencer as

interações entre as moléculas, e não para

romper as ligações covalentes entre os áto-

mos. Como as interações “forças de disper-

são de London” são fracas, a quantidade de

energia a ser fornecida deve ser baixa para

superá-las.

7. Utilize as ideias estudadas sobre forças de

interação interpartículas para explicar o

estado físico do gás hidrogênio à tempera-

tura ambiente e à temperatura de –255 °C,

lembrando que sua temperatura de ebuli-

ção é –252,8 °C e a de fusão é –259,2 °C,

bem próximas do zero absoluto (zero abso-

luto: 0 K = –273 °C). Faça desenhos para

representar as interações entre as molécu-

las nas duas temperaturas.

À temperatura ambiente, o hidrogênio se encontra no esta-

do gasoso, o que mostra que as interações entre suas mo-

léculas são fracas. A –255 °C, o hidrogênio se encontra no

estado líquido; como essa temperatura é muito baixa, pode-

-se supor que as interações entre os dipolos instantâneos das

moléculas são muito fracas. O desenho deve mostrar molé-

culas diatômicas e indicar, de alguma forma, essa baixíssima

interação entre elas.

8. Como estudado no volume 1, admite-se

que a ligação entre os átomos de H e de Cl

na molécula de HCl envolve uma distribui-

ção assimétrica de elétrons, favorecendo a

formação de um dipolo permanente na mo-

lécula. Levando isso em conta, tente prever

que tipo de interação ocorre entre as molé-

culas de HCl. Faça um desenho que repre-

sente essas interações.

++ - -

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Cri

açõe

s

Considerando que as moléculas de HCl são polares, pode-se

prever que as forças de atração que as mantêm unidas ocor-

rem entre dipolos; por isso, são chamadas ligações dipolo-

-dipolo. Uma representação possível é mostrada na Figura 4.

9. Considerando o valor da temperatura de

ebulição do HCl (–85 °C), quais devem ser

mais fortes: as ligações covalentes existentes

entre os átomos de H e de Cl na molécula de

HCl ou as interações chamadas dipolo-di-

polo entre as moléculas de HCl? Justifique.

Sabendo que a mudança de estado físico implica o rompi-

mento de interações intermoleculares e que, em condições

ambientes, o HCl é um gás (sua temperatura de ebulição é

de –85 °C), pode-se concluir que é preciso fornecer pouca

energia para que o HCl passe do estado líquido para o gaso-

so, ou seja, pouca energia é necessária para romper as intera-

ções entre as moléculas de HCl no estado líquido. As ligações

covalentes, por sua vez, não são rompidas com a mudança de

estado físico; portanto, elas são mais fortes que as interações

intermoleculares dipolo-dipolo.

Quais são as possíveis ligações

intermoleculares de cada uma das

espécies químicas apresentadas na

tabela a seguir?

Figura 4.

19


Substância Temperatura de ebulição a 1 atm (°C) Polaridade da molécula Ligações intermoleculares

Fluoreto de hidrogênio (HF) 19 Polar Ligação de hidrogênio

Cloreto de hidrogênio (HCl) – 85 Polar Dipolo-dipolo

Metano (CH4) – 161,5 Apolar Forças de London

Neônio (Ne) – 196 Apolar Forças de London

Argônio (Ar) – 186 Apolar Forças de London

Amônia (NH3) – 33 Polar Ligações de hidrogênio

Não se deve esperar nem exigir, nes-

te momento, explicações utilizando a ideia

de ligação de hidrogênio (no caso de HF

e NH3). Basta que o aluno perceba que as

forças eletrostáticas de interação são mais

intensas. O conceito de interação por liga-

ção de hidrogênio será introduzido mais

adiante.

A seguir é apresentada uma atividade que

permite ampliar os conceitos desenvolvidos

e relacionar as forças intermoleculares de

interação com o tamanho das moléculas e

suas massas molares. Os alunos podem tra-

balhar em grupos, procurando responder às

questões propostas para uma posterior dis-

cussão coletiva. Podem também redigir um

texto que sintetize as ideias elaboradas, o

que contribuirá para o desenvolvimento de

competências relativas à comunicação e à

expressão.

1. Leia o texto que segue e consi-

dere os dados da tabela.

Tabela 4.

Para melhor aproveitamento do

combustível, a formulação da gaso-

lina automotiva utilizada em locais de

clima mais quente difere daquela empre-

gada em regiões mais frias. No primeiro

caso, a gasolina contém uma mistura

de hidrocarbonetos (substâncias forma-

das somente por átomos de hidrogênio

e carbono) com menores quantidades de

compostos de baixa massa molar, como

butanos e pentanos. Isso ocorre porque,

quando comparamos hidrocarbonetos de

diferentes massas molares, verificamos

que aqueles que possuem cadeias com

maior número de carbonos apresentam

temperaturas de ebulição maiores e, por-

tanto, são menos voláteis (têm mais difi-

culdade de passar para o estado gasoso)

e sofrem menor perda de material para o

ambiente.

Elaborado por Maria Fernanda Penteado Lamas especialmente para o São Paulo faz escola.

20

a) Quais dessas substâncias são gases à

temperatura ambiente a 1 atm?

São gases à temperatura ambiente o metano (CH4), o etano

(C2H

6), o propano (C

3H

8) e o butano (C

4H

10). (Temperaturas

de ebulição abaixo da temperatura ambiente [25 oC] a 1 atm.)

Alcanos Massa molar (g · mol–1) Temperatura de ebulição a 1 atm (oC)

CH4 (metano) 16 – 161,5

C2H6 (etano) 30 – 88,6

C3H8 (propano) 44 – 42,1

C4H10 (butano) 58 – 0,48

C5H12 (pentano) 72 36,1

C6H14 (hexano) 86 68,7

C8H18 (octano) 114 126

C16H34 (hexadecano) 226 288

C20H42 (eicosano) 282 345

Tabela 5.

b) Com os dados da tabela, construa um

gráfico relacionando temperaturas de

ebulição e massas molares dos alcanos.

O aluno pode construir gráficos com diferentes escalas. Um

exemplo é mostrado na Figura 5.

Temperatura de ebulição de alcanos em função das massas molares

Massa (g · mol–1)

Tem

pera

tura

de

ebul

ição

(o C

)

400

300

200

100

-200

-100

0

200 300100 250

Figura 5.

21


pentano

TE (1 atm) = 36,1 °C

metilbutano

TE (1 atm) = 28 °C

dimetilpropano

TE (1 atm) = 9,5 °C

H H H H H H

HHHHH H

CC C

C CC

H

H C CC

C

H

H H H H

H H

H

H

H

H H

H

H HH H

HH

H

H

C

H

C

C

C C

CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 CH3 CH3

CH3

CHCH2 CH3

CH3

CH3

CH3

C

c) A curva obtida no gráfico mostra que

existe uma relação entre as grandezas

consideradas? Se sim, como você expli-

ca tal relação?

Sim, quanto maior a massa molar, mais elevada a temperatura de

ebulição. Moléculas constituídas dos mesmos elementos quími-

cos, com massas moleculares maiores, têm maior número de áto-

mos e apresentam maior tamanho. Moléculas pequenas formam

dipolos instantâneos com menor facilidade do que moléculas

maiores formadas pelos mesmos elementos. Pode-se afirmar,

portanto, que as forças de London são mais fracas no metano.

d) Procure relacionar a informação conti-

da no texto com as respectivas tempe-

raturas de ebulição, massas molares e

estados físicos dos alcanos da tabela.

Levando em conta que os alcanos são

apolares, quais forças estão envolvidas

na vaporização dessas substâncias?

Os compostos de menores massas molares possuem tempe-

raturas de ebulição menores. Isso porque as interações entre

suas moléculas são menos intensas do que nos compostos de

massas molares maiores. Portanto, esses compostos devem

ser evitados na formulação de gasolinas utilizadas em regiões

quentes, pois levarão a perdas por evaporação. As forças de

London estão envolvidas na vaporização.

2. Os alcanos pentano, metilbutano e dime-

tilpropano apresentam a mesma fórmula

molecular, C5H12, e, consequentemente,

a mesma massa molar. São mostradas,

em seguida, diferentes representações

desses alcanos e suas respectivas tempe-

raturas de ebulição. As representações

da primeira linha da tabela permitem

visualizar como os átomos se ligam nas

moléculas e também as interações inter e

intramoleculares.

Tabela 6.

22

Considerando a disposição espacial dos

átomos nessas moléculas, proponha ideias

sobre como os fatores estruturais podem

influenciar a temperatura de ebulição e a

volatilidade desses alcanos. Lembre-se de

que a temperatura de ebulição é função

das interações intermoleculares.

Espera-se que o aluno foque na espacialidade, uma vez que

esses alcanos apresentam a mesma composição e o mesmo

tipo de forças atrativas entre as moléculas. Eles podem ar-

gumentar que as diferenças nas temperaturas de ebulição

se devem a forças de interação intermoleculares de dife-

rentes intensidades. Podem, ao procurar justificar a menor

temperatura de ebulição do dimetilpropano e a maior do

pentano, recorrer ao formato (arranjo espacial) dessas mo-

léculas, concluindo que as mais alongadas, como o penta-

no, apresentam uma área superficial maior, o que poderia

facilitar o contato entre elas, gerando forças de interação

mais fortes.


Com relação à questão sobre o estado físi-

co do gás hidrogênio, espera-se que os alunos

expliquem o estado gasoso utilizando a ideia da

distribuição momentaneamente desigual

da nuvem eletrônica ou do par de elétrons da

ligação entre os dois átomos de H que for-

mam a molécula.

Para a aplicação dos conhecimentos sobre

as interações intermoleculares, espera-se que

os alunos concentrem os conhecimentos, indi-

cando que o fluoreto de hidrogênio (HF) é uma

molécula polar e as interações entre as molé-

culas de HF são as mais fortes, uma vez que

apresenta a maior temperatura de ebulição.

Na amônia (NH3), as forças de interação inter-

moleculares são mais fortes que nas demais

substâncias (sem considerar o HF), poden-

do-se prever que a molécula pode ser polar,

havendo ligações de hidrogênio. Nos casos do

neônio e do argônio, os alunos devem perce-

ber que as interações entre os átomos devem

ser muito fracas, do tipo forças de London,

como no metano.

Com relação aos isômeros do penta-

no, embora tenham a mesma massa molar,

suas temperaturas de ebulição são diferentes.

Como são moléculas apolares, as únicas for-

ças atrativas entre suas moléculas são as

forças de London. Os alunos podem argu-

mentar que as diferenças nas temperatu-

ras de ebulição se devem ao aumento dessas

forças. Considerando que, em um líquido,

as partículas tendem a ficar próximas umas

das outras e que esses líquidos apresentam

a mesma massa molar, eles podem ser leva-

dos a pensar que as diferenças nas tempera-

turas de ebulição se devem às diferenças na

distribuição espacial dos átomos nas molé-

culas. Cadeias mais alongadas correspondem

a uma área superficial maior, com número

maior de pontos de contato; as forças de dis-

persão ficam mais fortes. Assim, tem-se um

modelo capaz de explicar que a temperatu-

ra de ebulição do pentano é a mais alta e a

do dimetilpropano, cuja molécula apresenta

uma forma que se aproxima da esférica, é a

mais baixa, e as forças de dispersão, as mais

fracas. Conclui-se que a geometria da molé-

cula é um dos fatores que afetam as tempera-

turas de ebulição.

23


H2O

H2S

H2Se

H2Te

SnH4

GeH4SiH4

CH4

Tem

pera

tura

de

ebul

ição

a 1

atm

(o C

)

Massa molar (g · mol–1)

0

0

50 100

-100

100

150

Atividade 4 – Ligações de hidrogênio e propriedades peculiares da água

Nesta atividade, pretende-se discutir como

as ligações de hidrogênio presentes nas molécu-

las de água justificam as propriedades peculia-

res da água que são responsáveis pela existência

de vida no planeta.

Para introduzir as ligações de hidrogênio,

você pode propor um trabalho para ser reali-

zado em duplas, no qual os alunos analisem

os dados sobre as temperaturas de ebulição

de algumas substâncias, entre elas a água.

Propõe-se o trabalho em dupla para direcio-

nar a atenção e a concentração dos alunos na

análise do gráfico e das questões propostas.


1. O gráfico a seguir relaciona as temperatu-

ras de ebulição com as massas molares de

algumas substâncias formadas por hidro-

gênio e elementos do grupo do carbono e

por hidrogênio e elementos do grupo do

oxigênio.

a) Localize na tabela periódica os grupos

citados.

Na tabela periódica, os elementos do grupo do carbono cor-

respondem ao grupo 14 e os elementos do grupo do oxigê-

nio correspondem ao grupo 16.

b) As ligações entre os átomos que for-

mam essas substâncias são do mesmo

tipo? Justifique.

Sim, as ligações entre os átomos que formam essas substân-

cias são do mesmo tipo. Pode-se fazer essa afirmação consi-

derando sua localização na tabela periódica.

2. Analisando o gráfico, descreva cada uma

das curvas considerando a variação da tem-

peratura de ebulição em função da variação

da massa molar das substâncias. Existe al-

guma regularidade?

Sim, existe uma regularidade: com exceção da água, cuja

temperatura de ebulição é de aproximadamente 100 °C,

muito elevada em relação à das outras substâncias, as tem-

peraturas de ebulição aumentam com o aumento da massa

molar. No grupo do carbono, observa-se a mesma regulari-

dade: também as temperaturas de ebulição crescem com o

aumento da massa molar.

3. A água, em relação à temperatura de ebu-

lição, tem um comportamento semelhante

ao das outras substâncias do mesmo grupo

do oxigênio? Justifique.

Não, a temperatura de ebulição da água é mais alta do que se

poderia esperar considerando-se a sua massa molar e com-

parando-se sua temperatura de ebulição com a das outras

substâncias.

4. As forças de atração entre as moléculas de

H2O são de mesma intensidade que as for-Figura 6.

24

ças de atração entre as moléculas de H2S,

de H2Se e de H2Te? Justifique.

A resposta do aluno deve se basear nos valores das tem-

peraturas de ebulição. Assim, o aluno pode responder

que as forças de interação entre as moléculas de água

devem ser mais fortes do que entre as moléculas das de-

mais substâncias.

5. Como você imagina a atração que ocorre

entre as moléculas de água? Para respon-

der à questão, considere as interações ele-

trostáticas entre as moléculas. Que tipo de

interação as mantém unidas?

Sendo a água um dipolo, pode-se imaginar que as regiões mais

positivas de sua molécula (os átomos de H) interagem com as

mais negativas de outras moléculas (os átomos de O), forman-

do ligações fortes, conhecidas como ligações de hidrogênio.

6. Faça um esquema que represente suas

ideias. Lembre-se de que a água é polar,

podendo ser representada pela fórmula a

seguir, em que �+ corresponde à região de

carga positiva da molécula H2O e �– corres-

ponde à região de carga negativa.

Os alunos podem fazer a representação de várias maneiras.

O importante é que mostrem, no desenho, as interações en-

tre um átomo de H de uma molécula com o O de outra.

7. Utilizando a ideia de “ligação de hidrogê-

nio”, represente a água no estado líquido e

no estado sólido. Utilize suas representa-

ções para explicar o menor valor de den-

sidade da água no estado sólido, quando

comparado com o líquido, e o valor da

temperatura de ebulição.

Possíveis representações dos estados líquido e sólido são

apresentadas, respectivamente, nas Figuras 8 e 9.

H

H

H

H

H

H

H

H

HHO

OO

O O

Figura 8. Representação da água no estado líquido.

HH

H

HH

H

HH

H

H

H

H

O

O O

O

OO

Ligação de hidrogênio

Figura 9. Representação da água no estado sólido.

Para explicar a menor densidade do estado sólido, o aluno

pode recorrer à representação feita, apontando que o espa-

çamento entre as moléculas no sólido é maior do que entre

as moléculas na água líquida. A mesma massa de água sólida

ocupa maior volume do que o mesmo tanto de água líquida.

Figura 7.

25


Dessa forma, quando a água congela, seu volume aumenta e,

consequentemente, sua densidade diminui, o que é expresso

pela equação d = m/V.

Para explicar a alta temperatura de ebulição da água, o que

faz que ela seja encontrada no estado líquido à temperatura

ambiente em muitos lugares do planeta, devem-se considerar

as interações eletrostáticas entre suas moléculas. As regiões

mais positivas de uma molécula (os átomos de H) interagem

com as mais negativas de outras (os átomos de O), forman-

do ligações conhecidas como “ligações de hidrogênio”. Tais

ligações estão presentes na água líquida e também no gelo.

Os alunos devem ser motivados a pensar

em como se dá a interação entre as molécu-

las de água e a estrutura cristalina do NaCl.

Você pode propor a eles o desafio a seguir.

Desafio!

Considerando seus conhecimentos sobre os modelos de ligação que explicam as propriedades de

uma substância iônica e as da H2O, proponha ideias que expliquem, em nível microscópico, a dissolu-

ção da substância iônica em água. Procure representar suas ideias com um desenho. Tome como exem-

plo a dissolução do NaCl em água.

Os alunos devem relacionar as cargas dos íons com os polos da molécula de água. Os desenhos podem ser semelhantes aos

mostrados na Figura 10.

Você deve ajudar os alunos a perceber que,

segundo o modelo de atração eletrostática,

as interações se dão entre os cátions e a par-

te negativa das moléculas de água (átomos

Figura 10.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

26

Você pode lembrá-los, ainda, de que alguns

sólidos formados por íons, como o AgCl e o

BaSO4, não se dissolvem em água. Para tentar

explicar esse fato, eles poderiam argumentar

que as atrações entre os íons Ba2+ e SO–2 4 , no sul-

fato de bário, e Ag+ e Cl–, no cloreto de prata,

devem superar as atrações entre esses íons e as

partículas de H2O.

de oxigênio) e entre os ânions e a parte posi-

tiva dessas moléculas (átomos de hidrogênio).

Depois, pode informá-los de que o resulta-

do dessas interações é o NaCl solvatado, no

qual os íons estão envoltos por moléculas de

água (veja a figura a seguir). Dialogando com

eles, você poderá levá-los a concluir que ocor-

rerá a dissolução do sólido iônico em água se

as forças de atração que as moléculas de água

exercem sobre os íons constituintes do sólido

superarem as forças de atração entre as molé-

culas de água e entre os próprios íons.

H H HH

O

H

H

H

H

H

H

HH

H

H

OO

OO

O

O

O

OO

OO

O

O OO

O

O

O

OCl-Cl -

H

H

H

HH

H

H

HH H

H

H

Na+Na+ H

HH

H

H

H H

H

H H

H

H

HH

Cl- Na+

H HH

H

H

H

H

H

H H

OO

O

OO

Sólido solvatado Íons envoltos por moléculas de água

Para ampliar a ideia da ligação de hidrogê-

nio, podem-se propor as atividades a seguir.

1. Analise o gráfico a seguir, que con-

tém informações sobre as temperaturas

de ebulição de compostos de hidrogê-

nio com elementos dos grupos 15 (do nitro-

gênio) e 17 (dos halogênios) da tabela periódica.

Figura 11.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Cri

açõe

s

27


PeríodoTe

mp

era

tura

de

eb

uliç

ão

a 1

atm

(oC

)

H2O

H2S

HCl

PH3

SiH4

GeH4

AsH3

SbH3

H2Se HI

H2TeHF

100

0

-100

-50

50

-150

NH3

32 4 5

CH4

SnH4

HBr

a) Descreva o que você observa em relação

às temperaturas de ebulição desses com-

postos.

O aluno pode responder de várias maneiras. O importante é

que perceba o seguinte: cada curva se refere a um grupo da

tabela periódica (14, 15, 16 e 17); o grupo dos halogênios e o

do nitrogênio apresentam comportamento parecido com o

grupo do oxigênio, em que as substâncias formadas entre H

e F e entre H e N (HF e NH3) apresentam temperaturas mais

altas do que os demais elementos do grupo; o grupo do car-

bono não apresenta esse comportamento.

b) Como explicar as temperaturas de ebu-

lição tão diferentes do HF e do NH3?

O modelo de ligações de hidrogênio que

explica o comportamento da H2O em

relação à temperatura de ebulição seria

útil, também, para explicar as tempera-

turas de ebulição do HF e do NH3? Re-

presente com um desenho como as mo-

léculas de HF e de NH3 se manteriam

unidas segundo esse modelo.

H2O, NH

3 e HF são moléculas formadas por elementos

muito eletronegativos (flúor, oxigênio e nitrogênio) com

o hidrogênio, que é fracamente eletronegativo. Nelas, as

forças intermoleculares são anormalmente fortes. Como

as ligações entre as moléculas de água são ligações de hi-

drogênio, pode-se admitir que tais ligações também estão

presentes no HF e no NH3. A Figura 13 é uma possibilidade

de representação que tenta explicar como as moléculas de

amônia se mantêm unidas. As linhas pontilhadas represen-

tam as ligações de hidrogênio (intermoleculares) – antes

denominadas pontes de hidrogênio – e as linhas contí-

nuas representam ligações covalentes (intramoleculares).

É importante que sejam discutidas todas as representações

apresentadas pelos alunos para que as dúvidas e as ideias in-

desejáveis que porventura tenham sido construídas possam

ser sanadas e modificadas.

Figura 12.

Figura 13.

�+ �+�+�+

�–

�–

�–

�–

�+

�+

�+

�+ �+

�+ �+

�+

H HHH

HH H

N

N

N

N

HH H

HH

28

2. Como já foi discutido, o ciclo hidrológico

é de grande importância para o planeta,

pois é um meio de transporte de água e de

energia. Explique, em nível microscópico,

as transformações envolvidas nesse ciclo.

O aluno vai tentar explicar com as próprias palavras. É impor-

tante mencionar que é preciso fornecer energia à água no

estado líquido para que ocorra a vaporização. As forças de in-

teração intermoleculares (ligações de hidrogênio) precisam

ser superadas, mantendo, entretanto, as ligações covalentes

entre os átomos de H e O. O aluno também pode explicar

que, na condensação, as moléculas gasosas perdem uma

quantidade de energia suficiente para que a água se man-

tenha no estado líquido. Assim, deverá ocorrer a formação

de ligações de hidrogênio entre as moléculas. Para formar o

estado sólido, mais energia é perdida e as moléculas se rear-

ranjam, formando uma estrutura hexagonal em que elas se

mantêm por interações do tipo ligação de hidrogênio. Deve

lembrar que as ligações covalentes entre os átomos de H e O

na molécula de água se mantêm em todo o ciclo.

Forças de interação

Faça uma previsão do tipo de intera-

ção que poderia ocorrer entre as

moléculas de substâncias que fazem

parte de seu dia a dia, como o etanol, o ácido

acético, o propano (presente no gás liquefeito

de petróleo – GLP), o gás nitrogênio e o gás

oxigênio (componentes do ar atmosférico).

O aluno deverá buscar e analisar estruturas moleculares de

substâncias que conheça. Após avaliar a existência ou não

existência de dipolos permanentes nelas, poderá prever as

forças de interação que agem entre elas. Deverá observar as

dimensões dos átomos que compõem as moléculas, as ele-

tronegatividades e a disposição espacial deles nas moléculas.

Feitas essas considerações, concluirá que entre as partículas

de uma substância pode agir mais de uma força de interação,

como é o caso do etanol e do ácido acético. Esses compos-

tos se mantêm coesos graças às ligações de hidrogênio e às

forças de dispersão de London. Ao observar as estruturas dos

gases propano, oxigênio e nitrogênio, verificará que as forças

de interação atuantes são somente as de dispersão de Lon-

don. Professor, você pode enriquecer a correção relacionan-

do as propriedades, como volatilidade, viscosidade, tempe-

ratura de fusão etc., com as forças intermoleculares atuantes.

Atividade extra

Além da atividade já apresentada sobre

forças de interação, pode-se propor outra,

cuja finalidade é permitir que os alunos pos-

sam aplicar e ampliar os conhecimentos cons-

truídos. A classe pode ser dividida em grupos,

e a cada um dos grupos é designada uma das

moléculas descritas na tabela. Os alunos devem

discutir a respeito das forças de interação exis-

tentes entre elas. Pode-se solicitar que represen-

tem essas interações com esquemas e, ao final,

elaborem um painel com as representações

de todos os grupos. Como a água já foi estu-

dada, você pode pedir a todos os grupos que

representem as interações entre as moléculas de

água, ou eles podem por si mesmos retomar os

conhecimentos sobre essas interações como um

meio de desencadear a atividade.

Substância Estrutura Massa molar (g · mol–1) TE (°C)

Água 18,0 100

Amônia 17,0 –33

Metanol 32,0 65

Etanol 46,0 78

Ácido fórmico 46,0 101

Tabela 7.

29


Substância Solubilidade em água Solubilidade em hexano (C6H14)

Metanol (CH3OH) Solúvel em qualquer proporção Pouco solúvel

Etanol (C2H5OH) Solúvel em qualquer proporção Pouco solúvel

Butanol (C4H9OH) Pouco solúvel Solúvel

Pentano (C5H12) Praticamente insolúvel Solúvel

Gasolina (mistura de hidrocarbonetos)

Praticamente insolúvel Solúvel

H

H H

H

HH

H

H H

C

C

CO

O

O CH3

H3C

H3C

HO

OH

HH C C

O

O

Espera-se que os alunos façam uma apro-

ximação entre a água e o metanol, o etanol e

o ácido fórmico, considerando a presença do

grupo O-H nessas moléculas. Assim, é possível

propor que os grupos O-H dos alcoóis e do áci-

do apresentem polarização e que as interações

entre as moléculas se deem por interações entre

o átomo de O, parcialmente negativo, de uma

molécula e o átomo de H, parcialmente positi-

vo, de outra molécula. Os alunos podem apre-

sentar representações como as seguintes:

Forças intermoleculares e solubilidade

Os conhecimentos apresentados a respei-

to das interações intermoleculares podem

ser utilizados para explicar a solubilidade de

algumas substâncias em água e em solventes

não polares. Podem-se, por exemplo, apre-

sentar alguns dados sobre a solubilidade de

alcoóis e de hidrocarbonetos em água e em

hexano e problematizar as possíveis intera-

ções entre o soluto e o solvente.


A tabela a seguir apresenta a solubilidade

de várias substâncias em água e em hexano

à temperatura ambiente (25 oC). Considere

as informações nela contidas e seus próprios

conhecimentos para responder às questões

apresentadas.

Tabela 8.

Figura 14.

30

1. Faça uma síntese do que você aprendeu

sobre as interações entre moléculas pola-

res e a água, de modo a explicar a dissolu-

ção dessas moléculas, em maior ou menor

grau, na água.

O aluno deve elaborar um texto próprio. É importante que

cite ideias relativas às interações entre as regiões de carga

positiva de uma molécula de dada substância e as regiões de

carga negativa da molécula de água e vice-versa. Também

deve mencionar que essas interações precisam superar as já

existentes entre as moléculas de água (ligações de hidrogê-

nio) e entre as moléculas da substância em questão.

2. Faça uma síntese do que você aprendeu so-

bre a solubilidade de substâncias apolares

em água e em outras substâncias apolares.

O aluno deve elaborar um texto próprio. É importante que

manifeste ideias sobre a não existência de regiões de carga

na molécula de substâncias apolares, o que impede a intera-

ção com as regiões de carga da molécula de água.

Pode-se pedir que os alunos representem

as estruturas dos três alcoóis, comparem a

parte polar com a apolar nos três, inferindo

qual deles seria o mais polar, e, então, pro-

curem explicar as interações entre as molé-

culas de cada um deles e as de água. Pode-se

pedir que façam desenhos que representem

as interações entre as moléculas de etanol ou

de metanol no estado líquido e as interações

entre as moléculas de água e, então, represen-

tem o processo de dissolução de um desses

alcoóis na água, em termos dessas interações

moleculares.

Com relação ao hexano, você pode recor-

dar a natureza das forças de interação que

mantêm unidas as moléculas desse hidrocar-

boneto e sugerir que os alunos as comparem

com as que preponderam entre as moléculas

de cada um dos alcoóis. Questione se o fato de

o metanol e o etanol apresentarem forças

intermoleculares de natureza diferente das

forças de dispersão de London, existentes

entre as moléculas de hexano no estado líqui-

do, poderia explicar a baixa solubilidade des-

ses alcoóis no hexano.

3. Como você explicaria, em termos das inte-

rações intermoleculares, o fato de o etanol

ser pouco solúvel em hexano (C6H14)?

As moléculas de hexano apresentam interações intermole-

culares fracas (forças de dispersão de London), não ocor-

rendo a formação de dipolos permanentes. No etanol, as

interações entre as moléculas são do tipo ligações de hidro-

gênio. Assim, pode-se dizer que praticamente não ocorrem

interações entre as moléculas de hexano e de etanol, o que

justificaria a pouca solubilidade do etanol no hexano.

Para avaliar a aprendizagem, você pode

pedir aos alunos que façam o exercício a

seguir.

Faça previsões a respeito da solubi-

lidade em água das seguintes subs-

tâncias: glicose, glicerina, ácido

láurico e ácido fórmico (componente do óleo

de coco). Explique suas previsões utilizando

ideias sobre interações intermoleculares.

31


OHH3C CH2

(Apolar) (Polar)

H H

HH

H

O

OOC2H5

Glicose Glicerina

H

H

H OH

H OH

H OH

C

C

C

Ácido láurico Ácido fórmico

CH3 (CH2)10 CO

OH

H

H

C

C

C

C

C

C

H

H OH

O

OH

HO

OH

OH

H

H

H

O

C

OHH

É possível ocorrer a dissolução da glicose, da glicerina e do

ácido fórmico em água porque existem ligações de hidrogê-

nio entre as moléculas de cada uma dessas substâncias e as

moléculas da água. Já o ácido láurico (componente do óleo

de coco) não se dissolve em água, pois, embora contenha

um grupo OH, apresenta uma cadeia carbônica longa, apo-

lar. Dessa forma, não há forças de atração compensadoras

capazes de quebrar as ligações de hidrogênio entre as mo-

léculas de água.


O que se espera dos alunos em relação à

análise das curvas de temperatura de ebuli-

ção das substâncias dos grupos 14 (C) e 16

(O) é que percebam uma regularidade na

família 14 e destaquem a temperatura de ebu-

lição alta da água em relação aos outros ele-

mentos desse grupo. Eles devem imaginar

que a região de carga positiva de uma molé-

cula de água deve atrair a de carga negativa

de outra.

Com relação aos valores altos de tempe-

raturas de ebulição do HF e da NH3, o que

se espera é que os alunos, observando o grá-

fico, indiquem que as substâncias HF e NH3

podem ter comportamento semelhante ao da

água e proponham a existência de ligações de

hidrogênio entre essas moléculas.

Na atividade sobre forças intermoleculares

e solubilidade, espera-se que os alunos perce-

bam que o butanol é o menos polar dos três

alcoóis, pois apresenta maior cadeia carbônica

(apolar). A seguir, uma representação da pola-

ridade do etanol.

Os alunos podem representar as ligações de

hidrogênio entre as moléculas de álcool e

de água, como é mostrado a seguir, e, ainda,

explicar que, para o etanol se dissolver em

água, é preciso que ligações de hidrogênio exis-

tentes entre as moléculas de etanol e entre as de

água se rompam para novas ligações se forma-

rem entre moléculas de etanol e de água. Isso é

possível, pois são interações de mesma magni-

tude e natureza.

Figura 15.

32

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 2FORÇAS DE INTERAÇÃO ENTRE PARTÍCULAS

E SUBSTÂNCIAS MACROMOLECULARES

Conteúdos e temas: sólidos covalentes, macromoléculas: diamante, grafita, sílica e silicatos (vidros, cerâmicas etc.).

Competências e habilidades: buscar informações sobre alguns materiais utilizados pela socie-dade e explicar suas propriedades, tendo como base os conhecimentos desenvolvidos; analisar informações sobre impactos ambientais, econômicos e sociais da produção e dos usos desses materiais para emitir julgamentos próprios relativos a essas questões; desenvolver habilidades de escrita e de comunicação oral; desenvolver habilidades de trabalho em equipe.

Sugestão de estratégias de ensino: trabalho em grupo; pesquisas; elaboração de textos; cartazes; seminários.

Sugestão de recursos: biblioteca, internet e outros.

Sugestão de avaliação: elaboração de texto; seminário; atividade-síntese.

Conhecendo as propriedades e a estrutura de outros materiais

Para a ampliação do tema “ligações cova-

lentes”, propõe-se o estudo de algumas subs-

tâncias conhecidas, como a grafita, o diamante,

a sílica e os silicatos, e, ainda, alguns produtos

de importância para a sociedade, como vidro,

pedras preciosas, cerâmicas e outros, que serão

analisados em termos de suas estruturas e

características. Também pode ser realizado um

estudo da estrutura das proteínas, tendo como

base as ligações de hidrogênio.

Uma sugestão é iniciar a atividade com

uma breve exposição do conteúdo; em segui-

da, com os alunos organizados em grupos,

você poderá apresentar a cada um deles uma

proposta de pesquisa sobre uma das macro-

moléculas citadas. É possível escolher quan-

tos temas julgar importantes, levando em

consideração a disponibilidade da turma.

Seguindo a orientação de seu pro-

fessor, selecione um dos materiais

sugeridos para estudo e faça uma

pesquisa sobre suas propriedades e sua estrutu-

ra molecular.

Roteiro de trabalho

Busca de informações sobre composi-

ção química, estrutura, propriedades físi-

cas, usos que a sociedade faz, fontes de

obtenção, aspectos econômicos e impac-

tos ambientais relativos à produção ou à

extração desses materiais.

Elaboração de um texto-síntese da pesqui-

sa realizada, citando as fontes consultadas.

33


Elaboração de um painel para ser exposto

na classe ou de um breve seminário para

apresentar aos colegas, conforme a orien-

tação do seu professor.

Professor, os painéis podem ser expostos na

classe ou em outro local da escola. Levando

em conta a natureza dos temas a ser pesquisa-

dos, a atividade pode ser interdisciplinar, inte-

grando principalmente as áreas de Geografia,

História e Biologia. O trabalho de cada equi-

pe, posteriormente, poderá ser exposto aos

demais grupos em forma de seminário.

Como forma de avaliação, pode-se soli-

citar aos grupos a construção de uma tabela

que correlacione o tipo de substância, as par-

tículas que compõem a substância, o tipo de

ligação, as forças de interação interpartículas

Tipo de substância de acordo com a natureza das forças de ligação interpartículas e propriedades relacionadas com a estrutura

Tipo de substância

Partículas que compõem

a substância

Tipo de ligação

Forças interpartículas

Propriedades relacionadas

com a estruturaExemplos

Iônica Cátions e ânions Iônica

Ligação iônica (interações eletrostáticas entre íons)

Elevadas temperaturas de fusão; maus condutores de corrente elétrica no estado sólido, porém condutores quando fundidos.

NaCl;

MgCl2

MolecularMoléculas não polares

CovalenteDispersão de London

Baixas temperaturas de fusão e de ebulição; geralmente gasosos ou líquidos a 25 oC; não condutores; insolúveis em água, mas solúveis em solventes orgânicos.

H2; CCl

4;

butano

e as propriedades gerais. Na última coluna,

podem-se dar exemplos de cada tipo de subs-

tância. A ideia é que os alunos correlacionem

o observável, macroscópico, com o microscó-

pico, fruto da elaboração de ideias.

Levando em consideração o que

você aprendeu sobre as ligações quí-

micas e as interações entre as partí-

culas, elabore uma tabela, de acordo com as

orientações de seu professor, relacionando

as interações entre os átomos que resultam

nas ligações químicas e nas interações inter-

moleculares ou entre íons na formação de

substâncias.

Para sintetizar as interações entre átomos que resultam em

ligação química, as interações intermoleculares resultantes e

as propriedades gerais, os alunos podem elaborar uma tabela

semelhante à Tabela 9.

34

Tabela 9. Elaborado por Maria Eunice Ribeiro Marcondes e Yvone Mussa Esperidião especialmente para o São Paulo faz escola.

Molecular Moléculas polares CovalenteDipolo-dipolo e ligações de hidrogênio

Semelhantes aos não polares, porém com temperaturas de fusão e de ebulição mais elevadas; podem apresentar solubilidade em água.

H2O;

HCl;

NH3

Sólida de rede covalente

Átomos ligados em arranjos tridimensionais (macromoléculas)

CovalenteLigações covalentes em rede

Materiais duros com elevadas temperaturas de fusão (geralmente acima de 1 000 oC); geralmente, não condutores de corrente elétrica e insolúveis em solventes comuns.

SiO2

(quartzo); diamante; grafite (conduz corrente elétrica); fulerenos

Metálica

Cátions em nuvens eletrônicas (elétrons com mobilidade; “mar de elétrons”)

Metálica Ligação metálica

Temperaturas de fusão variáveis; bons condutores de calor e de eletricidade; de modo geral, são maleáveis e dúcteis.

Metais como Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Ag etc.

Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 2

A elaboração da tabela tem por fina-

lidade permitir ao aluno que tenha uma

visão geral das propriedades da matéria

e dos modelos explicativos que procuram

justificá-las.

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 3 A PRESSÃO ATMOSFÉRICA E SUA INFLUÊNCIA NA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS

Conteúdos e temas: interação interpartículas, pressão de vapor, temperatura de ebulição e evaporação.

Competências e habilidades: construir e aplicar um modelo explicativo para a ebulição; reconhe-cer a influência da pressão na temperatura de ebulição de líquidos; estabelecer relações entre altitude, pressão atmosférica e ebulição; prever temperaturas de ebulição em diversas cidades tendo como base a altitude e sua relação com a pressão ambiente; obter informações a partir da leitura de gráficos; ampliar o entendimento do mundo físico.

35


Os modelos explicativos de ligações químicas

apresentados e discutidos buscaram auxiliar os

alunos na compreensão de várias propriedades

físicas das substâncias, considerando tanto as

interações intramoleculares quanto as intermo-

leculares. A variação da temperatura de ebulição

de uma substância com a pressão atmosférica,

ainda não problematizada neste Caderno, tam-

bém pode ser objeto de reflexão sobre alguns

desses modelos explicativos, e seu estudo amplia

a compreensão do mundo físico, possibilitando

o entendimento de mais um fenômeno natural,

bem como a aplicação desse conhecimento no

sistema produtivo.

Para introduzir esse assunto, os seguintes

dados e informações podem ser apresentados:

na cidade de São Paulo, a água entra em

ebulição a 97 oC, enquanto em Santos (SP)

ou em Praia Grande (SP), a temperatura

de ebulição da água é de 100 oC;

no topo do Monte Everest, a água fer-

ve a 72 oCa, e na montanha mais alta da

Europa, o Monte Branco (Mont Blanc),

ferve a 85 oC. Cozinhar um ovo nessas

zonas demoraria consideravelmente mais

tempo em relação às áreas citadas ante-

riormente, visto que o cozimento depen-

de do calor;a Disponível em: <http://www.amigosdaagua.org.br/curiosidades.htm>. Acesso em: 12 nov. 2013.

Figura 17. O Monte Everest é a montanha mais alta do mundo, com 8848 m de altitude. Está situado no continente asiático, na Cordilheira do Himalaia (fronteira do Nepal com o Tibete). Em função da altitude, o cume dessa montanha permanece coberto de gelo durante o ano todo.

© C

olin

Mon

teat

h/H

edge

hog

Hou

se/M

inde

n P

ictu

res/

Lat

inst

ock

Sugestão de estratégias de ensino: aulas expositivas dialogadas; atividades.

Sugestão de recursos: atividades propostas; questões; gráficos.

Sugestão de avaliação: questões; trabalho de busca de informações; construção de gráficos.

na cidade de Campos do Jordão (SP),

a água ferve a 95 oC. Um ovo fervido

durante 5 minutos em Campos do Jordão

não é mais duro do que se fosse fervido

durante 4 minutos na cidade do Rio de

Janeiro (RJ), que está no nível do mar.

Figura 16.

36

Com base nessas informações, os alunos pode-

rão perceber que a altitude de uma região influen-

cia na temperatura de ebulição da água. Então,

pode-se relacionar a altitude com a pressão atmos-

férica. Sabe-se, por exemplo, que os jogadores de

futebol brasileiros precisam de um tempo de adap-

tação quando vão jogar em cidades de elevadas

altitudes, como La Paz ou Cidade do México, e

utilizam expressões como “é difícil respirar”, “o

ar é rarefeito” ou “tem pouco ar” para explicar tal

necessidade. Assim, pode-se questionar se a pres-

são atmosférica nessas regiões é a mesma ou varia.

A relação maior altitude – menor pressão

atmosférica pode ser estabelecida e, se julgar

necessário, lembre os alunos de que, quanto

menor a pressão atmosférica, menor é a quan-

tidade de gases que exercem pressão naque-

la área (a composição porcentual do ar não

muda, mas muda a pressão parcial dos gases

na mistura, isto é, a pressão que o gás exerce-

ria se ocupasse sozinho o volume da mistura).

Depois dessa breve introdução ao assunto,

você pode solicitar aos alunos alguns exercícios.


1. Analisando a tabela apresentada a seguir,

estabeleça uma relação entre a pressão at-

mosférica, a altitude e as temperaturas de

ebulição da água. Se achar conveniente, ou

se seu professor sugerir, construa um gráfi-

co da altitude em função da pressão atmos-

férica e outro que relacione a pressão at-

mosférica com a temperatura de ebulição.

LocalidadeAltitude em relação ao nível do mar (m)

Pressão atmosférica1

(mmHg)

Temperatura aproximada de ebulição

da água (ºC)

Rio de Janeiro 0 760 100

Santos 0 760 100

São Paulo 750 700 97

Campos do Jordão 1628 610 95

Cidade do México 2240 570 92

La Paz 3636 510 88

Monte Quilimanjaro

5895 400 82

Monte Everest 8848 230 72

Tabela 10. 1 Valores aproximados. Adaptado de CHEMELLO, Emiliano. Ebuliometria e café, alguma coisa a ver? Disponível em: <http://www.quimica.net/emiliano/ebuliometria.html>. Acesso em: 12 nov. 2013.

37


À medida que aumenta a altitude, a pressão atmosférica

decresce e a temperatura de ebulição da água também

decresce. Caso gráficos sejam elaborados, eles devem ser

semelhantes aos mostrados na Figura 18.

2. Procure localizar em mapas as cidades e

os montes citados e compare os valores da

pressão (P) e da temperatura de ebulição

(TE) em função da altitude.

O aluno deve localizar em um mapa os montes e as cidades

citados e comparar os valores da pressão (P) e da tempera-

tura de ebulição (TE) em função da altitude. Deverá perce-

ber que a pressão atmosférica decresce com a altitude. O

mesmo ocorre com a temperatura de ebulição da água. (A

análise da própria tabela permite essa observação.)

Para a construção de um modelo explica-

tivo da variação da temperatura de ebulição

com a pressão, o conceito de pressão de vapor

deve ser introduzido. A compreensão dos alu-

nos sobre esse conceito pode ser avaliada por

meio das questões:

3. Explique, com suas palavras, o significado

de pressão de vapor.

O aluno vai redigir seu próprio texto. É importante que mani-

feste ideias relativas ao equilíbrio estabelecido, em um siste-

ma fechado, entre a evaporação de um líquido e a conden-

sação do vapor em dada temperatura, e que perceba que a

pressão de vapor está associada à pressão que o vapor exer-

ce sobre a superfície do líquido. Pode relacionar, também,

a pressão de vapor com a facilidade de evaporação. Assim,

quanto maior a pressão de vapor, mais facilmente o líquido

evapora em dada temperatura.

4. Explique, com base em seus conhecimen-

tos, o fato de um líquido entrar em ebuli-

ção a uma dada temperatura e a uma dada

pressão atmosférica.

Algumas ideias importantes que devem ser ressaltadas nos

textos elaborados pelos alunos são: a ebulição acontece

quando a pressão máxima de vapor se torna igual à pressão

atmosférica. Assim, a temperatura de ebulição depende da

pressão em que o líquido se encontra. Os alunos podem ex-

plicar em termos microscópicos, citando, por exemplo, que,

com o aumento da temperatura, as moléculas adquirem mais

energia para vencer as forças atrativas que as mantêm no es-

tado líquido, passando assim ao estado gasoso.

É possível explicar a evaporação da água a

partir do modelo de interação intermolecular

discutido anteriormente, representando o pro-

cesso por meio de desenhos que indiquem as

Figura 18.

Pressão atmosférica (mmHg)

0

0

1000

2 000

3 000

4 000

5 000

6 000

7 000

8 000

9 000

10 000

200 400 600 800

Alt

itu

de

(m

)

Temperatura de ebulição (oC)

800

600

400

200

60 70 80 90 100

0

Pre

ssã

o a

tmo

sfé

rica

(m

mH

g)

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

38

evaporação

H

O H

H

O H

H

O H

H

H

H

H H

H

H

HH

H

O

O O

OO

ligações de hidrogênio na água líquida

moléculas afastadas no vapor-d’água

b A evaporação não para de acontecer; um estado de equilíbrio é estabelecido entre a evaporação e a condensação, ou seja, a rapidez com que a água evapora é igual à rapidez com que se condensa, de maneira que a pressão se mantém constante.

ligações entre os átomos H e O e as ligações

intermoleculares (ligações de hidrogênio). A

figura a seguir é um exemplo de representação.

Pode-se problematizar o que acontece com

a água no estado líquido em um sistema aber-

to (por exemplo, uma poça de água) e em um

sistema fechado (por exemplo, uma garrafa de

água tampada). É possível explicar que, em um

sistema fechado, a água não vai evaporar total-

mente, mas evapora até que o vapor-d’água

atinja uma dada pressão sobre a superfície da

água na garrafa (pressão máxima de vapor)b.

Quanto maior for o valor da pressão da fase

gasosa alcançado em uma dada temperatura,

mais vapor terá se formado e maior é a ten-

dência de o líquido evaporar, ou seja, maior

é a sua volatilidade. Como os alunos sabem

que, nas condições ambientes, o álcool evapo-

ra mais facilmente do que a água, seria conve-

niente propor-lhes os exercícios a seguir.

1. Considere dois frascos iguais

contendo quantidades iguais dos

líquidos água e álcool etílico (etanol) e os

valores de pressão máxima de vapor desses

líquidos à mesma temperatura (20 °C).

Pressão máxima de vapor a 20 oC

Álcool etílico (etanol) 44,0 mmHg

Água 18,0 mmHg

Explique por que o álcool etílico (etanol) é

mais volátil que a água.

Quanto maior a pressão de vapor de um líquido, em dada

temperatura, maior a facilidade de evaporação e maior a vo-

latilidade desse líquido. Os dados mostram que a 20 °C o ál-

cool etílico é mais volátil do que a água, pois, na temperatura

em que ambos se encontram, ele é o que apresenta maior

pressão de vapor.

2. O gráfico a seguir mostra a variação da

pressão de vapor com a temperatura para

os dois líquidos: água e álcool etílico.

Álcool etílico Água

35

760

380

78 100Pre

ssão

de

vap

or

(mm

Hg)

Temperatura (oC)

a) Descreva as informações que podem ser

extraídas a partir da análise desse gráfico.

Figura 19.

Figura 20.

Tabela 11.

39


vapor

25 oC líquido

25 mmHg vapor

60 oC líquido

150 mmHg vapor

100 oC líquido

760 mmHg

Molécula de água

Variação de pressão de acordo com a temperatura

Analisando o gráfico, pode-se inferir que a pressão de vapor de

um líquido cresce com a temperatura em que ele se encontra.

Pode-se observar, também, que, em uma mesma temperatura,

a pressão de vapor do álcool é maior do que a da água e, em

determinada pressão, a temperatura de ebulição do álcool é

inferior à da água. Verifica-se ainda que o etanol entra em ebu-

lição a 78 °C no nível do mar (760 mmHg) e a água, a 100 °C.

b) O gráfico mostra que o etanol entra

em ebulição a 78 °C à pressão externa

de 760 mmHg. Observando o gráfico,

procure relacionar pressão de vapor do

líquido com temperatura de ebulição e

pressão atmosférica, explicando por que

o álcool etílico entra em ebulição quan-

do aquecido a 78 °C. Suas explicações

podem ser aplicadas a outros líquidos?

Não é esperado que os alunos deem respostas corretas, mas que

utilizem algumas das ideias sobre os modelos microscópicos já

discutidos. Pode-se generalizar que, para entrar em ebulição, a

pressão de vapor deve ser igual à pressão ambiente; se a pressão

de vapor for menor, o líquido pode evaporar, mas não entrará

em ebulição. Entretanto, quando a pressão de vapor se iguala à

pressão do local, o líquido ferve e as bolhas de vapor formadas no

líquido sobem à superfície e escapam para o ambiente. Como na

evaporação, supõe-se que a energia fornecida às moléculas é su-

ficiente para vencer as interações eletrostáticas intermoleculares.

Como visto, a pressão de vapor varia com

a temperatura em que o líquido se encontra.

Com o aumento da temperatura, as molécu-

las terão mais energia para vencer as forças

atrativas que as mantêm no estado líquido.

A evaporação será maior e, assim, a pressão

máxima de vapor aumentará. O esquema a

seguir ilustra essas situações.

Em vez de usar bolinhas, podem-se fazer

desenhos semelhantes, considerando a repre-

sentação da molécula de água e das intera-

ções intermoleculares.

Ampliando os conhecimentos

Pode-se problematizar, questionando se os

alunos consideram que outros líquidos apresen-

tam comportamento semelhante ao da água,

isto é, se suas temperaturas de ebulição depen-

dem da pressão atmosférica. É possível questio-

nar, também, se o modelo explicativo construído

para explicar o comportamento da água pode-

ria ser utilizado para explicar o de outros líqui-

dos. E, ainda, se o modelo pode ser aplicado a

Figura 21.

40

líquidos que não apresentem interações inter-

moleculares do tipo ligação de hidrogênio.

Você pode discutir a ebulição do etanol e de

um hidrocarboneto, por exemplo.

São fornecidos, a seguir, os valo-

res das temperaturas de ebulição

e os tipos de forças interpartícu-

las do dimetilpropano e do etanol (álcool

etílico).

C

CH3

CH3

H3C CH3

Dimetilpropano

Temperatura de ebulição (760 mmHg): 9,5 oC.

As atrações entre as moléculas são fracas (a molécula é apolar).

Temperatura de ebulição (760 mmHg): 78,5 oC. As atrações entre as moléculas se dão por ligações de hidrogênio (presença do grupo OH).

C C

H

H

OHH

H

H

Etanol

1. As forças intermoleculares entre as molé-

culas do dimetilpropano e do etanol expli-

cam a ordem de grandeza das suas tempe-

raturas de ebulição? Justifique.

Sim, pois como as atrações entre as moléculas do dime-

tilpropano são muito fracas, comparadas com as atrações

entre as moléculas de etanol, que se dão por ligações de

hidrogênio, elas serão mais facilmente superadas, neces-

sitando de menor energia para que o líquido entre em

ebulição.

2. Qual das duas substâncias é mais volátil?

Justifique.

O dimetilpropano é a substância mais volátil; sua tempe-

ratura de ebulição (9,5 °C) é menor do que a do etanol

(78,5 °C), tendo, portanto, maior facilidade de vaporização.

Se achar conveniente, amplie essa discussão,

fornecendo aos alunos as temperaturas de ebu-

lição do álcool etílico e do dimetilpropano a

várias pressões, como apresentado a seguir.

Temperatura de ebulição do álcool etílico a várias pressões

Pressão (mmHg) 1 10 40 100 400 760 1520

Temperatura de ebulição (oC) –31,3 –2,3 19,0 34,9 63,5 78,4 97,5

Tabela 12.

41


Temperatura de ebulição do dimetilpropano a várias pressões

Pressão (mmHg) 150 320 530 760 1220 1600 2100

Temperatura de ebulição (oC) –30 –10 0,0 10 20 30 40

Pode-se pedir aos alunos que represen-

tem graficamente os dados apresentados e que

façam previsões com relação:

à temperatura de ebulição dos líquidos a

900 mmHg;

ao estado físico das substâncias em

Campos do Jordão.

Os alunos podem construir um gráfico

como o mostrado a seguir para responder às

questões formuladas, esperando-se que indi-

quem que, a 900 mmHg, o etanol deve entrar

em ebulição em temperatura próxima de 90 oC,

e o dimetilpropano, de 20 oC.

etanol dimetilpropano

Pre

ssã

o (

mm

Hg

)

Temperatura (oC)

-10

2000

1500

1000

500

0

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

Temperatura de ebulição a diferentes pressões

pressão (610 mmHg) nessa cidade, forneci-

das anteriormente, e fazer uma interpolação

dos dados nas curvas apresentadas, concluin-

do que, em Campos do Jordão, se for consi-

derada uma temperatura ambiente de 25 oC,

o dimetilpropano estará no estado gasoso, e o

etanol, no estado líquido.

A seguir, são sugeridas algumas questões

para auxiliar a compreensão dos alunos e pro-

porcionar a aplicação dos conceitos.

1. A figura a seguir apresenta a va-

riação da pressão de vapor com a

temperatura para o etanol e para o

éter dimetílico, líquidos à temperatura am-

biente. Ambos têm a mesma composição

química, C2H6O, porém apresentam arran-

jos moleculares diferentes. Considere as in-

terações que podem ocorrer entre as molé-

culas de cada uma dessas substâncias e

decida qual curva representa o éter dimetí-

lico. Explique.

H

H

H HC CO

H

H

H

H

H OHC C

H

H

Éter dimetílico Etanol

Para responder à questão em relação a

Campos do Jordão, os alunos devem buscar

as informações sobre altitude (1 628 m) ou

Tabela 13.

Figura 22.

42

Temperatura (oC)

Pre

ssão

de

vapo

r (m

mH

g)

760

35 78

1 2

Embora apresentem a mesma composição química, o arranjo

dos átomos é diferente. No etanol existe o grupo OH, que indi-

ca a presença de ligações de hidrogênio entre suas moléculas,

no estado líquido, o que lhe confere a maior temperatura de

ebulição à pressão de 760 mmHg. No éter, são forças de inte-

ração mais fracas (dipolo-dipolo) que mantêm suas moléculas

próximas, no estado líquido, o que lhe confere menor tempe-

ratura de ebulição à mesma pressão de 760 mmHg. Então, a

curva 1 refere-se ao éter e a curva 2, ao etanol.

2. Em qual das cidades relacionadas na tabe-

la a seguir a água vai ferver em temperatu-

ra mais baixa? Explique.

Cidade Altitude (m)1

São Carlos (SP) 854

Piracicaba (SP) 526

Cananeia (SP) 8

Ouro Verde (SP) 350

Tabela 14.1 A altitude é medida em relação ao nível do mar (altitude zero).

A pressão atmosférica decresce com o aumento da altitude,

e quanto maior a altitude de uma localidade, menor a tem-

peratura de ebulição. Assim, a água vai ferver em tempera-

tura mais baixa em São Carlos, que apresenta maior altitude

e menor pressão atmosférica entre todas as cidades citadas.

3. Verifique a altitude de sua cidade e calcule

a temperatura em que a água entrará em

ebulição.

A resposta vai depender da cidade em questão. Para prever a

temperatura em que a água vai entrar em ebulição, o gráfico

da pressão atmosférica em função da altitude pode ser ree-

laborado, limitando a escala para altitudes até aproximada-

mente 1 800 m, como mostrado na Figura 24. Dessa maneira,

fica mais fácil a interpolação de dados. O gráfico da tempera-

tura de ebulição em função da pressão pode ser diretamente

utilizado (os dois gráficos foram feitos no item 1 das Ques-

tões para a sala de aula). A cidade de Lorena (SP), por exem-

plo, está a 524 m acima do nível do mar, o que corresponde à

pressão de aproximadamente 720 mmHg e à temperatura de

ebulição próxima a 96 °C.

4. A pressão de vapor da acetona, substância

utilizada na indústria como solvente de es-

maltes, vernizes e tintas, é de 185 mmHg a

20 °C.

a) Comparando com a pressão de vapor

da água nessa temperatura (18 mmHg),

qual dos dois líquidos é mais volátil (tem

mais facilidade de evaporar)? Explique.

A acetona, que apresenta maior pressão de vapor, é mais vo-

látil (maior facilidade de evaporação).

Figura 23.

Figura 24.

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laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

43


Desafio!Leia o texto a seguir e responda às questões.

“O glicerol é normalmente utilizado na

preparação de diversos produtos, como remé-

dios, produtos de higiene pessoal, comida,

bebida, tabaco, resinas alquídicas, poliol, poli-

éster, celofane e explosivos. Todavia, seu uso é

condicionado ao seu grau de pureza, que deve

estar usualmente acima de 95%. Além disso, a

glicerina bruta é cotada a R$ 1,40/kg, a bides-

tilada a R$ 3,65/kg, enquanto a glicerina far-

macêutica (≥ 99,5%) é vendida a valores acima

de R$ 564,00/kg.

A glicerina bruta vegetal apresenta cerca

de 30% de impureza, o que evidencia a neces-

sidade de purificá-la a fim de viabilizar seu

emprego no setor industrial. As principais

impurezas presentes na glicerina oriunda do

biodiesel são: catalisador, álcool e ácidos gra-

xos. Essas impurezas dependem da natureza da

oleaginosa e do tipo de catálise empregada na

preparação do biodiesel1.

Glicerol (glicerina)Fórmula

estruturalFórmula molecular: C3H8O3

Estado líquido à temperatura de 25 oC a 1 atm* (PF: 18,1 oC)

Temperatura de ebulição a: 760 mmHg 290 oC 100 mmHg 222,4 oC 10 mmHg 166,1 oC 4 mmHg 14,9 oC

As interações intermoleculares se dão por ligações de hidrogênio.

glicerina

H

H

H OH

H OH

H OH

C

C

C

b) Qual dos dois líquidos você espera que

apresente maior temperatura de ebuli-

ção à mesma pressão?

O que apresenta maior temperatura de ebulição, à mesma

pressão, é a água (menor pressão de vapor).

c) Você considera que as forças com que as

moléculas de acetona se atraem devem

ser mais ou menos intensas do que as

forças de atração entre as moléculas da

água? Explique.

As forças de atração entre as moléculas de acetona são

menos intensas do que as que atuam entre as moléculas

de água. As moléculas de acetona são polares e, por esse

motivo, as forças de atração que atuam entre elas são as

dipolo-dipolo, que são forças fracas. As moléculas de água

são bastante polares por serem angulares e compostas

por átomos de oxigênio e de hidrogênio, que apresentam

grande diferença de eletronegatividade. Por esses motivos,

as forças de atração que atuam entre elas são fortes, cha-

madas de ligações de hidrogênio, mais fortes que as forças

dipolo-dipolo.

Um exemplo do uso no sistema produtivo

da propriedade da variação da temperatura de

ebulição com a pressão é a destilação do gli-

cerol, também conhecido por glicerina, subs-

tância obtida na produção do biodiesel e que

tem aplicações comerciais. Como a tempera-

tura de ebulição da glicerina é relativamen-

te alta a 760 mmHg, reduzindo-se a pressão

externa, ela entrará em ebulição a uma tempe-

ratura mais baixa e, assim, a energia térmica

requerida no processo será menor. A menor

temperatura de ebulição também previne que

a glicerina se decomponha. Esse assunto pode

ser trabalhado com os alunos por meio de um

desafio.

1 Catalisador: substância usada para acelerar uma transformação química na qual não é consumida. Catálise: aumento da velocidade da transformação química pelo uso de catalisador.

* 1 atm 760 mmHg

44

A purificação da glicerina bruta é feita por

destilação sob pressão reduzida (60 mmHg),

resultando em um produto límpido e transpa-

rente, denominado comercialmente de glice-

rina destilada ou bidestilada.”

Glicerol. Texto adaptado de: ÁVILA FILHO, Salvador; MACHADO, Alexandre dos Santos; SANTOS, Eduardo

Pena. Purificação da glicerina bruta vegetal. Disponível em: <http://www.mme.gov.br/programas/biodiesel/

galerias/arquivos/publicacoes/I_Congresso/artigos_tecnicos_cientificos/co_produtos/Purificacao4.pdf>.

Acesso em: 18 nov. 2013.

1. Qual é a vantagem para a indústria em

reduzir a pressão do sistema para fazer

a destilação da glicerina?

Sabe-se que, quanto maior a pressão ambiente, maior

a temperatura de ebulição de um líquido. Observando

a estrutura da glicerina, verifica-se a existência de três

grupos OH, o que leva a pensar na quantidade de liga-

ções de hidrogênio que a mantém no estado líquido e

na consequente elevada temperatura de ebulição, na

pressão de 760 mmHg. Portanto, a vantagem de realizar

a destilação reduzindo-se a pressão externa (60 mmHg)

é que a glicerina entrará em ebulição numa temperatura

mais baixa. Isso representa economia da energia térmica

que seria necessário fornecer em condições normais.

Além disso, evita-se a decomposição da glicerina, que

poderá ocorrer em temperaturas mais elevadas.

2. Faça uma estimativa da temperatura

de ebulição da glicerina à pressão em

que é destilada (60 mmHg). Para isso,

sugere-se a construção de um gráfico

com os dados fornecidos no início do

texto.

O gráfico construído será semelhante ao mostrado na

Figura 25. Nele, os alunos poderão verificar que a tem-

peratura de ebulição da glicerina a 60 mmHg será apro-

ximadamente 200 °C.

3. Busque informações sobre a destilação

à pressão reduzida.

Entre as informações que o aluno poderá buscar, é im-

portante que verifique que a destilação à pressão redu-

zida é recomendada para líquidos que sofrem decom-

posição a temperaturas próximas de sua temperatura

de ebulição à pressão de 760 mmHg e também para

líquidos que apresentam altas temperaturas de ebuli-

ção. Poderá encontrar, também, explicações já dadas

anteriormente, relacionando a pressão de vapor de um

líquido com a temperatura de ebulição. Em termos da

operação em si, o aluno deve observar que a pressão

do sistema é diminuída por meio de uma bomba de

vácuo, que retira o ar do sistema, reduzindo a pressão

interna.

Outro exemplo que pode ser explorado

diz respeito à obtenção de alguns dos deri-

vados do petróleo por destilação à pressão

reduzida.

Figura 25.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

45



Com relação à primeira situação proposta

aos alunos (relação entre altitude e tempera-

tura de ebulição da água), espera-se que per-

cebam que, quanto maior a altitude de uma

localidade, menor é a temperatura de ebuli-

ção da água, sendo que o valor máximo se

dá ao nível do mar (altitude zero). Espera-se

também que estabeleçam a relação entre pres-

são atmosférica e altitude, usando as informa-

ções fornecidas para várias localidades.

Na atividade seguinte (primeira Lição de

casa), espera-se que os alunos consigam rela-

cionar a evaporação com a pressão de vapor,

podendo generalizar que, quanto maior a

pressão de vapor de um líquido, maior a faci-

lidade de evaporação.

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 4 SÍNTESE DE IDEIAS SOBRE A TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA

Conteúdos e temas: síntese dos conceitos tratados sobre as transformações químicas e as pro-priedades das substâncias.

Competências e habilidades: relacionar os níveis macroscópico, microscópico e simbólico envol-vidos na construção do conceito de transformação química, considerando os conhecimentos adquiridos para a compreensão da formação das substâncias.

Sugestão de estratégias de ensino: construção de um diagrama (mapa conceitual) mostrando relações entre os conceitos envolvidos.

Sugestão de recursos: lista de conceitos.

Sugestão de avaliação: diagrama construído.

O objetivo desta Situação de Aprendizagem

é proporcionar aos alunos a organização das

próprias ideias, de maneira que percebam re-

lações entre os conceitos de transformação

química ou de ligações químicas tratados an-

teriormente, integrando os aspectos macros-

cópicos e microscópicos da formação das

substâncias.

Questão para a sala de aula

1. Apresenta-se, a seguir, um conjunto de pa-

lavras que têm significados específicos na

Química, os quais você já aprendeu. Apre-

senta-se, também, um texto que aponta

algumas das relações entre essas palavras.

Leia o texto e construa em seu caderno um

diagrama que represente tais relações.

46

Podemos considerar que a matéria é constituída por partículas que se organizam em certa estru-tura, formando as diferentes substâncias. Essas estruturas determinam as forças de interação entre elas e, consequentemente, o estado físico em que se apresentam – sólido, líquido ou gasoso. Entre as partículas no estado sólido, as interações são mais fortes do que no líquido e, neste, mais do que no gasoso. A pressão de vapor do líquido aumenta quando ele recebe energia e, ao se igualar à pressão atmosférica, o líquido entra em ebulição, passando para o estado gasoso. O sólido, ao receber ener-gia, pode alcançar sua temperatura de fusão e passar ao estado líquido.

Partículas

Sólido Líquido Gasoso Pressão de vapor

Estrutura Interações interpartículas

Temperatura de ebulição Temperatura de fusão

Estados físicos

Os alunos poderão apresentar diferentes diagramas. O impor-

tante é que sejam estabelecidas relações adequadas entre as

ideias e os conceitos. Você pode auxiliá-los informando que o

estado físico (sólido, líquido ou gasoso) das substâncias se re-

laciona com as interações interpartículas. Um possível modelo

de organização é apresentado na Figura 26. Deve ser enfatiza-

do que este é apenas um exemplo de relações que podem ser

estabelecidas entre os conceitos.

que podem

ser

se organizam

determinam

Partículas

Estrutura Interaçõesinterpartículas

Estados físicos

apresentaLíquido

Gasoso

Sólido

energia

energia

energia

energiaPv= Patm

Temperatura de ebulição

Temperatura de fusão

Pressão de vapor

determina

Figura 26.

47


O uso de alguns termos que explicitam as

relações existentes entre os conceitos facilita a

leitura desse tipo de esquema e, por isso, esses

termos merecem atenção.

Os conceitos selecionados podem ser lista-

dos na lousa, e pode-se solicitar aos alunos que

identifiquem as relações existentes entre eles e

que proponham como poderiam ser organiza-

dos por meio de um diagrama. Você, professor,

pode realizar essa construção com contribui-

ções dos alunos.

Transformações químicas Reagentes Rearranjos de átomos

Conservação de massa Novas substâncias (produtos) Proporção entre as massas

Fórmulas químicas Propriedades características

Evidências Equações químicas Quebra e formação de ligações

Como uma atividade-síntese dos conceitos

relacionados às transformações químicas que

foram discutidos nesta série até o momento,

pode-se propor aos alunos que realizem, indi-

vidualmente ou em grupo, a tarefa a seguir:

Considere o conjunto de palavras

mostrado a seguir, que se refere a

ideias sobre a transformação quí-

mica. De acordo com a orientação de seu pro-

fessor, elabore um diagrama que evidencie

como tais palavras podem ser relacionadas.

Transformaçõesquímicas

Reagentes Rearranjos de átomos

Fórmulasquímicas

Equaçõesquímicas

Novas substâncias (produtos)

Propriedadescaracterísticas

Evidências

Conservação de massa

Proporçãoentre as massas

Quebra e formação de ligações

representadas por

representados por

representadas por

na formação de

reconhecidas por

com

como

mudança de cor, efervescência, liberação de calor, precipitação

TF, TE, densidade, solubilidade

como

envolvem

Figura 27.

Os conceitos apresentados se referem aos diferentes aspectos

da transformação química tratados na 1ª série. Espera-se que,

com o exemplo da questão anterior e a orientação do pro-

fessor, o aluno seja capaz de elaborar um diagrama conforme

solicitado. É importante perceber que há várias possibilidades

para a construção de um mapa conceitual; uma delas é mos-

trada na Figura 27. Caso os alunos tenham muita dificuldade na

realização da tarefa, pode-se apresentar esse esquema sem as

relações entre os conceitos (ressaltadas em vermelho) e solici-

tar a eles que as estabeleçam e as expliquem.

48

válvula de

segurança

vapor

aquecimento

líquido

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Cri

açõe

s

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Cri

açõe

s

0

0

1

2

3

4

5

20 40 60 80 100 120 140 160

Temperatura (oC)

Pre

ssão

(at

m)

líquido

vapor

Diagrama de fase da água


Espera-se que os alunos coloquem relações

entre os conceitos e que integrem as visões

macroscópica e microscópica. A lista apre-

sentada (Lição de casa) é apenas sugestiva, de

maneira que você deve adaptá-la à realidade

deles. Os alunos também podem apresentar

diferentes maneiras de organizar e relacionar

os conceitos, cabendo a você considerar se as

relações estabelecidas são adequadas. Essa

atividade deverá ser discutida em sala, pois

representa uma síntese do estudo das trans-

formações químicas realizado até aqui.

Neste momento do curso, podem-se reto-

mar os assuntos já abordados, por meio dos

exercícios a seguir.

1. (Enem – 1999) A panela de pres-

são permite que os alimentos sejam

cozidos em água muito mais rapida-

mente do que em panelas convencionais.

Sua tampa possui uma borracha de veda-

ção que não deixa o vapor escapar, a não

ser através de um orifício central sobre o

qual assenta um peso que controla a pres-

são. Quando em uso, desenvolve-se uma

pressão elevada no seu interior. Para a sua

operação segura, é necessário observar a

limpeza do orifício central e a existência de

uma válvula de segurança, normalmente

situada na tampa. O esquema da panela de

pressão e um diagrama de fase da água são

apresentados a seguir.

A vantagem do uso de panela de pressão é

a rapidez para o cozimento de alimentos, e

isso se deve:

a) à pressão no seu interior, que é igual à

pressão externa.

b) à temperatura de seu interior, que está

acima da temperatura de ebulição da

água no local.

c) à quantidade de calor adicional que é

transferida à panela.

Figura 28.

Figura 29.

49


HO

OHOH

OH

I

O O

OH

II

CH3 CH3 CH3

CH3

H3C

CH3 CH3 CH3 CH3

O

O

III

CH3

CH3

CH3

HO COOH

OH

O

N

H

IV

CH3

d) à quantidade de vapor que está sendo

liberada pela válvula.

e) à espessura da sua parede, que é maior

que a das panelas comuns.

2. (Fuvest – 2002) Alguns alimentos são enri-

quecidos pela adição de vitaminas, que

podem ser solúveis em gordura ou em água.

As vitaminas solúveis em gordura possuem

uma estrutura molecular com poucos átomos

de oxigênio, semelhante à de um hidrocarbo-

neto de longa cadeia, predominando o caráter

apolar. Já as vitaminas solúveis em água têm

estrutura com alta proporção de átomos ele-

tronegativos, como o oxigênio e o nitrogênio,

que promovem forte interação com a água. A

seguir estão representadas quatro vitaminas:

Dentre elas, é adequado adicionar, res-

pectivamente, a sucos de frutas puros e a

margarinas, as seguintes:

a) I e IV.

b) II e III.

c) III e IV.

d) III e I.

e) IV e II.

3. (Fuvest – 2001) Entre as figuras, a que

melhor representa a distribuição das partí-

culas de soluto e de solvente, numa solução

aquosa diluída de cloreto de sódio, é:

+ -+ -

+ -+ +

+-

- -

+ -

- Cl– + Na+ H2O

Legenda

a)

c)

e)

b)

d)

50

Altitude (km) Pressão atmosférica (mmHg)

0 760

1 600

2 480

4 300

6 170

8 120

10 100

Temperatura (oC)Pre

ssã

o d

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ap

or

da

ág

ua

(m

mH

g) 800

700

600

500

400

300

200

100

0

0 20 40 60 80 120100

Localidade Altitude

Natal (RN) Nível do mar

Campos do Jordão (SP) 1 628 m

Pico da Neblina (RR) 3 014 m

Comportamento quanto à condutibilidade elétrica

Substância Estado sólido Estado líquido

S1 Condutor Condutor

S2 Isolante Isolante

S3 Isolante Condutor

4. (Enem – 1998 – adaptada) Para que um lí-

quido entre em ebulição, estando em um

frasco aberto, a sua pressão de vapor tem de

se igualar à pressão atmosférica local. Sabe-

mos que a pressão atmosférica em uma dada

localidade varia com a altitude em relação ao

nível do mar em que essa localidade se en-

contra. O gráfico a seguir apresenta a varia-

ção de pressão de vapor da água em função

da temperatura e a tabela mostra a variação

de pressão atmosférica com a altitude.

Analisando esses dados, um estudante con-

siderou que a água entra em ebulição a uma

temperatura maior no Pico da Neblina do

que em Campos do Jordão, enquanto outro

considerou que a água entra em ebulição a

uma temperatura maior em Natal do que

em Campos do Jordão. Algum dos estudan-

tes está correto?

Como o Pico da Neblina está a uma altitude maior que Cam-

pos do Jordão, a pressão atmosférica é menor e, assim, a tem-

peratura de ebulição é menor. Errou o estudante que afirmou

que a água apresenta maior temperatura de ebulição no Pico

da Neblina que em Campos do Jordão. Como a altitude de

Natal é menor que a de Campos do Jordão, está correto o

estudante que considerou que a temperatura de ebulição da

água é maior em Natal que em Campos do Jordão.

5. (Vunesp – 2005 – adaptada) S1, S2 e S3 são

três substâncias distintas. Inicialmente, no

estado sólido, foram aquecidas indepen-

dentemente até a fusão completa enquanto

se determinavam suas condutibilidades elé-

tricas. Os resultados das observações estão

resumidos na tabela.

S1, S2 e S3 correspondem, respectivamente,

a compostos:

Tabela 16.

Tabela 15.

Tabela 17.

Figura 30.

51


a) metálico, covalente e iônico.

b) metálico, iônico e covalente.

c) covalente, iônico e metálico.

d) iônico, metálico e covalente.

e) iônico, covalente e metálico.

6. Justifique a resposta da questão anterior.

S1 – sólido metálico: conduz eletricidade no estado sólido, o

que pressupõe cargas elétricas em movimento.

S2 – sólido covalente: as partículas não são dotadas de cargas

elétricas livres.

S3 – sólido iônico: constituído por partículas carregadas; as

forças que mantêm essas partículas unidas no estado sólido

são superadas com a fusão.

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 5 APLICAÇÕES DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS QUE OCORREM COM O ENVOLVIMENTO DE ELETRICIDADE

Esta Situação de Aprendizagem tem por

objetivo contextualizar o estudo das transfor-

mações que ocorrem com o envolvimento de

eletricidade. Para tanto, serão estudadas al-

gumas aplicações dessas transformações, que

podem ser observadas em pilhas, em baterias

e nos processos de eletrólise. As atividades

serão organizadas de forma a desencadear

questões e ideias sobre o funcionamento dos

dispositivos estudados para que, então, seja

desenvolvido e aprofundado o estudo das rea-

ções envolvidas nesses processos.

Conteúdos e temas: aplicações das transformações que ocorrem com o envolvimento de eletricidade – pilhas e eletrólise.

Competências e habilidades: reconhecer que existem transformações químicas que ocorrem com o envol-vimento de eletricidade; perceber a importância dessas transformações no sistema produtivo.

Sugestão de estratégias de ensino: coleta de ideias prévias com elaboração de frases; leitura e discussão de texto.

Sugestão de recursos: texto.

Sugestão de avaliação: participação, envolvimento e respostas dadas às questões propostas.

Atividade 1

Você, professor, pode começar a atividade

com o levantamento das ideias dos alunos sobre

o assunto proposto, por meio do exercício:

1. Elabore duas frases usando pelo menos

duas palavras ou expressões como “ener-

gia elétrica”, “transformações químicas”,

“pilhas”, “galvanoplastia”, “baterias”,

“metais”, “meio ambiente”, “reciclagem”

52

ou outras que você, com seus colegas e

sob a orientação de seu professor, achar

adequadas.

Não se espera que os alunos construam frases que mostrem

que a galvanoplastia usa energia elétrica ou que o alumínio

metálico pode ser obtido por eletrólise, a partir da bauxita.

Mas, possivelmente, eles se lembrarão de que o descarte

inadequado de pilhas e baterias polui o ambiente; poderão

lembrar-se também de que a geração de energia elétrica

pode causar danos ambientais. Os alunos, em geral, não

costumam avaliar todos os custos (ambientais e econômi-

cos) envolvidos na geração de energia elétrica. Acham, por

exemplo, que a energia gerada por hidrelétricas não causa

danos ambientais, esquecendo-se das grandes áreas que

são inundadas para a construção das represas. Acreditam

também que a energia eólica não polui, sem avaliar a polui-

ção sonora (e, para muitos, a poluição visual) causada pelos

moinhos. Essas questões poderão ser discutidas neste e em

outros momentos.

Atividade 2

O trabalho pode prosseguir com a leitura

e a discussão de textos que tratem das aplica-

ções das transformações químicas que ocor-

rem com o envolvimento de corrente elétrica.

A seguir, são apresentados um texto e algu-

mas questões.

Transformações químicas e eletricidade

Em nosso dia a dia, presenciamos muitos fe-

nômenos que ocorrem com o envolvimento de

eletricidade (os raios que caem em uma tempes-

tade, o funcionamento de diversos eletrodomés-

ticos ou a atração dos nossos cabelos por um

pente plástico, quando os penteamos em um dia

seco). Sabemos também que a corrente elétrica

pode ser conduzida de diferentes formas através

de diversos materiais (condutibilidade iônica ou

eletrônica). Agora, poderíamos nos perguntar:

Como é possível obter energia elétrica?

Há muitas formas de se obter energia elé-

trica; por exemplo, por meio de pilhas e ba-

terias. As baterias são usadas no funciona-

mento de celulares, computadores portáteis

(laptops), automóveis, veículos elétricos, câ-

meras digitais, aparelhos auditivos, em apli-

cações aeronáuticas e em edifícios, geralmente

empregadas em iluminação de emergência ou

como unidades de potência auxiliar, caso do

nobreak, dispositivo que fornece energia du-

rante certo tempo após a queda do forneci-

mento pela rede.

Nesses casos, a obtenção de corrente elétrica

se dá pela ocorrência de transformações quími-

cas; para isso, normalmente são utilizados dois

sólidos condutores associados a soluções aquo-

sas condutoras ou a pastas feitas com base em

materiais iônicos.

Outra questão que poderia ser feita: Con-

siderando que, nas pilhas, a corrente elétrica é

gerada a partir de transformações químicas, será

que o contrário também ocorre, ou seja, será que

a corrente elétrica pode causar transformações

químicas?

53


A resposta a essa questão pode ser encontrada

quando se estudam os processos de obtenção do

alumínio, do cobre e da soda cáustica ou o reves-

timento de superfícies metálicas com outros me-

tais (galvanoplastia). Nesses casos, ocorre o que

chamamos de eletrólise, ou seja, a passagem de

corrente elétrica causa transformações químicas.

Eletrólise, a obtenção de metais e a indústria cloro-álcali

O alumínio é obtido da bauxita – minério de

alumínio composto principalmente de óxidos

de alumínio hidratados –, que, ao interagir com

uma solução de soda cáustica, sofre transforma-

ções químicas, produzindo a alumina (Al2O3).

Esse material é, então, submetido à eletrólise a al-

tas temperaturas, produzindo o alumínio líquido,

que é recolhido do fundo das cubas eletrolíticas.

Esse processo foi patenteado em 1886 e cha-

mado de Hall-Héroult. Nesse ano, Charles Hall

produziu alumínio pela primeira vez, a partir da

eletrólise da alumina dissolvida em um banho de

criolita fundida (Na3AlF6). Também nesse ano,

Paul Héroult desenvolveu e patenteou um pro-

cesso semelhante a esse. Isso explica por que o

processo recebeu o nome dos dois inventores.

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Cri

açõe

s

Figura 31. Esquema de uma cuba de produção do alumínio.

54

Os minérios mais comuns utilizados na ob-

tenção de cobre são a calcopirita (CuFeS2), a

calcosita (Cu2S), a azurita (CuCO3) e a cuprita

(Cu2O). Os minérios são triturados e passam

por processos de purificação; os produtos são

submetidos a vários tratamentos térmicos para

que se obtenha uma mistura que contém aproxi-

madamente 98% a 99% de cobre metálico. Essa

mistura pode ser, então, novamente purificada,

utilizando-se um processo eletrolítico no qual se

formará cobre com 99,98% de pureza.

A soda cáustica é uma importante matéria-

-prima industrial empregada no refino de óleos,

na produção de sabões e detergentes etc. Para

obtê-la, uma solução de água e sal (salmoura) é

submetida a um processo de eletrólise que pro-

duz soda cáustica, gás cloro (Cl2) e gás hidrogê-

nio (H2).

Impacto ambiental causado por pilhas e similares

Além da tecnologia envolvida nos processos

de obtenção de energia elétrica, é importante

atentar aos aspectos ambientais que estão rela-

cionados às transformações que ocorrem com

os materiais usados nesses processos.

Uma questão ambiental que tem sido bas-

tante debatida é a do destino que se deve dar a

pilhas e baterias que não podem mais ser uti-

lizadas. Alguns dos materiais metálicos que as

compõem são tóxicos (compostos de chumbo,

cádmio e mercúrio) e podem contaminar o solo

e a água, causando problemas ao meio ambiente

e, consequentemente, à saúde da população.

Para evitar esse tipo de problema, o Decreto

no 99.274, de 6 de junho de 1990, obriga os fa-

bricantes de pilhas e baterias a recolhê-las após

o uso e a providenciar a reciclagem de seus com-

ponentes ou um descarte ambientalmente ade-

quado. Para que essa medida seja mais efetiva,

é importante também que a população colabore

não jogando pilhas usadas no lixo comum, mas

encaminhando-as a locais onde os fabricantes

possam recolhê-las.

O custo energético para produzir metais

No que se refere à utilização industrial dos

processos de eletrólise, questões ambientais im-

portantes estão relacionadas ao consumo de

energia elétrica. No caso da produção de alumí-

nio, por exemplo, são necessários de 14 kWh a

16 kWh1 para se produzir 1 kg do metal. Para

se ter um parâmetro de comparação, 14 kW são

suficientes para manter cerca de seis chuveiros

elétricos ligados durante uma hora. Esse elevado

consumo pode exigir que as fontes de energia elé-

trica de uma determinada região sejam diversifi-

cadas ou que o potencial de geração seja amplia-

do, podendo causar impactos significativos nos

ecossistemas e na vida da população da região.

Conclusão

Percebe-se, então, que tanto os processos que

geram eletricidade com base nas transformações

químicas (pilhas e baterias) quanto aqueles em

que a corrente elétrica é utilizada para provocar

transformações químicas (processos eletrolíti-

cos) têm muitas aplicações tecnológicas e envol-

1 O quilowatt-hora é uma unidade de energia que equivale a 3,6 � 106 joules ou 8,6 � 105 calorias.

55


vem uma complexa problemática ambiental. O

estudo das transformações químicas envolvidas

nesses processos auxiliará na compreensão des-

sas questões e na reflexão sobre a importância

da adoção de posturas responsáveis relativas à

preservação do meio ambiente.

Elaborado por Isis Valença de Sousa Santos e Maria Fernanda Penteado Lamas especialmente para o São Paulo

faz escola.


1. Cite alguns dos usos de pilhas e baterias.

Como a energia elétrica é obtida em pilhas

e baterias?

Nesses dispositivos, a energia elétrica é gerada a partir de

transformações químicas. Pilhas e baterias podem ser usadas

em aparelhos celulares, computadores portáteis, automóveis,

veículos elétricos, câmeras digitais, aparelhos auditivos, em

aplicações aeronáuticas e em iluminação de emergência.

Os alunos poderão lembrar outros usos, como em lanternas,

brinquedos, filmadoras, rádios, controles remotos, relógios,

equipamentos médicos etc.

2. Quais são os principais usos industriais

dos processos eletrolíticos citados no tex-

to? Por que o fornecimento de corrente elé-

trica é importante para esses processos?

Os principais usos industriais ocorrem na obtenção de metais (por

exemplo, alumínio), na purificação do metal cobre, na obtenção

da soda cáustica e em galvanoplastia (revestimento de superfícies

metálicas com outros metais, como a prateação e a cobreação).

Nesses casos, ao contrário de pilhas e baterias, que são geradores

de corrente elétrica, há processos eletrolíticos (eletrólises) em

que a corrente elétrica gera transformações químicas.

3. Cite algumas das questões ambientais re-

ferentes ao uso de pilhas e baterias men-

cionadas no texto. Como a sociedade pode

agir para minimizar esses problemas?

O descarte de pilhas e baterias em locais inadequados pode

contaminar o solo e as águas por causa dos sais de metais pesa-

dos nelas contidos. A população pode contribuir para minimi-

zar esse impacto descartando-as em locais onde os fabricantes

possam recolhê-las.

4. Cite algumas das questões ambientais re-

lacionadas ao emprego industrial dos pro-

cessos de eletrólise.

O alto consumo de eletricidade necessário na produção do alu-

mínio, por exemplo, pode gerar problemas ambientais. Essa ener-

gia tem de ser obtida de alguma maneira. Ela pode ser produzida

por centrais hidrelétricas, cuja construção impacta o ambiente

com grandes inundações, ou por usinas termelétricas que usam

carvão ou gás natural como combustível, cuja queima produz

gás carbônico, que pode intensificar o efeito estufa e a acidez de

águas. Caso a termelétrica use material radioativo como combus-

tível, há o problema do lixo atômico, além do perigo da exposi-

ção à radiação.

Desafio!

Discuta com seus colegas e tente escrever

uma definição para pilha, bateria e eletrólise.

Pilhas e baterias são dispositivos capazes de gerar

energia elétrica por meio de transformações quí-

micas que ocorrem espontaneamente. Eletrólise,

por sua vez, é um processo pelo qual ocorrem trans-

formações químicas com o consumo de energia

elétrica. Observação: o termo “bateria” refere-se à

associação de várias pilhas (células) do mesmo tipo;

no entanto, muitas vezes, o termo é usado como si-

nônimo de “pilha”.

56

Mais informações sobre o assunto po-

dem ser obtidas por professor e alunos em:

ASSOCIAÇÃO Brasileira do Alumínio

(Abal). Disponível em: <http://www.abal.org.

br/aluminio/cadeia-primaria/>. Acesso em:

17 nov. 2013. Traz informações sobre obten-

ção, aplicação e importância desse metal.

LABORATÓRIO de Química do estado

sólido. Disponível em: <http://lqes.iqm.uni

camp.br/canal_cientifico/lqes_responde/lqes_

responde_pilhas_descarte.html>. Acesso em:

12 nov. 2013. Traz a resolução do Conselho

Nacional do Meio Ambiente (Conama) sobre

o descarte de pilhas e baterias.

UNIVERSIDADE Federal do Paraná, De-

partamento de Engenharia Elétrica. Dis-

ponível em: <http://www.eletrica.ufpr.br/

piazza/materiais/CarlosRojas.pdf>. Acesso

em: 18 nov. 2013. Disponibiliza artigo que

trata da obtenção do cobre metálico e das

propriedades e aplicações desse metal.

As questões podem ser respondidas pelos

alunos em pequenos grupos; em seguida, po-

dem-se retomar e discutir as respostas dadas,

finalizando a atividade.


A avaliação desta Situação de Aprendiza-

gem poderá considerar a qualidade da par-

ticipação e do envolvimento dos alunos ao

criar as frases e responder às questões pro-

postas. As respostas das questões de 1 a 4

podem ser retiradas do texto, desde que seja

feita uma leitura cuidadosa.

Nesta Situação de Aprendizagem, os

alunos realizarão uma eletrólise e, ao ela-

borar explicações para suas observações,

aplicarão os conhecimentos que já possuem

sobre a constituição da matéria e proporão

modelos explicativos para o que ocorre em

nível microscópico durante os processos de

oxidorredução.

Conteúdos e temas: eletrólise; reações de oxidorredução.

Competências e habilidades: análise de dados experimentais para relacioná-los a modelos microscópicos estudados; compreensão do conceito de reação de oxidorredução.

Sugestão de estratégias de ensino: obtenção e análise de dados experimentais.

Sugestão de recursos: materiais para a realização do experimento.

Sugestão de avaliação: participação; respostas às questões propostas.

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 6 ESTUDANDO O PROCESSO DA ELETRÓLISE

57


Atividade 1 – Parte 1

O estudo pode ser iniciado com a retoma-

da do processo da eletrólise, explicitando que

envolve a ocorrência de transformações quí-

micas com o fornecimento de eletricidade.

Em seguida, pode ser feito um estudo ex-

perimental desse processo. Para isso, sugere-se

a utilização de duas placas de cobre, solução

de CuSO4 e uma fonte de corrente contínua ou

pilhas. É importante que os alunos compreen-

dam as diferentes transformações que ocor-

rem no cátodo e no ânodoa desse sistema e, a

partir daí, entendam o que acontece durante o

processo de oxidorredução.

Para isso, propõe-se que se inicie o tra-

balho com a análise de um processo de oxi-

dorredução espontâneo, em que é percep-

tível a redução dos íons metálicos. Dessa

forma, os alunos poderão perceber que, nesse

processo, os íons em solução são transforma-

dos em metal. A compreensão desse fato será

importante para que compreendam o proces-

so de eletrólise como um todo.

Uma sugestão de roteiro é apresentada a se-

guir. Você pode realizar esse experimento, que

é bastante simples, de maneira demonstrativa.

No entanto, se for possível, os alunos podem ser

divididos em grupos para sua realização. Caso

não seja possível a realização do experimento,

você pode fazer um desenho do sistema em es-

tudo na lousa e descrever o que acontece.

Antes de iniciar o experimento (ou a expli-

cação), pode-se propor a questão a seguir:

1. O que você acha que ocorrerá se colocar-

mos um pedaço de palha de aço (consti-

tuída principalmente pelo metal ferro) em

uma solução contendo sulfato de cobre, ou

seja, em uma solução contendo íons Cu2+?

Os alunos provavelmente não saberão responder, pois esse

tipo de conhecimento não faz parte do senso comum. A in-

tenção da pergunta é focar a atenção dos alunos na evidên-

cia que será observada no experimento a seguir.

Estudando a interação entre palha de aço e solução de sulfato de cobre

Materiais

1 pedaço de palha de aço;

2 copos de vidro incolor;

100 mL de solução de CuSO4 (sulfato de

cobre), aproximadamente 0,5 mol L–1

(2,5 colheres de chá para 100 mL de so-

lução);

1 colher de sopa;

1 pires.

Atenção: não deixe a solução de sulfato de

cobre entrar em contato com a pele ou mucosas,

pois ela pode provocar irritações.

a Também são usadas as formas catodo e anodo.

58

Procedimento

Coloque cerca de 50 mL de solução de CuSO4

em um copo (copo A). Observe sua cor e re-

serve o sistema para futura comparação.

Coloque cerca de 50 mL de solução de CuSO4

em outro copo (copo B).

Divida o pedaço de palha de aço em duas

partes.

Mergulhe, com o auxílio da colher, uma das

partes da palha de aço na solução do copo B

por cerca de 2 minutos. Reserve a outra parte

para futura comparação.

Com a colher, retire a palha de aço da solu-

ção de CuSO4 e coloque-a sobre um pires.

Compare as características da palha de

aço que foi imersa na solução com o outro

pedaço que ficou reservado. Anote as mu-

danças observadas.

A palha de aço fica com uma cor de cobre metálico. Você

pode levar um fio de cobre e mostrar aos alunos para que

vejam a cor.

Compare a cor das soluções dos copos

A e B. Anote suas observações.

A solução do copo B ficou com um tom de azul mais claro,

quando comparada à do copo A. Dependendo da quantida-

de de palha de aço, a solução chega a ficar transparente.

Releia o procedimento experimen-

tal realizado em sala de aula, assim

como suas anotações. Represente

por meio de desenhos o estado inicial e o esta-

do final do sistema em estudo. Não se esqueça

de anotar quais reagentes foram utilizados e

quais foram as modificações observadas.

Nesse experimento, ferro (palha de aço) e solução de sul-

fato de cobre foram utilizados como reagentes. Durante o

experimento percebe-se que a palha de aço mergulhada na

solução muda de cor, adquirindo cor de cobre metálico, e

que o tom azul da solução em que ela está mergulhada fica

mais claro. Os desenhos devem apresentar essas observa-

ções, conforme sugerido na Figura 32.

Figura 32.

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Edi

tori

al

59


Questões para análise do experimento

1. Você diria que houve uma transformação

química decorrente da interação entre a pa-

lha de aço e a solução de CuSO4? Explique.

Da interação entre a palha de aço e a solução de sulfato de

cobre resultou uma transformação química sinalizada pela

mudança de cor da palha de aço, que adquiriu a cor do me-

tal cobre, e pelo descoramento da solução, que ficou com

uma tonalidade de azul mais claro ou mesmo transparente.

A mudança de cor da solução depende das quantidades de

solução e de palha de aço utilizadas no experimento, bem

como do tempo de contato entre as duas.

2. Sabendo que a solução de CuSO4 tem uma

coloração azulada por causa dos íons Cu2+,

relacione as mudanças observadas na palha

de aço com as que ocorrem na solução de

CuSO4. Uma mudança pode explicar a ou-

tra? Como?

Como a tonalidade azul da solução diminuiu de intensidade

e o seu volume continuou o mesmo, pode-se supor que a

concentração de íons Cu2+ na solução tenha diminuído. Re-

lacionando esse fato com o surgimento de depósito de co-

bre na palha de aço, pode-se também supor que os íons de

Cu2+ que estavam na solução se transformaram nos átomos

de cobre metálico depositados na superfície da palha de aço.

Não se espera, neste momento, que os alu-

nos associem essa transformação ao processo

de redução (ganho de elétrons) dos íons Cu2+

propriamente dito. Também não é necessário

explicitar o processo de oxidação do ferro me-

tálico que ocorre em paralelo. Essas ideias se-

rão retomadas e aprofundadas mais adiante.

Atividade 1 – Parte 2

O experimento proposto a seguir pode ser

realizado por grupos de quatro a seis alunos,

pois ficará mais fácil observarem o que ocorre.

Se não for possível, você poderá realizá-lo de

maneira demonstrativa e ajudar os alunos a

registrar as observações.

Antes de realizar o experimento, pode-se

perguntar aos alunos:

1. Se você mergulhar uma placa de cobre em

uma solução de sulfato de cobre (CuSO4),

haverá alguma transformação química?

Justifique seu palpite.

Não se espera que os alunos saibam a resposta, porém alguns

deles podem arriscar a responder que não, porque o íon co-

bre deriva do mesmo elemento do metal da placa.

Estudando a interação entre placas de cobre e solução de CuSO4 sem o fornecimento de corrente elétrica

Materiais

2 placas de cobre (aproximadamente 5 cm ×

5 cm);

1 béquer de 150 mL;

100 mL de solução de CuSO4, aproximadamente

1 mol L–1 (5 colheres de chá para 100 mL de

solução);

palha de aço e detergente (polimento).

60

Procedimento

Limpe as placas de cobre com a palha de aço

e o detergente. Observe suas características

iniciais e anote-as.

Os alunos observarão que as placas apresentam aspecto

brilhante e cor de cobre.

Coloque cerca de 100 mL de solução de

CuSO4 no béquer. Observe suas característi-

cas e anote-as.

Os alunos observarão que a solução de sulfato de cobre se

apresenta azulada e transparente.

Mergulhe as duas placas de cobre na solução

de sulfato de cobre por cerca de 2 minutos.

Observe as características finais das placas de

cobre e da solução de CuSO4 e anote-as.

Após mergulharem as duas placas de cobre na solução de

sulfato de cobre, não serão observadas mudanças.

Releia o procedimento experimental

e suas anotações e represente por

meio de desenhos o estado inicial e o

estado final do sistema em estudo. Não se esque-

ça de anotar quais materiais foram utilizados e

se você observou alguma modificação.

Foram utilizadas duas placas de cobre e solução de sulfato

de cobre. Os desenhos dos estados inicial e final serão os

mesmos, pois não são observadas mudanças perceptíveis no

sistema sem o fornecimento de energia elétrica.

Questão para análise do experimento

1. Você diria que houve uma transformação

química decorrente da interação entre as

placas de cobre e a solução de CuSO4?

Por quê?

Em princípio, não, pois a ausência de evidências pode indicar

que não ocorreram transformações químicas.

Atividade 2

Após as discussões introdutórias feitas

na atividade 1, será estudado, na ativida-

de 2, o processo de eletrólise propriamente

dito.

Antes do experimento, peça aos alunos

que respondam:

1. Leia o procedimento experimental a se-

guir. Quais são as semelhanças e as dife-

renças em relação ao procedimento ex-

perimental realizado na atividade 1 desta

Situação de Aprendizagem?

Semelhanças: uso de placas de cobre polidas e de solu-

ção de CuSO4. Diferenças: no novo experimento, as pla-

cas são ligadas aos terminais de uma fonte de corrente

contínua.

61


Estudando a interação entre placas de cobre e solução de CuSO4 com o fornecimento de corrente elétrica

Materiais

2 placas de cobre (aproximadamente 5 cm

5 cm);

palha de aço e detergente (polimento);

100 mL de solução de CuSO4, aproxima-

damente 1 mol L–1 (5 colheres de chá para

100 mL de solução);

1 fonte de corrente contínua ou montagem

com pilhas de 1,5 V em série;

2 béqueres (ou copos) de 150 mL;

fios elétricos para conexão;

2 conectores (jacarés).

Procedimento

Limpe as placas de cobre com a palha de aço

e o detergente. Observe suas características

iniciais e anote-as.

Coloque cerca de 100 mL de solução de

CuSO4 no béquer. Observe suas característi-

cas e anote-as.

Coloque em outro béquer um pouco da so-

lução aquosa original de CuSO4 e reserve-a

para comparar com as cores da solução após

a realização do experimento.

Regule o valor de tensão da fonte para o me-

nor valor disponível.

Prenda cada placa a um dos conectores (ja-

carés) de um dos polos da fonte (ou pilha).

Identifique os polos da fonte para saber qual

das placas está ligada ao polo negativo (–) e

qual está ligada ao polo positivo (+) da pilha

ou bateria (fonte).

Mergulhe as duas placas de cobre na solução

de CuSO4 por cerca de 2 minutos.

tubo de plástico aberto

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Fonte

Placas de cobre

Solução aquosa de sulfatode cobre (CuSO4)

Figura 33.

Figura 34.

62

Descreva as alterações que você obser-

vou nas placas. Caso ache conveniente,

aponte-as no desenho anterior.

Os alunos observarão, inicialmente, que as placas apre-

sentam aspecto brilhante e cor de cobre. Observarão

também que a solução de sulfato de cobre se apresen-

ta azulada e transparente. Após mergulharem as duas

placas de cobre na solução de sulfato de cobre, pode-

rão observar que a superfície da placa ligada ao polo

negativo da fonte se apresentará mais opaca. Se forem

cuidadosos e mantiverem as placas paralelas, poderão

verificar que a face da placa ligada ao polo negativo

da fonte (que está voltada para a placa ligada ao polo

positivo da fonte) fica mais opaca do que sua outra face

(que não se encontra voltada para a placa ligada ao

polo positivo). São observadas alterações somente nas

regiões da placa que foram submersas na solução de

sulfato de cobre. Ao compararem a solução de sulfato

de cobre na qual as placas foram mergulhadas com a

solução que foi separada, os alunos poderão verificar

que a cor da primeira não se alterou.

Observação para o professor: caso não seja

possível utilizar a fonte de corrente contínua,

ela pode ser substituída por duas pilhas de

1,5 V. Serão necessários também os seguin-

tes materiais: uma tesoura, uma pinça, fita

isolante ou fita-crepe, um pedaço de tubo de

borracha ou de plástico e duas placas de co-

bre. O tubo deve ser aberto com a tesoura no

sentido de seu comprimento. As duas pilhas

devem ser encaixadas dentro do tubo aberto

(polo negativo de uma no polo positivo da

outra). Os pedaços de cobre devem ser fixa-

dos nas extremidades livres das pilhas, bem

encostados nos polos. Todo o sistema deve

ser envolvido com fita isolante. Pode-se tam-

bém utilizar um suporte para pilhas.


1. Você diria que houve transformações

químicas decorrentes da interação entre

as placas de cobre e a solução de CuSO4

quando o sistema foi submetido à passa-

gem de corrente elétrica? Por quê?

Sim. As evidências observadas confirmam tal suposição, pois

a superfície da placa imersa na solução de sulfato de cobre e

ligada ao polo negativo tornou-se mais opaca.

2. Retome as explicações dadas para os resul-

tados obtidos no Experimento 1 desta Situa-

ção de Aprendizagem e proponha uma ex-

plicação para o que ocorreu com a placa de

cobre conectada ao polo negativo da fonte.

Cobre metálico deve ter se depositado sobre ela.

3. Descreva o que ocorreu com a placa de co-

bre conectada ao polo positivo da fonte.

Ficou marcada somente uma linha, que corresponde à altura

em que a placa foi submersa.

4. Descreva o que ocorreu com a coloração

da solução de CuSO4.

Não houve alteração da cor da solução.

5. Após a explicação de seu professor, tente

escrever as equações químicas das trans-

formações que ocorreram nas placas liga-

das aos polos positivo e negativo da fonte.

Polo positivo da fonte: Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e� (ocorre a oxi-

dação de átomos de cobre da placa de cobre, ou seja, há

perda de elétrons).

Polo negativo da fonte: Cu2+(aq) + 2 e� Cu(s) (ocorre a

63


redução de íons Cu2+ da solução de sulfato de cobre, ou seja,

há ganho de elétrons).

6. Defina cátodo e ânodo e identifique-os no

esquema presente no Roteiro de experi-

mentação.

Cátodo é o eletrodo onde ocorre o processo de redução e,

nesse caso, está ligado ao polo negativo da fonte.

Ânodo é o eletrodo onde ocorre o processo de oxidação e,

nesse caso, está ligado ao polo positivo da fonte.

É importante ressaltar que as definições de cátodo e ânodo

se relacionam com o fato de ocorrer, respectivamente, redu-

ção e oxidação, e não com a polaridade.

No desenho, o ânodo é a placa de cobre ligada ao polo po-

sitivo da fonte e o cátodo, a placa de cobre ligada ao polo

negativo.

Nessa etapa, os alunos devem associar

a observação de evidências à ocorrência de

transformações no sistema envolvendo as pla-

cas de cobre e a solução de CuSO4 sob a ação

da corrente elétrica e perceber que, para que

esse cobre se forme, é necessária a transforma-

ção dos íons Cu2+ da solução.

Para auxiliar os alunos a responder às

últimas questões, você pode relembrá-los

de que a corrente elétrica é um fluxo de car-

gas, que podem ser elétrons ou íons. Pode

também retomar a observação de que, sem

corrente elétrica, não houve transformação

química nesse sistema e então perguntar:

Como a corrente elétrica participou da trans-

formação química? Como é possível explicar a

transformação de íons Cu2+ em Cu e a trans-

formação de Cu em íons Cu2+, considerando os

conhecimentos que você já possui sobre estru-

tura da matéria? Essas perguntas podem ser

respondidas se considerarmos que o processo

de transformação de íons Cu2+ em cobre me-

tálico envolve o ganho de dois elétrons – os

processos em que há ganho de elétrons são

chamados de redução. Pode-se dizer também

que a transformação do cobre metálico em

íons Cu2+ envolve a perda de dois elétrons –

os processos em que há perda de elétrons são

chamados de oxidação.

O sistema em que ocorre a redução

(Cu2+/Cu) é chamado cátodo, e na eletrólise

ele é o polo negativo. O sistema em que ocor-

re a oxidação (Cu/Cu2+) é chamado ânodo, e

na eletrólise ele é o polo positivo. Neste mo-

mento, pode-se discutir que a substância que

sofre oxidação é chamada de agente redutor,

pois provoca a redução da outra espécie, e a

substância que sofre redução é chamada de

agente oxidante, pois provoca a oxidação da

outra espécie.

Você pode auxiliar os alunos a compre-

ender que, simultaneamente, está ocorrendo

um processo de oxidação no polo positivo, no

qual o cobre metálico está se transformando

em íons Cu2+. Isso pode ser explicado se con-

siderarmos que a cor azulada da solução de

CuSO4 se mantém, o que significa que a con-

centração de íons Cu2+ também se manteve. Se

está ocorrendo uma retirada desses íons em

razão do processo de formação do cobre me-

tálico e a cor da solução se mantém, isso sig-

nifica que há fornecimento de íons Cu2+ para

a solução por meio do processo de oxidação

que está ocorrendo no polo positivo.

64

Pode-se atentar para o ganho de massa que

ocorrerá na placa de cobre ligada ao polo negati-

vo e para a perda de massa que ocorrerá na placa

de cobre ligada ao polo positivo do sistema. Es-

sas variações de massa serão iguais, pois os pro-

cessos de oxidação e de redução são simultâneos.

É importante discutir com os alunos como

a condução de corrente elétrica ocorre no sis-

tema submetido à eletrólise. Retomando as

ideias sobre condutibilidade elétrica dos ma-

teriais, estudadas no volume 1, sabe-se que,

nos metais, a condutibilidade ocorre por meio

da movimentação dos elétrons; portanto, é

dessa forma que flui a corrente elétrica pe-

los fios. E, na solução, a corrente elétrica flui

pela movimentação dos íons. Os cátions são

atraídos pelo polo negativo do sistema e se

movimentam em sua direção para, em segui-

da, receberem elétrons e sofrerem redução. Os

ânions, por sua vez, são atraídos pelo polo po-

sitivo e se movimentam em direção a ele, para

perderem elétrons e sofrerem oxidação.

No caso do sistema estudado, não é fácil

evidenciar a movimentação dos ânions e a

ocorrência da sua oxidação, pois essas são rea-

ções secundárias. Podemos citar como exem-

plo dessas reações a oxidação dos íons OH–

provenientes da autoionização da água:

H2O(l) H+(aq) + OH–(aq) (autoioniza-

ção da água)

4 OH–(aq) O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– (oxi-

dação dos íons OH–)

Para que os alunos apliquem os conheci-

mentos adquiridos sobre a participação da

corrente elétrica em reações químicas, pode-se

solicitar a eles uma pesquisa.

Procure saber como se dá um banho

de prata em bijuterias, talheres etc. e

conhecer também quais cuidados

tomar e o que se deve controlar para que as

bijuterias não “descasquem” facilmente.

Desafio!

1. Tente explicar por que a cor da solução

de sulfato de cobre não se altera.

O fato de a cor da solução de sulfato de cobre não ter se

alterado é indício de que a concentração de íons cobre

permaneceu constante. Isso se justifica considerando-

-se que ocorreram simultaneamente dois processos:

a oxidação, em que átomos de cobre (Cu) da placa

de cobre perdem elétrons, transformando-se em íons

Cu2�, que foram para a solução; e a redução, em que

íons Cu2�, que estavam na solução, recebem elétrons,

transformando-se em átomos de cobre, que se deposi-

tam na placa. Como a proporção entre as espécies que

participam dessas transformações é de 1 átomo de Cu

para 1 íon Cu2� e vice-versa, a concentração desse íon e,

portanto, a cor da solução não variam.

2. A massa da placa que está ligada ao

polo positivo deve aumentar ou dimi-

nuir? Justifique sua resposta.

A massa da placa ligada ao polo positivo deve diminuir

pois, nela, o cobre metálico está sendo oxidado a Cu2�.

Esses íons formados vão para a solução; portanto, a mas-

sa da placa diminui.

65


Os alunos poderão aplicar seus conhecimentos para pesqui-

sar como são feitos os banhos de prata em metais. Apren-

derão que o objeto a ser prateado deverá estar ligado ao

polo negativo (cátodo) de uma fonte de corrente contínua

e imerso em uma solução que contenha cátions de prata.

Ao polo positivo da fonte (ânodo) poderá estar ligada uma

placa de prata ou um material inerte (nesse caso, os átomos

de oxigênio da água da solução perderão elétrons).

H2O(l) 2 H�(aq) � ½ O

2(g) � 2 e� (ânodo)

2 Ag�(aq) � 2 e� 2 Ag(s) (cátodo)

Por analogia, os alunos poderão perceber que, por meio de

eletrólise, podem-se “recapear” objetos metálicos, fazendo

a eletrodeposição. São comuns banhos de ouro, de cromo,

de níquel, entre outros. Os materiais a sofrerem eletrodepo-

sição devem ser bons condutores de eletricidade. Atualmen-

te, muitos objetos plásticos (maus condutores de corrente

elétrica) são galvanizados. Para tanto, são limpos e depois

borrifados com uma substância condutora (às vezes, é usado

grafite). Após esse tratamento, o objeto é galvanizado.

As pesquisas também precisarão apontar que os objetos deverão

estar limpos e isentos de gordura e de impurezas para melhorar

a aderência da prata metálica formada e para que, dessa manei-

ra, não “descasquem” com facilidade. Os alunos poderão ainda

aprender sobre a importância do controle da intensidade da

corrente, pois esta determina a rapidez da deposição do metal:

correntes menos intensas determinam deposições mais lentas, o

que, em geral, melhora a aderência do metal depositado.


Ao final desta Situação de Aprendiza-

gem, os alunos devem ter compreendido

que reações de oxidorredução ocorrem com

o envolvimento de energia elétrica, em que

uma espécie perde elétrons e a outra ganha.

É importante que eles percebam que o for-

necimento de corrente elétrica pode pro-

vocar esse tipo de reação, como aconteceu

no experimento realizado. Neste momento,

também é desejável que saibam representar e

interpretar as semirreações que ocorrem em

processos simples de eletrólise.

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 7 COMO FUNCIONAM AS PILHAS

Esta Situação de Aprendizagem tem como

objetivo permitir que os alunos compreendam

o funcionamento das pilhas de maneira quali-

tativa. É proposto um experimento para levá-

-los a observar o que ocorre quando uma pilha

funciona e a usar modelos microscópicos para

explicar esse fenômeno. Num segundo momen-

to, pretende-se também que percebam que é

possível prever se uma determinada associação

de materiais poderá ou não formar uma pilha.

Conteúdos e temas: pilha e reatividade de metais.

Competências e habilidades: aplicar os modelos atômicos estudados para explicar as transformações ocorridas em uma pilha; compreender que existem reações químicas que ocorrem com transferência de elétrons e que podem gerar corrente elétrica; interpretar tabelas feitas com base em dados experimentais; reconhecer que os metais têm diferentes reatividades e aplicar essas ideias para prever a ocorrência de transformações químicas.

66

Atividade 1

Você poderá iniciar esta atividade retoman-

do algumas das ideias discutidas na Situação

de Aprendizagem 5. Podem ser feitas questões

como: O que é uma pilha? Dê exemplos de uso

de pilha.

As informações disponíveis até agora não

permitem que os alunos compreendam comple-

tamente o funcionamento de uma pilha; assim,

pode-se questionar: O que ocorre durante as trans-

formações químicas que possibilita o fornecimento

de corrente elétrica? Para responder a essa ques-

tão, será construída uma pilha com materiais di-

ferentes dos encontrados nas pilhas comerciais,

mas que funciona de maneira semelhante.

Caso não haja possibilidade de os alunos

executarem o experimento, pode-se fazê-lo de

maneira demonstrativa. Se não for possível,

de forma alguma, realizar o experimento, você

poderá desenhar na lousa o esquema da monta-

gem da pilha, descrever o que acontece e, simul-

taneamente, completar a tabela com os alunos.

Se o experimento for realizado pelos alunos, po-

de-se pedir que preencham a tabela com os dados

experimentais.

Construção de uma pilha de Daniel

Materiais e reagentes

100 mL de solução de sulfato de cobre pen-

taidratado (CuSO4 5 H2O), aproximada-

mente 1,0 mol L–1 (5 colheres de chá para

100 mL de solução);

100 mL de solução de sulfato de zinco heptai-

dratado (ZnSO4 7 H2O), aproximadamente

1,0 mol L–1 (6 colheres de chá para 100 mL

de solução);

palha de aço, água e sabão para limpar as

placas de cobre e de zinco;

placa de cobre;

placa de zinco;

dois pedaços de aproximadamente 20 cm de

fio de cobre;

pinça e algodão cortado no tamanho das

placas de zinco e de cobre;

cartão musical sem a bateria.

Procedimento

Parte 1

Limpe as placas de cobre e de zinco com pa-

lha de aço, água e sabão.

Sugestão de estratégias de ensino: obtenção e análise de resultados experimentais.

Sugestão de recursos: materiais para o experimento.

Sugestão de avaliação: participação nas discussões e nas aulas experimentais; respostas às questões propostas.

67


Prenda um fio na placa de cobre e outro na

placa de zinco.

Conecte o fio ligado na placa de zinco ao polo

negativo do cartão musical e o fio ligado na placa

de cobre ao polo positivo. Coloque as placas de

zinco e de cobre em contato.

Descreva suas observações.

Os alunos vão perceber que nada acontece com as placas

nem com o cartão.

Parte 2

Com uma pinça, pegue um pedaço de algo-

dão para curativos e mergulhe-o na solução

de sulfato de cobre. Pegue outro pedaço de

algodão e mergulhe-o na solução de sulfato

de zinco.

Monte o sistema conforme mostra a figura

a seguir, usando as placas limpas utilizadas

na Parte 1.

Atenção: cuidado para não deixar as placas

metálicas diretamente encostadas.

Represente por meio de desenhos o estado

inicial e o estado final do sistema em estu-

do. Não se esqueça de anotar quais reagentes

foram utilizados e se você observou alguma

modificação.

Os desenhos devem mostrar a mudança de cor, como su-

gerido na Figura 36.

Após o experimento, o aluno vai perceber que a placa de

cobre ficou mais opaca, dando a impressão de ter se for-

mado um depósito. Esse depósito tem uma cor castanha

semelhante à do cobre. Muitas vezes, quando os alunos

veem a cor castanha, concluem que a placa “enferru-

jou”. Se isso ocorrer, é importante questionar: De onde

veio o ferro? Tinha ferro no sistema? Essas perguntas

levam o estudante a refletir e a perceber que a colora-

ção observada não pode ser ferrugem. Como a monta-

gem foi feita com o algodão embebido na solução de

sulfato de cobre, não é possível perceber a mudança

de cor dessa solução.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

conector

Figura 35.

Figura 36.

68

a LED é uma pequena lâmpada que se acende mesmo com corrente elétrica de intensidades baixas. Pode ser en-contrado em lojas de material elétrico.

Metal

Coloração Brilho Massa (g)

Inicial Final Inicial Final Inicial Final

Placa de cobre (Cu)

Castanho- -avermelhado

Castanho mais escuro (mais avermelhado do que no início)

Brilhante OpacoMaior do que a inicial

Placa de zinco (Zn)

CinzaCinza com aparência desgastada

Brilhante OpacoMenor do que a inicial

Na Parte 1 do experimento, o sistema será

montado sem solução para que os alunos ob-

servem que nada ocorre e que o cartão musical

não toca. Na Parte 2, os algodões embebidos

nas soluções são adicionados, e os alunos ou-

virão o cartão musical tocar. Caso haja algum

aluno deficiente auditivo na sala, você pode

substituir o cartão por um LEDa.

Recomenda-se que a pilha fique monta-

da por aproximadamente 2 minutos e depois

seja desmontada para mostrar o aspecto final

das placas de zinco e de cobre. Os alunos po-

derão, então, completar suas tabelas e com-

parar os aspectos das placas antes e depois

da realização da Parte 1 e da Parte 2 do ex-

perimento. A placa de zinco deverá assumir

uma coloração escura depois da Parte 2 do

experimento. Para que a transformação fique

mais visível, seria interessante lavar ambas as

placas e compará-las com placas limpas que

não sofreram transformação. O desgaste da

placa de zinco é visível. Caso disponha de uma

boa balança, você pode pesar as placas antes

e depois; os alunos verificarão que a massa da

placa de zinco diminuiu e que a massa da pla-

ca de cobre aumentou. Para que mudanças

mensuráveis nas massas possam ser observa-

das, sugere-se deixar a pilha funcionando por

mais de 4 minutos.


1. Ao terminar a Parte 1 do experimento, foi

observada alguma evidência de transfor-

mação química?

Não se observou nenhuma evidência de transformação quí-

mica.

2. Para que o cartão musical toque, é neces-

sário energia. Como ela foi obtida? Você

diria que ocorreu transformação química

durante a realização da Parte 2 do experi-

mento? Explique.

A energia que fez soar a música do cartão foi obtida quando

as placas metálicas e a solução foram colocadas em contato.

A transformação química foi evidenciada pela mudança no

brilho e na coloração das placas.

Tabela 18.

Observações

69


eletrólise, no qual a corrente elétrica foi uti-

lizada para que ocorresse uma transforma-

ção química.

A discussão pode, então, ser aprofundada

para o nível microscópico de modo a explicar

as transformações que estão ocorrendo na pi-

lha. A seguir, são apresentadas, para subsidiar

a aula, sugestões de questões cujas respostas

devem ser discutidas e, em seguida, registradas

no Caderno do Aluno.


1. Faça um desenho que represente os íons

cobre na solução de CuSO4 e os átomos

de cobre metálico na placa. Discuta se-

melhanças e diferenças entre essas duas

espécies.

Os alunos poderão fazer diferentes representações. É impor-

tante, entretanto, que o professor não aceite que a diferen-

ciação entre os íons cobre II e os átomos de cobre seja feita

por meio de cores. Essa é uma visão substancialista, que deve

ser evitada. Por substancialismo entende-se a atribuição das

propriedades das substâncias aos átomos que as compõem;

por exemplo, um átomo de cobre não é avermelhado, o me-

tal cobre sim. O que deve ficar claro é que os íons cobre II

apresentam dois elétrons a menos em sua eletrosfera do que

o número de prótons em seu núcleo. Eles estarão na solução

solvatados por moléculas de água (cada íon estará cercado

por moléculas de água). Os átomos de cobre metálico esta-

rão unidos por ligações metálicas.

2. Medindo a massa da placa de cobre antes

do experimento e depois dele (Parte 2),

percebe-se que nela ocorre um aumento

de massa. Com base nesse dado e na sua

resposta à questão 1, você acredita que

3. Retome o texto lido na Situação de Apren-

dizagem 5 e tente explicar como a energia

elétrica foi obtida.

Pode-se concluir que a energia elétrica foi obtida a partir das

transformações químicas que ocorreram no sistema formado

pela placa de cobre e a solução de sulfato de cobre e pela

placa de zinco e a solução de sulfato de zinco.

4. Compare os resultados obtidos na Parte 2

do experimento com o que você observou

no experimento de eletrólise da solução de

CuSO4 (Situação de Aprendizagem 6, ter-

ceiro experimento). Quais semelhanças e

quais diferenças podem ser observadas?

Semelhanças: nos dois experimentos, uma placa de cobre fi-

cou mais escura e opaca, dando a impressão de um depósito.

Diferenças: no terceiro experimento da Situação de Apren-

dizagem 6, a transformação só ocorreu depois do forneci-

mento de energia. Na montagem do experimento só foram

utilizadas placas de cobre. Neste experimento observou-se

uma transformação que produziu energia elétrica, e, além da

placa de cobre, utilizou-se uma placa de zinco.

Desafio!

Releia sua resposta ao Desafio! proposto

na atividade 2 da Situação de Aprendizagem 5

e defina novamente pilha e eletrólise.

Pilha é o sistema em que ocorrem transformações

químicas que produzem energia elétrica. Eletrólise é o

sistema em que a corrente elétrica provoca transfor-

mações químicas.

Neste momento, é desejável que os alu-

nos compreendam que houve uma trans-

formação química que produziu corrente

elétrica, diferentemente do experimento da

70

os íons cobre se transformaram em cobre

metálico ou o contrário? Represente essa

transformação por meio de uma equação

química. Justifique.

Os íons cobre se transformaram em cobre metálico, e a for-

mação de um depósito de cobre sobre a placa de cobre me-

tálico evidencia essa transformação. O aumento de massa é

mais um indício.

Cu2� (aq) � 2 e� Cu(s)

3. De acordo com o que você estudou na Si-

tuação de Aprendizagem 6, a reação que

ocorreu na placa de cobre foi de redução

ou de oxidação? Justifique.

O processo que ocorreu na placa de cobre foi uma reação de

redução, pois íons Cu2�, ganhando elétrons, transformaram-se

em átomos de cobre, que depois se depositaram na placa.

4. Lembrando que é chamado de cátodo o

eletrodo onde ocorre a reação de redução

e de ânodo o eletrodo onde ocorre a reação

de oxidação, a região da placa de cobre se-

ria o cátodo ou o ânodo da pilha?

Seria o cátodo da pilha, pois foi onde ocorreu a redução.

5. No experimento, o fio ligado à placa de co-

bre estava em contato com o polo positivo

ou negativo da pilha?

Estava ligado ao polo positivo. Nesse caso, talvez seja im-

portante ressaltar que o polo é o contrário do observado na

eletrólise.

A questão 1 procura levar o aluno a dife-

renciar os íons cobre do cobre metálico. Os

alunos costumam ter muita dificuldade em

perceber que íons cobre têm características di-

ferentes do cobre metálico, pois é comum cha-

marmos os dois simplesmente de cobre.

Nem sempre se consegue perceber que hou-

ve um depósito de cobre na placa de cobre;

por isso, a questão 2 fornece a informação de

que a massa aumentou nessa placa.

As questões 2 e 3 procuram levar os alu-

nos a concluir que houve uma transformação

de íons cobre em cobre metálico. Como eles

já estudaram o modelo de Rutherford-Bohr e

discutiram os conceitos de oxidação e de redu-

ção na Situação de Aprendizagem 6, é possí-

vel concluir que, para passar de Cu2+ para Cu,

é necessário ganhar dois elétrons; portanto, os

íons cobre sofrerão uma redução.

As questões 4 e 5 buscam reforçar o con-

ceito – visto na Situação de Aprendizagem 6

– de que o cátodo é sempre o eletrodo onde

acontece a redução, mas o polo do cátodo na

eletrólise é negativo e na pilha é positivo. Esse

conceito é importante, pois os alunos costu-

mam acreditar que o cátodo é sempre o polo

positivo, independentemente de se tratar de

pilha ou de eletrólise.

Ao final da discussão das questões de 1 a

5, pode-se perguntar: De onde vêm os elétrons

para que ocorra a reação de redução estudada?

Você pode, então, relembrá-los das ca-

racterísticas da placa de zinco depois do ex-

perimento e propor as seguintes questões (as

respostas deverão ser novamente discutidas e

registradas no Caderno do Aluno):

6. Observando a placa de zinco antes e depois

do experimento, você diria que ela sofreu

aumento de massa ou desgaste? Justifique.

71


A placa parece ter se desgastado, pois ficou opaca e não deu a

impressão de ter se formado nenhum depósito em sua superfície.

7. Qual é a diferença entre Zn2+ e Zn? Na pla-

ca de zinco, encontra-se qual das duas for-

mas de zinco? E na solução de ZnSO4?

Zn é a forma metálica do zinco; ele representa a forma atô-

mica, com carga zero. No Zn2�, o zinco está na forma iônica e

possui duas cargas positivas, mostrando que perdeu elétrons.

Na placa de zinco encontra-se o zinco na forma metálica;

portanto, Zn. Na solução há íons zinco; portanto, Zn2�.

8. Considerando que a massa da placa de zin-

co diminuiu após o funcionamento da pilha,

você diria que o Zn2+ se transformou em Zn

ou o contrário? Represente essa transforma-

ção por meio de uma equação química.

Como a massa diminuiu, o zinco metálico transformou-se

em íons zinco. Se tivesse acontecido o contrário, a massa da

placa teria aumentado, pois haveria formação de zinco me-

tálico, que ficaria depositado na superfície dessa placa.

Zn(s) Zn2�(aq) � 2e� ou Zn(s) � 2e� Zn2�(aq)

9. Na transformação considerada na ques-

tão anterior, o zinco perdeu ou ganhou

elétrons? Ele sofreu redução ou oxidação?

Justifique.

O zinco perdeu elétrons; portanto, sofreu oxidação.

10. A região da placa de zinco seria o cátodo

ou o ânodo da pilha? Justifique.

Como na região da placa de zinco ocorreu a oxidação, ela é

o ânodo da pilha.

11. No experimento, o fio ligado à placa de

zinco estava em contato com o polo positi-

vo ou negativo da pilha?

O fio estava em contato com o polo negativo da pilha. É im-

portante ressaltar que o polo é exatamente o contrário do

observado na eletrólise.

Como síntese, pode-se elaborar uma tabela com os alunos:

Polo (+) Polo (–)

Pilhas Cátodo (ocorre redução)

Ânodo (ocorre oxidação)

Eletrólise Ânodo (ocorre oxidação)

Cátodo (ocorre redução)

As questões de 6 a 9 deverão levar os alunos

a perceber que o desgaste (corrosão) da placa de

zinco mostra que esse metal deve ter se transfor-

mado em íons Zn2+. Às vezes, esse desgaste não

fica muito evidente no experimento; por isso, for-

nece-se o dado de que a massa da placa de zinco

diminuiu. Depois da discussão das questões an-

teriores, você pode retomar a questão: De onde

vieram os elétrons para a redução dos íons cobre?

Deve-se, então, concluir que os íons Cu2+

ganharam elétrons provenientes da perda de

elétrons ocorrida no zinco.

Com as questões 10 e 11, pretende-se levar

os alunos a compreender que, no ânodo, ocor-

re a oxidação e que, na pilha, esse processo

ocorre no polo negativo, enquanto na eletróli-

se ocorre no positivo.

Para concluir a discussão, podem-se pro-

por aos alunos as questões a seguir.

1. Comente a frase: “Quando ocorre

uma reação de redução, sempre deve

acontecer outra reação que seja de oxidação”.

Tabela 19.

72

É importante que o aluno perceba que, sempre que

ocorre uma reação de redução, deve acontecer uma rea-

ção de oxidação e vice-versa. Podemos concluir isso, pois

na redução ocorre um ganho de elétrons; logo, esses

elétrons devem vir de uma espécie que perdeu elétrons.

Da mesma maneira, se uma espécie perde elétrons, esses

elétrons devem ser consumidos em outro processo, que

é a redução.

2. Com base nas equações de oxidação e re-

dução, escreva a equação que representa a

reação global ocorrida com as pilhas:

a) Cu2+(aq) + 2 e– Cu(s) (semirreação de

redução)

Zn(s) � 2 e� Zn2+(aq) ou Zn(s)

Zn2+(aq) + 2 e– (semirreação de oxidação)

Desafio!

Observe o esquema a seguir e explique como os elétrons foram transferidos da placa de zinco para a placa de cobre e como os íons se movi-mentam no sistema. Considere a condução da corrente elétrica nos fios, nas soluções e a fun-ção da ponte salina.

As reações de oxidação e redução acontecem na inter-

face metal/solução. Na oxidação, o átomo de zinco (Zn)

perde dois elétrons e passa para a solução na forma de

íons zinco (Zn2�(aq)). Por causa dessa reação, ocorre um

fluxo de elétrons através do fio em direção ao eletrodo de

cobre. O “excesso” de elétrons na interface da placa

de cobre com a solução atrai os íons cobre (positivos), que

reagem com esses elétrons, transformando-se em cobre

metálico. Portanto, no fio metálico ocorre uma corrente

elétrica por meio de um fluxo de elétrons.

Para que o circuito seja fechado é necessário que também

haja condução da corrente elétrica através da solução. Nes-

se caso, no entanto, a condução não acontece pela movi-

mentação de elétrons, mas pela movimentação de íons na

solução. No eletrodo onde está acontecendo a oxidação

aparece um excesso de cargas positivas, pois estão se for-

mando íons zinco; assim, os ânions migram nessa direção.

Já no eletrodo de cobre aparece uma deficiência de cargas

positivas, pois os íons cobre estão se reduzindo, e os cátions

migram nessa direção. A ponte salina, portanto, tem a fun-

ção de conectar as duas soluções e permitir a condução da

corrente elétrica através delas, fechando assim o circuito.

Cu2�(aq) � 2 e� Cu(s) semirreação de redução

Zn(s) � 2 e� Zn2�(aq) semirreação de oxidação

Cu2�(aq) � Zn(s) Zn2�(aq) + Cu(s) reação global

b) H2(g) 2 H+(aq) + 2 e�

Ag�(aq) + e� Ag(s)

H2(g) 2 H�(aq) � 2e� semirreação de oxidação

2 Ag�(aq) � 2e� 2 Ag(s) semirreação de redução

H2(g) � 2 Ag�(aq) 2 Ag(s) � 2 H�(aq) reação global

Lembre os alunos de que, no balanceamento, o número de

elétrons perdidos na oxidação do hidrogênio deve ser igual

ao número de elétrons ganhos na redução da prata. Por isso, a

equação que representa a redução da prata é multiplicada por 2.

É importante, ainda, discutir algumas ca-

racterísticas da pilha. Isso pode ser feito com

auxílio do desafio a seguir.

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laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

solução de CuSO4 1 mol · L–1 solução de ZnSO4 1 mol · L–1

Figura 37.

73


Se houver possibilidade, monte a pilha

de Daniel usando praticamente os mesmos

materiais mencionados no Desafio!. Em vez

de usar um voltímetro, poderá ser usado um

circuito de cartão musical (como o usado no

experimento Construção de uma pilha de

Daniel) ou um LED, para mostrar a produ-

ção de corrente elétrica. A ponte salina pode

ser feita com vários barbantes de algodão en-

rolados, embebidos em bastante solução de

KCl ou NaCl. Para que a corrente no circuito

seja suficiente para tocar o cartão ou acen-

der a lâmpada, é importante que os fios não

sejam muito compridos, não tenham conec-

tores (preferencialmente) e sejam amarrados

diretamente nas placas. Montando a pilha,

você poderá mostrar que ela não funciona

sem a ponte salina. Caso não seja possível

realizar a montagem dessa maneira, você po-

derá reproduzir o esquema da pilha na lousa

e discutir seu funcionamento. Deve-se ressal-

tar que não é suficiente a presença das solu-

ções, mas elas devem estar em contato para

que ocorra condução da corrente elétrica e a

pilha funcione.

Atividade 2

O objetivo desta atividade é levar os alu-

nos a compreender que há associações de

metais e soluções de cátions metálicos que

podem ou não levar a reações de oxidorre-

dução. O estudo pode ser iniciado com a se-

guinte questão:

1. Dê exemplos de pilhas e baterias que você

conhece. Com que metais elas são fabri-

cadas?

Espera-se que os alunos citem exemplos de algumas pilhas

e baterias e tentem imaginar do que elas são feitas. Alguns

alunos podem, por exemplo, saber que a bateria de carro é

feita de chumbo e de um ácido. A intenção aqui é levá-los

a pensar se na construção das pilhas são sempre usados os

mesmos materiais.

O objetivo é levar os alunos a comparar

as pilhas e baterias que conhecem e a cons-

tatar que elas não são todas iguais, ou seja,

construídas com os mesmos materiais. Pode-

-se também despertar a curiosidade deles com

mais uma questão: É possível prever em uma

associação de metais e soluções iônicas quais

processos de oxidação e de redução ocorrerão?

Essa resposta virá no decorrer desta atividade.

É possível que, ao final da atividade 1, os

próprios alunos já questionem se é possível fa-

zer pilhas com outros metais e como eles po-

dem ser escolhidos. Nesse caso, é possível usar

as próprias indagações dos alunos para iniciar

a atividade.

Em seguida, proponha o seguinte experi-

mento:

74

Analisando a reatividade de alguns metais em presença de soluções que contêm cátions desses metais

Materiais

cobre (um pedaço de fio ou raspas);

magnésio (um pedaço de fita ou aparas);

ferro (prego ou raspas);

soluções de aproximadamente 1 mol L–1 de

sulfato de ferro II (aproximadamente 3 co-

lheres de chá para 100 mL de solução), sulfa-

to de magnésio (aproximadamente 3 colheres

de chá para 100 mL de solução) e sulfato de

cobre (aproximadamente 5 colheres de chá

para 100 mL de solução);

9 tubos de ensaio numerados;

uma proveta de 10 mL.

Procedimento

Em três tubos de ensaio (1, 2 e 3), coloque

aproximadamente 2 mL de solução de FeSO4.

Adicione ferro no tubo 1, cobre no tubo 2 e

magnésio no tubo 3. Observe.

Em outros três tubos de ensaio (4, 5 e 6), co-

loque aproximadamente 2 mL de solução de

CuSO4. Adicione ferro no tubo 4, cobre no

tubo 5 e magnésio no tubo 6. Observe.

Em outros três tubos de ensaio (7, 8 e 9), co-

loque aproximadamente 2 mL de solução de

MgSO4. Adicione ferro no tubo 7, cobre no

tubo 8 e magnésio no tubo 9. Observe.

Represente, por meio de desenhos, o estado

inicial e o estado final de cada sistema em

estudo (tubo). Não se esqueça de anotar

quais reagentes foram utilizados e se você

observou alguma modificação.

MetaisÍons

Fe2+ Cu2+ Mg2+

Ferro Nada ocorre (tubo 1)Formação de um depósito vermelho (de cobre) sobre o ferro; descoramento da solução (tubo 4)

Nada ocorre (tubo 7)

Cobre Nada ocorre (tubo 2) Nada ocorre (tubo 5) Nada ocorre (tubo 8)

Magnésio Formação de um depósito escuro na superfície do magnésio (tubo 3)

Formação de um depósito (cobre) na superfí-cie do magnésio (tubo 6)

Nada ocorre (tubo 9)


1. Construa uma tabela com os dados obti-

dos no experimento. Como sugestão para

elaborar a tabela, você pode colocar em di-

ferentes linhas os metais testados e nas co-

lunas as soluções utilizadas (ou vice-versa).

Uma forma de construir a tabela é a seguinte:

Tabela 20.

75


2. Observando os dados da tabela, você diria

que as reatividades dos metais com essas

soluções são as mesmas? É possível estabe-

lecer uma ordem de reatividade?

A reatividade não é a mesma, pois o metal magnésio reage

com duas soluções, o metal cobre não reage com nenhuma

e o metal ferro reage com uma. Com esses dados podemos

montar a ordem crescente de reatividade: Cu, Fe e Mg.

3. Os resultados obtidos no tubo 4 sugerem que

há formação de um depósito de cobre metá-

lico sobre o ferro. Nesse caso, os íons Cu2+

da solução sofreram oxidação ou redução?

Justifique sua resposta e escreva a equação

química que representa essa semirreação.

Os íons cobre sofreram redução, já que formaram um depó-

sito de cobre metálico sobre o ferro.

Cu2�(aq) � 2 e� Cu(s)

4. Levando em conta sua resposta à questão

anterior, o ferro deve ter sofrido oxidação

ou redução? Como você chegou a essa con-

clusão? Escreva a equação que representa

essa semirreação.

O ferro sofreu oxidação. Levando em conta que sempre que

ocorre uma reação de redução deve haver uma reação de oxi-

dação, o ferro foi oxidado, já que os íons cobre foram reduzidos.

Fe(s) Fe2�(aq) � 2 e�

5. Explique os resultados obtidos nos tubos 3

e 6. Escreva as equações que representam as

duas semirreações observadas em cada caso.

Os resultados mostram que nos dois casos houve formação de

um depósito sobre o magnésio, indicando a redução dos íons

da solução; portanto, houve oxidação do magnésio metálico.

Tubo 3

Fe2�(aq) � 2e� Fe(s) semirreação de redução

Mg(s) Mg2�(aq) � 2e� semirreação de oxidação

Tubo 6

Cu2�(aq) � 2 e� Cu(s) semirreação de redução

Mg(s) Mg2�(aq) � 2 e� semirreação de oxidação

6. Levando em consideração a ordem de rea-

tividade que você estabeleceu e as respostas

às outras questões, é possível afirmar que o

metal mais reativo é aquele que tem maior

tendência a sofrer oxidação ou redução?

Qual é a tendência dos cátions dos metais

menos reativos?

Percebe-se, pela ordem de reatividade construída, que o me-

tal mais reativo é aquele que tem maior tendência a sofrer

oxidação. A tendência dos cátions dos metais menos reativos

é se reduzirem para a forma metálica.

7. Se pudéssemos fazer experimentos seme-

lhantes a esse utilizando outros metais e

soluções dos seus respectivos cátions, po-

deríamos ampliar a série de reatividade

construída? Justifique.

Sim, seria possível fazer um experimento semelhante utili-

zando vários cátions e ordenando-os segundo a ordem cres-

cente ou decrescente de reatividade.

8. Descreva um experimento que possibilite

comparar o níquel e o ferro, considerando

sua reatividade.

Seria possível colocar uma solução de íons ferro em dois tubos

de ensaio, mergulhar um pedaço de níquel em um deles e um

pedaço de ferro no outro. Em outros dois tubos de ensaio seria

possível colocar uma solução de íons níquel e mergulhar ferro

metálico em um tubo e níquel metálico em outro.

Talvez algum aluno, que já consiga trabalhar melhor com va-

riáveis, perceba que não é necessário fazer o experimento do

metal com seus próprios íons. Desse modo, como são apenas

dois metais, aquele que reagir com os íons do outro será o

mais reativo. Para essa questão, não se espera que os alunos

76

concluam que o ferro é mais reativo do que o níquel, pois

esse experimento não foi realizado.

Para concluir a atividade, você pode infor-

mar os alunos de que existem séries de reativi-

dades que apresentam os elementos metálicos

conhecidos e mostram a facilidade com que

sofrem redução ou oxidação quando combi-

nados com outros. Com essas informações,

pode-se pensar quais associações de metais/

íons vão resultar na ocorrência de reações de

oxidorredução espontâneas. Considerando

que são esses tipos de reação que possibilitam

o funcionamento das pilhas, é possível, com

base nisso, escolher materiais que podem ser

empregados na sua construção.

Desafio!

A seguir, temos uma série de reatividade

com alguns metais em ordem crescente de

tendência de oxidação.

Ouro < platina < prata < mercúrio < cobre < chumbo < estanho < níquel < cobalto < ferro < cromo < zinco < manganês < alumí-nio < magnésio < sódio < cálcio < potássio.

1. Reescreva essa série utilizando os símbo-

los dos elementos químicos.

Au < Pt < Ag < Hg < Cu < Pb < Sn < Ni < Co < Fe < Cr < Zn

< Mn < Al < Mg < Na < Ca < K

2. Escolha dois desses metais que, associa-

dos, possam formar uma pilha e cons-

trua um esquema (semelhante ao da ati-

vidade 1) de como essa pilha poderia ser

montada. Não se esqueça de identificar

os polos onde ocorrerá a redução e onde

ocorrerá a oxidação.

Ocorrerá redução dos íons prata no polo positivo, com

depósito de prata metálica neste eletrodo, e oxidação do

magnésio metálico no polo negativo (eletrodo de mag-

nésio). É importante que os alunos percebam, pela série

de reatividade, que, como o magnésio é mais reativo do

que a prata, ele sofrerá oxidação e os íons prata serão

reduzidos. Esse é só um exemplo, pois os alunos poderão

montar pilhas com vários metais da série. O metal mais

reativo será o que sofrerá oxidação. Para esse exemplo,

o desenho seria semelhante ao mostrado na Figura 38.

Figura 38.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

v+ –

Mg2+ Ag+

K+ Cl–

Mg Ag

77


placa de chumborecoberta com PbO2

placas de chumborecobertas comchumboesponjoso

H2SO4(aq)

placas de chumborecobertas com PbO2

solução de ácido sulfúrico

voltímetro

É interessante propor a análise dos dese-

nhos que representam algumas pilhas – assim

como as transformações químicas que nelas

ocorrem.

Identifique, nas reações das pilhas

esquematizadasa a seguir, o cátodo,

o ânodo, a reação que ocorre no

polo positivo e a que ocorre no polo negativo.

Zn(s) � 2 e� Zn2�(aq) oxidação (ânodo), polo negativo

MnO2(s) � 2 H

2O(l) + 2 e� Mn(OH)

2(s) � 2 OH�(aq) redução (cátodo), polo positivo

Pb(s) + HSO4 (aq) � 2 e� PbSO

4(s) � H�(aq) oxidação (ânodo), polo negativo

PbO2(s) + HSO

4 (aq) � 3 H�(aq) + 2 e� PbSO

4(s) � 2 H

2O(l) redução (cátodo), polo positivo

�

�

envoltório de aço + papelão + plástico

© C

laud

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ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

Zn(s) � 2e� Zn2+(aq)MnO2(s) + 2 H2O(l) + 2e– Mn(OH)2(s) + 2 OH� (aq)

Zn(s) + MnO2(s) + 2 H2O(l) Zn2+ (aq) + Mn(OH)2(s) + 2 OH– (aq)

Pb(s) + HSO4 (aq) – 2e� PbSO4(s) + H+(aq)

PbO2(s) + HSO4 (aq) + 3 H+(aq) + 2e� PbSO4(s) + 2 H2O(l)

Pb(s) + PbO2 (s) + 2 HSO4 (aq) + 2 H+(aq) 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)�

�

© C

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skas

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Edi

tori

al

a Ilustrações adaptadas de: GEPEQ (Grupo de Pesquisa em Educação Química). Interações e transformações III: Química e sobrevivência – atmosfera: Livro do aluno. São Paulo: Edusp, 1998. p. 74-76.

Figura 39. Pilha seca comum.

Figura 40. Bateria de chumbo-ácido.

�

78

© C

laud

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ipin

skas

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Cla

udio

Rip

insk

as/R

2 E

dito

rial

Cd(s) + 2 OH�(aq) – 2e� Cd(OH)2(s)

NiO2 (s) + 2 H2O(l) + 2e� Ni(OH)2 (s) + 2 OH� (aq)

Cd(s) + NiO2(s) + 2 H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

Zn(s) + 2 OH�(aq) – 2e� Zn(OH)2(s)

HgO(s) + H2O(l) + 2e� Hg(l) + 2 OH� (aq)

Zn(s) + HgO(s) + H2O(l) Zn(OH)2(s) + Hg(l)

Cd(s) � 2 OH�(aq) � 2 e� Cd(OH)2(s) oxidação (ânodo), polo negativo

NiO2(s) � 2 H

2O(l) � 2 e� Ni(OH)

2(s) � 2 OH�(aq) redução (cátodo), polo positivo

Zn(s) + 2 OH�(aq) � 2 e� Zn(OH)2(s) oxidação (ânodo), polo negativo

HgO(s) � H2O(l) � 2 e� Hg(l) � 2 OH�(aq) redução (cátodo), polo positivo

A seguir, pode-se perguntar se os alunos

conhecem suas aplicações e, caso seja de seu

interesse, discuti-las. A pilha seca comum

pode ser usada em rádios, relógios, contro-

les remotos etc.; a bateria de chumbo-ácido

é usada em automóveis; a pilha de níquel-

absorventecom KOH(aq)

HgO

passagem de ar

separadorvoltímetro

placa negativa eletrodos porososplacapositiva

e– e–

Figura 41. Pilha de níquel-cádmio (recarregável).

Figura 42. Pilha de mercúrio.

79


-cádmio é muito usada em baterias de telefo-

nes celulares, máquinas fotográficas digitais

etc.; e a pilha de mercúrio é usada em peque-

nos aparelhos, como relógios e calculadoras.

A pilha de íons lítio, muito usada atualmente

em celulares, não foi mencionada, pois será

abordada com mais detalhes na Situação de

Aprendizagem 8.

Também podem ser solicitadas pesquisas:

A bateria de automóvel é um dis-

positivo que envolve reações quí-

micas que produzem energia elé-

trica. Pesquise se a bateria pode ser considerada

uma pilha e por que tem esse nome.

Essa pesquisa é interessante para perceberem que se deno-

mina bateria o sistema onde há mais de uma pilha associada.

Procure observar, em situações do co-

tidiano, metais que estão em contato

entre si, como um parafuso de ferro

usado em uma janela de alumínio. Essas asso-

ciações de metais também formam pilhas? Se

formarem pilhas, um desses metais vai se des-

gastar (corrosão)? Por quê? Caso ocorra esse

desgaste, o que poderia ser feito para evitá-lo?

Essa atividade leva o aluno a refletir que as pilhas não são

apenas dispositivos usados para obter energia elétrica, mas

que elas também estão associadas ao fenômeno da corro-

são. Quando dois metais diferentes são associados e existe

um meio condutor, forma-se uma pilha. Nessa pilha, o ânodo

sofre corrosão e se desgasta. A corrosão é responsável por

grandes perdas econômicas e, por isso, procuramos meios de

evitá-la, por exemplo, não permitindo o contato direto entre

dois metais diferentes ou pintando os objetos metálicos.


Espera-se que, ao final desta Situação de

Aprendizagem, os alunos compreendam que

existem transformações químicas espontâneas

que geram corrente elétrica e saibam representá-

-las por meio de equações. Também é dese-

jável que compreendam que uma pilha é for-

mada por um cátodo e um ânodo e que a

condução da corrente elétrica pode acontecer

através de um fio (movimento de elétrons) ou

de uma solução (movimento de íons). É im-

portante eles perceberem que os metais têm

reatividades diferentes e que pela construção

de uma série de reatividade é possível prever

qual é o cátodo e qual é o ânodo de uma pilha.

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 8 IMPACTOS AMBIENTAIS RELACIONADOS AO USO DE PILHAS E

BATERIAS E AO PROCESSO DE ELETRÓLISE

Esta Situação de Aprendizagem tem

como objetivo discutir os impactos am-

bientais que podem ser causados pelo uso

de pilhas e baterias e pelo processo de ele-

trólise. Para isso, na atividade 1, utilizare-

mos como desencadeador de ideias um tex-

80

to que aborda vantagens e desvantagens do

uso de baterias de lítio. A partir daí, será

feita uma análise comparativa do funcio-

namento de diferentes pilhas e dos impac-

tos ambientais que podem estar relaciona-

dos ao seu descarte.

Na atividade 2, será proposta uma análi-

se dos impactos ambientais que podem ser

associados ao alto consumo de energia elé-

trica na utilização industrial do processo de

eletrólise e na construção das usinas hidre-

létricas.

Conteúdos e temas: impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e baterias e ao processo de eletrólise.

Competências e habilidades: compreender os impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e bate-rias e ao processo de eletrólise; avaliar como a composição das pilhas pode influenciar em possíveis im-pactos; relacionar os impactos causados pelo uso industrial dos processos de eletrólise com as discussões sobre a viabilidade do uso de diferentes fontes de energia.

Sugestão de estratégias de ensino: leitura e discussão de textos; debates; realização de pesquisas.

Sugestão de recursos: textos e esquema.

Sugestão de avaliação: respostas às questões; participação nas aulas.

Atividade 1

Você poderá iniciar a atividade 1 retomando

as ideias sobre impactos ambientais discutidas

na Situação de Aprendizagem 5 e propondo a

leitura de um texto que trate de diferentes tipos

de pilhas, seus usos, vantagens e desvantagens.

Um exemplo de texto que pode ser utilizado bem

como questões para direcionar sua discussão são

apresentados a seguir.

Existe uma bateria ideal?

Há muitos aspectos que podem ser conside-

rados ao analisar os pontos positivos e negativos

de uma bateria. Durabilidade, quantidade de

energia fornecida em relação à massa da bate-

ria, custo, portabilidade, segurança e impactos

ambientais associados ao seu descarte e à sua

produção são alguns deles.

Por muito tempo, a bateria mais utilizada em

aparelhos portáteis continha os metais níquel e

cádmio. Porém, no início da década de 1990, sur-

giu uma bateria que apresentou vantagens sobre

ela: a bateria de íon lítio.

Nela são utilizados compostos que contêm

íons lítio e soluções condutoras não aquosas,

constituídas por substâncias orgânicas, em reci-

pientes selados. Tem-se, então, um sistema que

possibilita uma recarga segura da bateria, asso-

ciado a um fornecimento de energia considera-

do vantajoso. Os materiais utilizados possuem

baixa densidade, o que possibilita uma relação

energia/massa que é o dobro daquela apresenta-

da por uma bateria de níquel-cádmio.

81


Em 1991, foi comercializada a primeira bate-

ria de íon lítio. Avalia-se hoje que essas baterias

não necessitam de manutenção frequente e não

possuem o chamado “efeito memória” (como

acontece com a bateria de níquel-cádmio), o que

quer dizer que seu bom funcionamento não está

condicionado ao fato de que a bateria precisa es-

tar totalmente descarregada antes de ser subme-

tida ao recarregamento.

Os custos ambientais relacionados ao seu

descarte não são considerados altos, pois esse

tipo de bateria não utiliza metais pesados, que

são prejudiciais ao meio ambiente, como mercú-

rio, cádmio e chumbo.

Porém, há aspectos negativos que devem ser

apontados. A corrosão do invólucro externo li-

bera o solvente empregado, que é inflamável e

tóxico, e, se o descarte da bateria não for feito de

forma correta, pode ocasionar a contaminação

do solo e da água. O custo dessa bateria ainda é

considerado alto (cerca de 40% a mais do que o

das baterias de níquel-cádmio).

Podemos concluir, então, que a escolha de

qual bateria utilizar para cada aplicação deve

ser orientada tanto por aspectos técnicos e

econômicos quanto por questões relaciona-

das aos impactos ambientais decorrentes des-

ses usos.

Elaborado por Isis Valença de Sousa Santos e Maria Fernanda Penteado Lamas especialmente para o São Paulo

faz escola.

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Edi

tori

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1. Quais aspectos podem ser considerados para

avaliar as vantagens e as desvantagens asso-

ciadas ao uso de diferentes tipos de bateria?

Alguns aspectos citados no texto: durabilidade; quantidade

de energia fornecida em relação à massa da bateria; custo;

portabilidade; segurança; e impactos ambientais associados

à sua produção e ao seu descarte.

2. Quais são os componentes de uma bateria

de íon lítio? Quais são as vantagens e as

Figura 43. Representação de uma pilha de lítio.

82

desvantagens associadas ao uso desse tipo

de bateria?

Na bateria de íon lítio são utilizados compostos que contêm

íons lítio e soluções condutoras não aquosas, constituídas por

substâncias orgânicas, em recipientes selados. Algumas vanta-

gens dessa bateria são: apresenta recarga segura associada a

um fornecimento de energia vantajoso; relação energia/massa

é o dobro da apresentada por uma bateria de níquel-cádmio;

não possui o chamado “efeito memória”; e não possui metais

pesados. Algumas desvantagens são: a corrosão do invólucro

externo libera o solvente empregado, que é inflamável e tóxi-

co; o descarte inadequado pode ocasionar a contaminação do

solo e da água; e o custo é mais alto do que o de outras baterias.

3. Em sua opinião, considerando os impactos

ambientais decorrentes da utilização de ba-

terias, existe uma bateria ideal? Por quê?

Essa questão visa suscitar um debate e permitir aos alunos com-

preenderem que não é simples avaliar impactos ambientais

associados a processos produtivos. Será que se pode afirmar

seguramente que a bateria de íon lítio é a ideal, considerando

que, apesar de não ser composta de metais pesados, pode li-

berar materiais tóxicos e inflamáveis utilizados como solventes?

4. Você acredita que hoje é possível sobrevi-

ver sem o uso de pilhas e baterias?

Essa questão deve levar os alunos a refletir sobre a impor-

tância da busca de um desenvolvimento sustentável, minimi-

zando impactos ambientais, já que a sociedade moderna não

pode prescindir da utilização de diversos produtos que, ao ser

obtidos, podem causar significativos impactos no ambiente.

A figura que representa uma pilha de lítio

tem como objetivo explicitar seu funciona-

mento. Mostre aos alunos que o ânodo da ba-

teria de íon lítio geralmente é composto por

íons lítio, átomos de oxigênio e de outro metal

e que o cátodo é composto por íons lítio inter-

calados por camadas de átomos de carbono.

Como há uma maior concentração de íons

lítio no ânodo, durante o funcionamento da

bateria, eles migram do ânodo para o cátodo.

Os elétrons, por sua vez, espontaneamente fa-

rão o mesmo caminho para que se mantenha

a neutralidade elétrica do sistema. Já no pro-

cesso de recarga, os fluxos são inversos.

Mais informações sobre o assunto podem

ser obtidas por professor e alunos em:

UNIVERSIDADE de São Paulo, Biblio-

teca digital de teses e dissertações. Dispo-

nível em: <http://www.teses.usp.br/teses/

disponiveis/75/75131/tde-05062002-152354/

publico/Tese.pdf>. Acesso em: 12 nov. 2013.

UNIVERSIDADE Estadual de Londrina,

XI Semana da Física. Disponível em: <http://

www.fisica.uel.br/sefis/xisefis/arquivos/

resumos/r44.pdf>. Acesso em: 18 nov. 2013.

Disponibiliza uma descrição resumida do

funcionamento de uma bateria de lítio.

Após a discussão sobre as respostas das

questões com os alunos, você pode dizer que o

estudo sobre os problemas causados pelo des-

carte de pilhas e baterias será aprofundado.

Para isso, eles podem ser divididos em grupos

e cada grupo pode realizar uma pesquisa.

Com a orientação do professor,

pesquise sobre um ou mais temas

sugeridos a seguir. Registre sua

83


pesquisa e anote também um resumo das pes-

quisas dos outros grupos da sua classe.

1. Existe uma legislação que defina como deve

ser feito o descarte de pilhas e baterias? Qual

é essa legislação? Que dificuldades podem

ocorrer para que essa lei seja cumprida?

2. Que destino se pode dar às pilhas? Existem

formas de reciclagem para pilhas? Quais?

3. Quais problemas podem ser causados se

as pilhas e baterias forem jogadas no lixo

comum e encaminhadas a um aterro sani-

tário?

Professor, proponha uma discussão a partir das informações

coletadas pelos alunos. Eles poderão verificar que já existe

uma lei que orienta os fabricantes de pilhas e baterias a reco-

lher e reciclar as pilhas e baterias usadas. Poderão também ve-

rificar que existem empresas que reciclam esse material e que

praticamente todas as suas partes podem ser reaproveitadas.

Algumas empresas e escolas têm postos de arrecadação de pi-

lhas e baterias usadas, que são encaminhadas para as empresas

de reciclagem. O descarte em aterros sanitários de pilhas e

baterias usadas pode contaminar o solo e os lençóis freáticos

com metais pesados e outros materiais tóxicos.

Os alunos podem ainda perguntar a pes-

soas com as quais convivem como fazem o

descarte de pilhas e baterias e também a um

comerciante sobre o recolhimento desses ma-

teriais (conforme indicado em Aprendendo a

aprender, Caderno do Aluno).

O resultado da pesquisa pode ser socializa-

do em uma roda de conversa em que os alunos

exponham o que obtiveram na investigação.

Neste momento, é importante que você esti-

mule os alunos a pensar em como eles e sua

comunidade podem contribuir para ajudar a

resolver o problema da contaminação causa-

da pelo descarte indevido de pilhas e baterias.

Atividade 2

Considerando o alto consumo de energia

elétrica que decorre da utilização industrial

dos processos eletrolíticos, nesta etapa, podem

ser discutidos os impactos ambientais relacio-

nados à produção de energia. Para isso, pode-

-se assistir ao filme Narradores de Javé (Elia-

ne Caffé, 2003). O enredo conta a história de

um povoado fictício prestes a ser inundado

em decorrência da construção de uma barra-

gem. A discussão da problemática vivida pe-

los personagens permite que os alunos com-

preendam os impactos sociais relacionados

à utilização das hidrelétricas como fonte de

energia.

Mais informações podem ser encontradas em:

ESPAÇO Sustentável. Disponível em:

<http://www.espacosustentavel.com/pdf/

inatomi_tahi_impactos_ambientais.pdf>.

Acesso em: 18 nov. 2013. Disponibiliza

texto que discute os impactos ambientais

relativos à geração de energia por meio de

diferentes fontes.

SCIELO. Disponível em: <http://www.scie

lo.br/pdf/csp/v17n2/4186.pdf>. Acesso em:

18 nov. 2013. Disponibiliza artigo que dis-

cute os impactos da geração e da distribui-

84

ção de energia nas comunidades indígenas,

principalmente da região Norte do país.

UNIVERSIDADE de São Paulo, Biblio-

teca digital de teses e dissertações. Dispo-

nível em: <http://www.teses.usp.br/teses/

disponiveis/85/85134/tde-14052007-

224500/>. Acesso em: 12 nov. 2013. Dis-

ponibiliza uma análise ambiental das

diferentes formas de geração de energia

elétrica.

Peça aos alunos que façam um resumo da

discussão no Caderno do Aluno.


Com esta Situação de Aprendizagem, espe-

ra-se que os alunos tenham compreendido os

impactos ambientais relacionados ao uso de

pilhas e baterias e aos processos de eletrólise.

Espera-se também que consigam avaliar que a

variação na composição das pilhas pode ocasio-

nar diferentes impactos e relacionar os impac-

tos causados pelo uso industrial dos processos

de eletrólise com as discussões sobre a viabilida-

de da utilização de diferentes fontes de energia.

As atividades de pesquisa têm grande im-

portância, pois possibilitarão aos alunos o

contato com diversas fontes, a análise de di-

ferentes informações e o estabelecimento de

relações entre elas para a elaboração de con-

clusões. Esse processo estimula uma reflexão

efetiva, favorecendo uma aprendizagem mais

significativa.

Como avaliação, podem ser retomadas as

frases elaboradas na Situação de Aprendiza-

gem 5. Os alunos podem criticar por escrito as

próprias frases, apontando correções e incoe-

rências com os estudos feitos.

1. A pilha de níquel-cádmio é re-

carregável e pode substituir as pi-

lhas comuns, que são descartáveis.

Nessa pilha acontecem as seguintes rea-

ções:

a) O cádmio metálico, que está em meio

básico (íons OH– (aq)), reage forman-

do hidróxido de cádmio II, que é inso-

lúvel.

b) O hidróxido de níquel III, que é insolú-

vel, reage formando hidróxido de níquel

II, que também é insolúvel. Esses dois

compostos estão em meio básico (íons

OH�(aq)).

Escreva as semirreações que ocorrem no

ânodo e no cátodo e a reação global de

uma pilha de níquel-cádmio.

Semirreação no ânodo:

Cd(s) � 2 OH�(aq) Cd(OH)2(s) � 2 e�

Semirreação no cátodo:

2 Ni(OH)3(s) � 2 e� 2 Ni(OH)

2(s) � 2 OH�(aq)

Reação global:

Cd(s) � 2 Ni(OH)3(s) Cd(OH)

2(s) + 2 Ni(OH)

2(s)

2. Observe a seguinte reação global de uma

pilha:

Mg(s) + Fe2+(aq) Fe(s) + Mg2+(aq)

85


a) Escreva as semirreações de oxidação e

de redução dessa pilha.

Mg(s) � 2e� Mg2�(aq) ou Mg(s) Mg2�(aq) � 2 e� (se-

mirreação de oxidação)

Fe2�(aq) + 2e� Fe(s) (semirreação de redução)

b) Desenhe um esquema que represente a

pilha.

c) Identifique no esquema o cátodo, o

ânodo, o polo positivo, o polo negativo

e o sentido do fluxo de elétrons.

A Figura 44 traz as respostas dos itens b e c.

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

Figura 44.

d) Identifique o eletrodo que sofrerá corro-

são e o que sofrerá aumento de massa.

O eletrodo de ferro sofrerá aumento de massa e o eletrodo

de magnésio sofrerá corrosão.

3. Pilhas geram corrente elétrica a partir de

transformações químicas. Observe o es-

quema a seguir e analise as afirmações:

© C

laud

io R

ipin

skas

/R2

Edi

tori

al

I. As reações que ocorrem no cátodo e no

ânodo podem ser representadas, respec-

tivamente, por Cu2+(aq) + 2 e� Cu(s) e

Mg(s) Mg2+(aq) + 2 e�.

II. O fluxo de elétrons ocorrerá do eletrodo

de magnésio para o eletrodo de cobre.

III. Os ânios irão da ponte salina para o ele-

trodo de magnésio.

IV. Conforme a pilha funciona, a concentra-

ção de íons Cu2+(aq) aumenta.

Dados: Uma placa de magnésio fica recoberta

com cobre metálico quando é mergulhada em

uma solução contendo íons Cu2+. Uma placa

de cobre não fica recoberta com magnésio

quando é mergulhada em uma solução

contendo íons Mg2+.

São corretas apenas as afirmações:

a) I, II e III.

b) I e II.

Figura 45.

86

c) I, III e IV.

d) II e IV.

e) Todas.

4. A reciclagem de latas de alumínio reduz

gastos de energia elétrica, contribuindo

para a preservação do meio ambiente. O

alumínio é produzido a partir da bauxita

por um processo de eletrólise ígnea, isto é,

uma eletrólise realizada com as matérias-

-primas fundidas. As reações envolvidas

nesse processo podem ser representadas

por três equações:

I. 2 Al2O3 4 Al3+ + 6 O2–

II. 4 Al3+ + 12 e– 4 Al

III. 6 O2– 12 e– + 3 O2

Assinale a alternativa correta.

a) O alumínio metálico é formado no ânodo.

b) A eletrólise poderia ocorrer com a bau-

xita no estado sólido.

c) No polo negativo ocorre a formação de

alumínio metálico.

d) A dissociação iônica do Al2O3 (equação

l) é uma reação de oxidorredução.

5. Na indústria cloro-álcali, a soda cáustica

(NaOH(aq)) e o cloro gasoso são obtidos

através da eletrólise de:

a) solução aquosa de cloreto de sódio.

b) tetracloreto de carbono.

c) óxido de ferro fundido.

d) solução aquosa de sulfato de cobre.

e) solução aquosa de cloreto de potássio.

PROPOSTAS DE SITUAÇÃO DE RECUPERAÇÃO

É muito importante que os alunos

tenham compreendido que a existência das

diferentes substâncias e suas proprieda-

des dependem tanto das unidades estrutu-

rais que as constituem quanto das forças de

interação intermoleculares que as mantêm

unidas.

A atividade apresentada a seguir envol-

ve muitos dos conceitos desenvolvidos nas

Situações de Aprendizagem 1 a 4. Ela se

inicia com a leitura de um trecho de texto

adaptado de Construindo sempre: aperfei-

çoamento de professores PEB II, módulo

III (Secretaria da Educação do Estado de

São Paulo/PEC/USP, p. 28).

87


1. O petróleo é uma mistura complexa de

pelo menos cem compostos diferentes,

entre os quais predominam os hidro-

carbonetos. A destilação fracionada do

Fração Tamanho da cadeia

Temperatura de ebulição (oC) Usos

Gás de refinaria 1 C a 4 C –160 a 0 Combustíveis gasosos

Gasolina 5 C a 10 C 30 a 200 Combustíveis automotivos e fabricação de produtos químicos

Querosene e óleo diesel 11 C a 16 C 180 a 400 Combustíveis para jato

Resíduo 17 C a 22 C > 350 Lubrificantes

Sólidos23 C a 34 C

> 34 CCeras, parafina, asfalto

Tabela 21.

petróleo bruto fornece frações de misturas

de hidrocarbonetos, constituídas por C e

H, que são utilizadas para diversas finali-

dades, tais como:

Com base no que você acaba de estudar,

discuta com seus colegas e elabore um tex-

to sobre quais fatores podem aumentar as

temperaturas de ebulição das frações do

petróleo em função do aumento do núme-

ro de átomos de carbono das cadeias.

2. Para que duas substâncias, quando mis-

turadas, formem uma solução, é preciso

que as atrações entre as partículas do

soluto e as do solvente superem as intera-

ções soluto-soluto e as solvente-solvente.

Ocorre, portanto, uma competição entre

as interações elétricas. Considerando que

a água é uma substância polar e o óleo de

soja é constituído por substâncias apola-

res, proponha uma explicação para o fato

de o óleo de soja não ser miscível em água,

ou seja, não se dissolver na água for-

mando uma mistura homogênea.

3. A gasolina comercializada no Brasil contém

um certo teor de álcool (20%), conforme

determina a legislação. O teor de álcool na

gasolina pode ser determinado, entre outros

meios, por um processo chamado extração,

usando a água como solvente. Um volume

conhecido de gasolina é colocado em uma

proveta, adicionando-se a ele igual volume

de água. Em seguida, agita-se a mistura.

Formam-se duas fases distintas (porções

diferenciadas): a superior é constituída por

uma solução de gasolina com uma fração

desprezível de álcool e a inferior é consti-

tuída por uma solução de álcool e água.

Explique o processo que ocorre, em nível

microscópico, levando em conta as forças de

interação intermoleculares envolvidas entre

os componentes da gasolina e o álcool, os

componentes da gasolina e a água e entre o

88

álcool e a água, justificando por que o álcool

se dissolve preferencialmente na água, o que

permite a sua extração da mistura.

Para o aluno que apresentou dificuldade

em entender o envolvimento da eletricidade em

transformações químicas, você poderá propor

que leia novamente as anotações que fez sobre

os experimentos realizados nas Situações de

Aprendizagem 5 a 8 e responda às seguintes

questões:

1. Discuta o que é um processo de eletrólise.

2. O que é uma reação de oxidação? E de

redução?

3. Discuta o funcionamento de uma pilha.

4. O que é ânodo? O que é cátodo? A qual

polo cada um deles está ligado na pilha? E

na eletrólise?

5. Escolha uma das pilhas estudadas e escre-

va as respectivas semirreações de oxidação

e de redução e a reação global. Indique

também o ânodo, o cátodo, o polo positivo

e o polo negativo.

6. Faça uma dissertação com o seguinte

tema: “O que eu poderia fazer para redu-

zir o impacto ambiental do uso de pilhas e

baterias?”.

RECURSOS PARA AMPLIAR A PERSPECTIVA DO PROFESSOR E DO ALUNO PARA A COMPREENSÃO DO TEMA

Artigos de periódicos

BOCCHI, N.; FERRACIN, L. C.; BIAGGIO,

S. R. Pilhas e baterias: funcionamento e im-

pacto ambiental. Química Nova na Escola, São

Paulo, n. 11, p. 3-9, maio 2000. Apresenta o

funcionamento de alguns tipos de pilha e ba-

teria comumente usados e discute a importân-

cia de adotar posturas corretas em seu descarte

para minimizar problemas ambientais.

CURI, D. Polímeros e interações intermole-

culares. Química Nova na Escola, São Paulo,

n. 23, p. 19-22, maio 2006. Aborda o conceito

de interações intermoleculares – interações de

van der Waals, interação dipolo-dipolo, ligação

de hidrogênio, interação molécula-íon – apre-

sentando uma possibilidade de trabalhar esse

conceito por meio de experimentos simples.

DAZZANI, M. et al. Explorando a Química

na determinação do teor de álcool na gasoli-

na. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 17,

p. 42-45, maio 2003. Apresenta um experimen-

to sobre a identificação e a determinação do

teor de álcool na gasolina, abordando proprie-

dades físicas e conceitos químicos.

HIOKA, N.; SANTIN FILHO, O.; MENE-

ZES, A. J.; YONEHARA, F. S.; BERGA-

MASKI, K.; PEREIRA, R. V. Pilhas de Cu/

Mg construídas com material de fácil obtenção.

Química Nova na Escola, São Paulo, n. 11, p. 40-

-44, maio 2000. Descreve a construção de pilhas,

89


utilizando cobre e magnésio, que podem ser em-

pregadas no funcionamento de pequenos equi-

pamentos eletrônicos.

PALMA, M. H. C.; TIERA, V. A. O. Oxidação

de metais. Química Nova na Escola, São Paulo,

n. 18, p. 52-54, nov. 2003. Relata um experimen-

to simples que pode ser usado no estudo dos

processos de oxidação dos metais. As atividades

desenvolvidas permitem abordar o conceito de

oxidorredução por meio da criação de quadros e

discutir as diferenças nas reatividades dos metais.

THIEMANN, O. H. A descoberta da estrutura

do DNA: de Mendel a Watson e Crick. Quími-

ca Nova na Escola, São Paulo, n. 17, p. 13-19,

maio 2003. Aborda os acontecimentos que le-

varam à descoberta da estrutura tridimensio-

nal do DNA por James Watson e Francis Crick.

Traz um breve relato do desenvolvimento cien-

tífico que culminou nessa descoberta.

TOLENTINO, M.; ROCHA-FILHO, R. C. O

bicentenário da invenção da pilha elétrica. Quí-

mica Nova na Escola, São Paulo, n. 11, p. 35-39,

maio 2000. Mostra o contexto da invenção da

pilha elétrica no final do século XVIII.

VILLULLAS, M. H.; TICIANELLI, E. A.;

GONZÁLEZ, E. R. Células a combustível:

energia limpa a partir de fontes renováveis.

Química Nova na Escola, São Paulo, n. 15,

p. 28-34, maio 2002. Aborda as células a com-

bustível, seus princípios de funcionamento e

alguns progressos em suas aplicações.

WILLIAM, R. Interações intermolecula-

res. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 4,

p. 32, maio 2001. Fornece uma descrição

qualitativa dos principais tipos de intera-

ção intermolecular que atuam nos sistemas

químicos e mostra como o entendimento

de tais interações pode auxiliar na racio-

nalização de propriedades macroscópicas

observáveis.

Todos os artigos da revista Química Nova na

Escola estão disponíveis no site <http://qnesc.

sbq.org.br>. Acesso em: 12 nov. 2013.

Livros

ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Quí-

mica: questionando a vida moderna e o meio

ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,

1999. Apresenta os conceitos de pilha e ele-

trólise, abordando também aplicações desses

conceitos para explicar a corrosão e o funcio-

namento de células combustíveis.

SECRETARIA DA EDUCAÇÃO DO ES-

TADO DE SÃO PAULO/PEC/USP. Cons-

truindo sempre: aperfeiçoamento de professo-

res PEB II – Química, módulo 3. São Paulo:

SEE, 2003. p. 43-44. O capítulo “Explicando

microscopicamente propriedades da matéria”

fornece sugestões para abordar esse tema.

Sites

LABVIRT – Simulações. Disponível em:

<http://www.labvirt.fe.usp.br>. Acesso em:

11 nov. 2013. Apresenta várias simulações,

feitas por estudantes, sobre a estrutura da

matéria, ligações químicas e interações inter-

moleculares.

90

CONSIDERAÇÕES FINAIS

Neste volume, foram abordadas: proprie-

dades de sólidos iônicos, a partir da ideia de

interações eletrostáticas entre íons de cargas

opostas; propriedades de substâncias mole-

culares (a água e outras), a partir do estu-

do dos diversos tipos de forças de interação

molecular: forças de dispersão, dipolo-dipo-

lo, ligações de hidrogênio e ligações intera-

tômicas; propriedades como temperaturas de

fusão e de ebulição, condutibilidade elétrica,

solubilidade e estruturas para explicar, sob

o aspecto microscópico, os diferentes com-

portamentos das substâncias; relações entre

temperatura de ebulição, pressão de vapor

e pressão atmosférica para compreender o

comportamento dos líquidos e a aplicação

dessas relações no sistema produtivo. Além

disso, foram estudadas as transformações

químicas que ocorrem com o envolvimento

de eletricidade, suas aplicações tecnológicas

e os aspectos ambientais relacionados a elas.

As atividades propostas buscam permitir que

os alunos sejam cognitivamente ativos e enten-

dam os temas abordados, ao mesmo tempo que

aprendem a fazer transposições de saberes quími-

cos e metodológicos para a vida diária. Espera-se,

assim, facilitar o desenvolvimento de indivíduos

que saibam usar conhecimentos para fazer esco-

lhas e que tenham argumentos para defendê-las.

Procurou-se, ainda, dar sugestões que pos-

sam ajudar você, professor, a contextualizar

os temas, a propiciar situações de ensino que

permitam o desenvolvimento de competên-

cias e a buscar material referente aos temas

que torne possível a ampliação de conheci-

mentos sobre o mundo natural.

91


1a série 2a série 3a série

Vol

ume

1

Transformações químicas no dia a dia: evidências; tempo envolvido; energia envolvida; revertibilidadeDescrição das transformações em diferentes linguagens e representações Diferentes intervalos de tempo para a ocorrência das transformações Reações endotérmicas e exotérmicas Transformações que ocorrem na natureza e em diferentes sistemas produtivos Transformações que podem ser revertidasAlguns materiais usados no dia a dia: caracterização de reagentes e produtos das transformações em termos de suas propriedades; separação e identificação das substâncias Propriedade das substâncias, como temperatura de fusão e de ebulição, densidade, solubilidade Separação de substâncias por filtração, flotação, destilação, sublimação, recristalização Métodos de separação no sistema produtivoCombustíveis: transformação química, massas envolvidas e produção de energia; reagentes e produtos: relações em massa e energia; reações de combustão; aspectos quantitativos nas transformações químicas; poder calorífico dos combustíveisConservação da massa e proporção entre as massas de reagentes e produtos nas transformações químicas Relação entre massas de reagentes e produtos e a energia nas transformações químicas Formação de ácidos e outras implicações socioambientais da produção e do uso de diferentes combustíveis

Água e seu consumo pela sociedade; propriedades da água para consumo humano; água pura e água potável; dissolução de materiais em água e mudança de propriedades; concentração de soluções Concentração de soluções em massa e em quantidade de matéria (g · L-1, mol · L -1, ppm, % em massa) Alguns parâmetros de qualidade da água: concentração de materiais dissolvidosRelações quantitativas envolvidas nas transformações químicas em soluções; relações estequiométricas; solubilidade de gases em água; potabilidade da água para consumo humano Relações quantitativas de massa e de quantidade de matéria (mol) nas transformações químicas em solução, de acordo com suas concentrações Determinação da quantidade de oxigênio dissolvido nas águas (Demanda Bioquímica de Oxigênio – DBO) Uso e preservação da água no mundo Fontes causadoras da poluição da água Tratamento de água por filtração, flotação, cloração e correção de pHO comportamento dos materiais e os modelos de átomo; as limitações das ideias de Dalton para explicar o comportamento dos materiais; o modelo de Rutherford-Bohr; ligações químicas iônicas, covalentes e metálicas; energia de ligação das transformações químicasCondutibilidade elétrica e radiatividade natural dos elementosO modelo de Rutherford e a natureza elétrica dos materiais

Extração de materiais úteis da atmosfera; produção da amônia e estudos sobre a rapidez e a extensão das transformações químicas; compreensão da extensão das transformações químicas; o nitrogênio como matéria-prima para produzir alguns materiaisLiquefação e destilação fracionada do ar para obtenção de matérias-primas (oxigênio, nitrogênio e gases nobres)Variáveis que podem interferir na rapidez das transformações (concentração, temperatura, pressão, estado de agregação e catalisador)Modelos explicativos da velocidade das transformações químicasEstado de equilíbrio químico: coexistência de reagentes e produtos em certas transformações químicasProcessos químicos em sistemas naturais e produtivos que utilizam nitrogênio: avaliação de produção, consumo e utilização socialExtração de materiais úteis da atmosfera; acidez e alcalinidade de águas naturais – conceito de Arrhenius; força de ácidos e de bases – significado da constante de equilíbrio; perturbação do equilíbrio químico; reação de neutralizaçãoComposição das águas naturaisProcessos industriais que permitem a obtenção de produtos a partir da água do mar Acidez e basicidade das águas e alguns de seus efeitos no meio natural e no sistema produtivoConceito de dissociação iônica e de ionização e a extensão das transformações químicas: equilíbrio químico

QUADRO DE CONTEÚDOS DO ENSINO MÉDIO

92

Vol

ume

1

Primeiras ideias sobre a constituição da matéria: modelo de Dalton sobre a constituição da matériaConceitos de átomo e de elemento segundo Dalton Suas ideias para explicar transformações e relações de massaModelos explicativos como construções humanas em diferentes contextos sociais

O modelo de Bohr e a constituição da matériaO uso do número atômico como critério para organizar a tabela periódicaLigações químicas em termos de forças elétricas de atração e repulsãoTransformações químicas como resultantes de quebra e formação de ligaçõesPrevisões sobre tipos de ligação dos elementos a partir da posição na tabela periódicaCálculo da entalpia de reação pelo balanço energético resultante da formação e ruptura de ligaçõesDiagramas de energia em transformações endotérmicas e exotérmicas

Constante de equilíbrio para expressar a relação entre as concentrações de reagentes e produtos numa transformação química Influência da temperatura, da concentração e da pressão em sistemas em equilíbrio químicoEquilíbrios químicos envolvidos no sistema CO2/H2O na naturezaTransformações ácido-base e sua utilização no controle do pH de soluções aquosas

Vol

ume

2

Metais – processos de obtenção; representação de transformações químicas; processos de obtenção de ferro e de cobre; linguagem simbólica da Química; tabela periódica; balanceamento e interpretação das transformações químicas; equação química – relação entre massa, número de partículas e energiaTransformações químicas na produção de ferro e de cobre Símbolos dos elementos e equações químicasBalanceamento das equações químicas Organização dos elementos de acordo com suas massas atômicas na tabela periódicaEquações químicas dos processos de produção de ferro e de cobreImportância do ferro e do cobre na sociedade atualMetais – processos de obtenção e relações quantitativas; relações quantitativas envolvidas na transformação química; estequiometria; impactos ambientais na produção do ferro e do cobreMassa molar e quantidade de matéria (mol)

O comportamento dos materiais; relações entre propriedades das substâncias e suas estruturas; interações interpartículas e intrapartículas e algumas propriedades dos materiaisPolaridade das ligações covalentes e das moléculasForças de interação entre as partículas – átomos, íons e moléculas – nos estados sólido, líquido e gasosoInterações inter e intrapartículas para explicar as propriedades das substâncias, como temperatura de fusão e de ebulição, solubilidade e condutibilidade elétricaDependência da temperatura de ebulição dos materiais com a pressão atmosféricaMetais e sua utilização em pilhas e na galvanização; relação entre a energia elétrica e as estruturas das substâncias em transformações químicas; reatividade de metais; explicações qualitativas sobre as transformações químicas que produzem ou demandam corrente elétrica; conceito de reações de oxirredução

Extração de materiais úteis da biosfera; recursos vegetais para a sobrevivência humana – carboidratos, lipídios e vitaminas; recursos animais para a sobrevivência humana – proteínas e lipídios; recursos fossilizados para a sobrevivência humana – gás natural, carvão mineral e petróleo Os componentes principais dos alimentos (carboidratos, lipídios e proteínas), suas propriedades e funções no organismoBiomassa como fonte de materiais combustíveisArranjos atômicos e moleculares para explicar a formação de cadeias, ligações, funções orgânicas e isomeria Processos de transformação do petróleo, carvão mineral e gás natural em materiais e substâncias utilizados no sistema produtivo: refino do petróleo, destilação seca do carvão e purificação do gásProdução e uso social dos combustíveis fósseis

93


Vol

ume

2

Cálculo estequiométrico: massas, quantidades de matéria e energia nas transformaçõesCálculos estequiométricos na produção do ferro e do cobre

Reatividade dos metais em reações com ácidos e íons metálicosTransformações que envolvem energia elétrica: processos de oxidação e de reduçãoAs ideias de estrutura da matéria para explicar oxidação e reduçãoTransformações químicas na geração industrial de energia Implicações socioambientais das transformações químicas que envolvem eletricidadeDiferentes usos sociais dos metais

Poluição, perturbações da biosfera, ciclos biogeoquímicos e desenvolvimento sustentável; poluição atmosférica; poluição das águas por efluentes urbanos, domésticos, industriais e agropecuários; perturbação da biosfera pela produção, uso e descarte de materiais e sua relação com a sobrevivência das espécies vivas; ciclos biogeoquímicos e desenvolvimento sustentávelDesequilíbrios ambientais pela introdução de gases na atmosfera, como SO2, CO2, NO2 e outros óxidos de nitrogênioChuva ácida, aumento do efeito estufa e redução da camada de ozônio: causas e consequênciasPoluição das águas por detergentes, praguicidas, metais pesados e outras causas e contaminação por agentes patogênicosPerturbações na biosfera por pragas, desmatamentos, uso de combustíveis fósseis, indústrias, rupturas das teias alimentares e outras causasCiclos da água, do nitrogênio, do oxigênio e do gás carbônico e suas inter-relações Impactos ambientais na óptica do desenvolvimento sustentávelAções corretivas e preventivas e busca de alternativas para a sobrevivência no planeta

94

CONCEPÇÃO E COORDENAÇÃO GERALNOVA EDIÇÃO 2014-2017

COORDENADORIA DE GESTÃO DA EDUCAÇÃO BÁSICA – CGEB

Coordenadora

Maria Elizabete da Costa

Diretor do Departamento de Desenvolvimento Curricular de Gestão da Educação Básica João Freitas da Silva

Diretora do Centro de Ensino Fundamental dos Anos Finais, Ensino Médio e Educação Profissional – CEFAF

Valéria Tarantello de Georgel

Coordenadora Geral do Programa São Paulo faz escolaValéria Tarantello de Georgel

Coordenação Técnica Roberto Canossa

Roberto Liberato

Suely Cristina de Albuquerque Bom m

EQUIPES CURRICULARES

Área de Linguagens Arte: Ana Cristina dos Santos Siqueira, Carlos

Eduardo Povinha, Kátia Lucila Bueno e Roseli

Ventrella.

Educação Física: Marcelo Ortega Amorim, Maria

Elisa Kobs Zacarias, Mirna Leia Violin Brandt,

Rosângela Aparecida de Paiva e Sergio Roberto

Silveira.

Língua Estrangeira Moderna (Inglês e Espanhol): Ana Beatriz Pereira Franco, Ana Paula

de Oliveira Lopes, Marina Tsunokawa Shimabukuro

e Neide Ferreira Gaspar.

Língua Portuguesa e Literatura: Angela Maria

Baltieri Souza, Claricia Akemi Eguti, Idê Moraes dos

Santos, João Mário Santana, Kátia Regina Pessoa,

Mara Lúcia David, Marcos Rodrigues Ferreira, Roseli

Cordeiro Cardoso e Rozeli Frasca Bueno Alves.

Área de Matemática Matemática: Carlos Tadeu da Graça Barros,

Ivan Castilho, João dos Santos, Otavio Yoshio

Yamanaka, Rosana Jorge Monteiro, Sandra Maira

Zen Zacarias e Vanderley Aparecido Cornatione.

Área de Ciências da Natureza Biologia: Aparecida Kida Sanches, Elizabeth

Reymi Rodrigues, Juliana Pavani de Paula Bueno e

Rodrigo Ponce.

Ciências: Eleuza Vania Maria Lagos Guazzelli,

Gisele Nanini Mathias, Herbert Gomes da Silva e

Maria da Graça de Jesus Mendes.

Física: Anderson Jacomini Brandão, Carolina dos

Santos Batista, Fábio Bresighello Beig, Renata

Cristina de Andrade Oliveira e Tatiana Souza da

Luz Stroeymeyte.

Química: Ana Joaquina Simões S. de Mattos Carvalho, Jeronimo da Silva Barbosa Filho, João Batista Santos Junior, Natalina de Fátima Mateus e Roseli Gomes de Araujo da Silva.

Área de Ciências Humanas Filosofia: Emerson Costa, Tânia Gonçalves e Teônia de Abreu Ferreira.

Geografia: Andréia Cristina Barroso Cardoso, Débora Regina Aversan e Sérgio Luiz Damiati.

História: Cynthia Moreira Marcucci, Maria Margarete dos Santos Benedicto e Walter Nicolas Otheguy Fernandez.

Sociologia: Alan Vitor Corrêa, Carlos Fernando de Almeida e Tony Shigueki Nakatani.

PROFESSORES COORDENADORES DO NÚCLEO PEDAGÓGICO

Área de Linguagens Educação Física: Ana Lucia Steidle, Eliana Cristine Budiski de Lima, Fabiana Oliveira da Silva, Isabel Cristina Albergoni, Karina Xavier, Katia Mendes e Silva, Liliane Renata Tank Gullo, Marcia Magali Rodrigues dos Santos, Mônica Antonia Cucatto da Silva, Patrícia Pinto Santiago, Regina Maria Lopes, Sandra Pereira Mendes, Sebastiana Gonçalves Ferreira Viscardi, Silvana Alves Muniz.

Língua Estrangeira Moderna (Inglês): Célia Regina Teixeira da Costa, Cleide Antunes Silva, Ednéa Boso, Edney Couto de Souza, Elana Simone Schiavo Caramano, Eliane Graciela dos Santos Santana, Elisabeth Pacheco Lomba Kozokoski, Fabiola Maciel Saldão, Isabel Cristina dos Santos Dias, Juliana Munhoz dos Santos, Kátia Vitorian Gellers, Lídia Maria Batista Bom m, Lindomar Alves de Oliveira, Lúcia Aparecida Arantes, Mauro Celso de Souza, Neusa A. Abrunhosa Tápias, Patrícia Helena Passos, Renata Motta Chicoli Belchior, Renato José de Souza, Sandra Regina Teixeira Batista de Campos e Silmara Santade Masiero.

Língua Portuguesa: Andrea Righeto, Edilene Bachega R. Viveiros, Eliane Cristina Gonçalves Ramos, Graciana B. Ignacio Cunha, Letícia M. de Barros L. Viviani, Luciana de Paula Diniz, Márcia Regina Xavier Gardenal, Maria Cristina Cunha Riondet Costa, Maria José de Miranda Nascimento, Maria Márcia Zamprônio Pedroso, Patrícia Fernanda Morande Roveri, Ronaldo Cesar Alexandre Formici, Selma Rodrigues e Sílvia Regina Peres.

Área de Matemática Matemática: Carlos Alexandre Emídio, Clóvis Antonio de Lima, Delizabeth Evanir Malavazzi, Edinei Pereira de Sousa, Eduardo Granado Garcia, Evaristo Glória, Everaldo José Machado de Lima, Fabio Augusto Trevisan, Inês Chiarelli Dias, Ivan Castilho, José Maria Sales Júnior, Luciana Moraes Funada, Luciana Vanessa de Almeida Buranello, Mário José Pagotto, Paula Pereira Guanais, Regina Helena de Oliveira Rodrigues, Robson Rossi, Rodrigo Soares de Sá, Rosana Jorge Monteiro,

Rosângela Teodoro Gonçalves, Roseli Soares Jacomini, Silvia Ignês Peruquetti Bortolatto e Zilda Meira de Aguiar Gomes.

Área de Ciências da Natureza Biologia: Aureli Martins Sartori de Toledo, Evandro Rodrigues Vargas Silvério, Fernanda Rezende Pedroza, Regiani Braguim Chioderoli e Rosimara Santana da Silva Alves.

Ciências: Davi Andrade Pacheco, Franklin Julio de Melo, Liamara P. Rocha da Silva, Marceline de Lima, Paulo Garcez Fernandes, Paulo Roberto Orlandi Valdastri, Rosimeire da Cunha e Wilson Luís Prati.

Física: Ana Claudia Cossini Martins, Ana Paula Vieira Costa, André Henrique Ghel Ru no, Cristiane Gislene Bezerra, Fabiana Hernandes M. Garcia, Leandro dos Reis Marques, Marcio Bortoletto Fessel, Marta Ferreira Mafra, Rafael Plana Simões e Rui Buosi.

Química: Armenak Bolean, Cátia Lunardi, Cirila Tacconi, Daniel B. Nascimento, Elizandra C. S. Lopes, Gerson N. Silva, Idma A. C. Ferreira, Laura C. A. Xavier, Marcos Antônio Gimenes, Massuko S. Warigoda, Roza K. Morikawa, Sílvia H. M. Fernandes, Valdir P. Berti e Willian G. Jesus.

Área de Ciências Humanas Filosofia: Álex Roberto Genelhu Soares, Anderson Gomes de Paiva, Anderson Luiz Pereira, Claudio Nitsch Medeiros e José Aparecido Vidal.

Geografia: Ana Helena Veneziani Vitor, Célio Batista da Silva, Edison Luiz Barbosa de Souza, Edivaldo Bezerra Viana, Elizete Buranello Perez, Márcio Luiz Verni, Milton Paulo dos Santos, Mônica Estevan, Regina Célia Batista, Rita de Cássia Araujo, Rosinei Aparecida Ribeiro Libório, Sandra Raquel Scassola Dias, Selma Marli Trivellato e Sonia Maria M. Romano.

História: Aparecida de Fátima dos Santos Pereira, Carla Flaitt Valentini, Claudia Elisabete Silva, Cristiane Gonçalves de Campos, Cristina de Lima Cardoso Leme, Ellen Claudia Cardoso Doretto, Ester Galesi Gryga, Karin Sant’Ana Kossling, Marcia Aparecida Ferrari Salgado de Barros, Mercia Albertina de Lima Camargo, Priscila Lourenço, Rogerio Sicchieri, Sandra Maria Fodra e Walter Garcia de Carvalho Vilas Boas.

Sociologia: Anselmo Luis Fernandes Gonçalves, Celso Francisco do Ó, Lucila Conceição Pereira e Tânia Fetchir.

Apoio:Fundação para o Desenvolvimento da Educação - FDE

CTP, Impressão e acabamento Log Print Grá ca e Logística S. A.

Filosofia: Paulo Miceli, Luiza Christov, Adilton Luís

Martins e Renê José Trentin Silveira.

Geografia: Angela Corrêa da Silva, Jaime Tadeu

Oliva, Raul Borges Guimarães, Regina Araujo e

Sérgio Adas.

História: Paulo Miceli, Diego López Silva,

Glaydson José da Silva, Mônica Lungov Bugelli e

Raquel dos Santos Funari.

Sociologia: Heloisa Helena Teixeira de Souza

Martins, Marcelo Santos Masset Lacombe,

Melissa de Mattos Pimenta e Stella Christina

Schrijnemaekers.

Ciências da Natureza

Coordenador de área: Luis Carlos de Menezes.

Biologia: Ghisleine Trigo Silveira, Fabíola Bovo

Mendonça, Felipe Bandoni de Oliveira, Lucilene

Aparecida Esperante Limp, Maria Augusta

Querubim Rodrigues Pereira, Olga Aguilar Santana,

Paulo Roberto da Cunha, Rodrigo Venturoso

Mendes da Silveira e Solange Soares de Camargo.

Ciências: Ghisleine Trigo Silveira, Cristina Leite,

João Carlos Miguel Tomaz Micheletti Neto,

Julio Cézar Foschini Lisbôa, Lucilene Aparecida

Esperante Limp, Maíra Batistoni e Silva, Maria

Augusta Querubim Rodrigues Pereira, Paulo

Rogério Miranda Correia, Renata Alves Ribeiro,

Ricardo Rechi Aguiar, Rosana dos Santos Jordão,

Simone Jaconetti Ydi e Yassuko Hosoume.

Física: Luis Carlos de Menezes, Estevam Rouxinol,

Guilherme Brockington, Ivã Gurgel, Luís Paulo

de Carvalho Piassi, Marcelo de Carvalho Bonetti,

Maurício Pietrocola Pinto de Oliveira, Maxwell

Roger da Puri cação Siqueira, Sonia Salem e

Yassuko Hosoume.

Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes, Denilse

Morais Zambom, Fabio Luiz de Souza, Hebe

Ribeiro da Cruz Peixoto, Isis Valença de Sousa

Santos, Luciane Hiromi Akahoshi, Maria Fernanda

Penteado Lamas e Yvone Mussa Esperidião.

Caderno do Gestor Lino de Macedo, Maria Eliza Fini e Zuleika de

Felice Murrie.

GESTÃO DO PROCESSO DE PRODUÇÃO EDITORIAL 2014-2017

FUNDAÇÃO CARLOS ALBERTO VANZOLINI

Presidente da Diretoria Executiva Mauro de Mesquita Spínola

GESTÃO DE TECNOLOGIAS APLICADAS À EDUCAÇÃO

Direção da Área Guilherme Ary Plonski

Coordenação Executiva do Projeto Angela Sprenger e Beatriz Scavazza

Gestão Editorial Denise Blanes

Equipe de Produção

Editorial: Amarilis L. Maciel, Ana Paula S. Bezerra, Angélica dos Santos Angelo, Bóris Fatigati da Silva, Bruno Reis, Carina Carvalho, Carolina H. Mestriner, Carolina Pedro Soares, Cíntia Leitão, Eloiza Lopes, Érika Domingues do Nascimento, Flávia Medeiros, Giovanna Petrólio Marcondes, Gisele Manoel, Jean Xavier, Karinna Alessandra Carvalho Taddeo, Leslie Sandes, Mainã Greeb Vicente, Maíra de Freitas Bechtold, Marina Murphy, Michelangelo Russo, Natália S. Moreira, Olivia Frade Zambone, Paula Felix Palma, Pietro Ferrari, Priscila Risso, Regiane Monteiro Pimentel Barboza, Renata Regina Buset, Rodolfo Marinho, Stella Assumpção Mendes Mesquita, Tatiana F. Souza e Tiago Jonas de Almeida.

Direitos autorais e iconografia: Beatriz Fonseca Micsik, Dayse de Castro Novaes Bueno, Érica Marques, José Carlos Augusto, Juliana Prado da Silva, Marcus Ecclissi, Maria Aparecida Acunzo Forli, Maria Magalhães de Alencastro, Vanessa Bianco e Vanessa Leite Rios.

Edição e Produção editorial: Jairo Souza Design Grá co e Occy Design projeto grá co .

* Nos Cadernos do Programa São Paulo faz escola são indicados sites para o aprofundamento de conhecimen-tos, como fonte de consulta dos conteúdos apresentados e como referências bibliográficas. Todos esses endereços eletrônicos foram checados. No entanto, como a internet é um meio dinâmico e sujeito a mudanças, a Secretaria da Educação do Estado de São Paulo não garante que os sites indicados permaneçam acessíveis ou inalterados.

* Os mapas reproduzidos no material são de autoria de terceiros e mantêm as características dos originais, no que diz respeito à grafia adotada e à inclusão e composição dos elementos cartográficos (escala, legenda e rosa dos ventos).

* Os ícones do Caderno do Aluno são reproduzidos no Caderno do Professor para apoiar na identificação das atividades.

CONCEPÇÃO DO PROGRAMA E ELABORAÇÃO DOS CONTEÚDOS ORIGINAIS

COORDENAÇÃO DO DESENVOLVIMENTO DOS CONTEÚDOS PROGRAMÁTICOS DOS CADERNOS DOS PROFESSORES E DOS CADERNOS DOS ALUNOS Ghisleine Trigo Silveira

CONCEPÇÃO Guiomar Namo de Mello, Lino de Macedo, Luis Carlos de Menezes, Maria Inês Fini coordenadora e Ruy Berger em memória .

AUTORES

Linguagens Coordenador de área: Alice Vieira. Arte: Gisa Picosque, Mirian Celeste Martins, Geraldo de Oliveira Suzigan, Jéssica Mami Makino e Sayonara Pereira.

Educação Física: Adalberto dos Santos Souza, Carla de Meira Leite, Jocimar Daolio, Luciana Venâncio, Luiz Sanches Neto, Mauro Betti, Renata Elsa Stark e Sérgio Roberto Silveira.

LEM – Inglês: Adriana Ranelli Weigel Borges, Alzira da Silva Shimoura, Lívia de Araújo Donnini Rodrigues, Priscila Mayumi Hayama e Sueli Salles Fidalgo.

LEM – Espanhol: Ana Maria López Ramírez, Isabel Gretel María Eres Fernández, Ivan Rodrigues Martin, Margareth dos Santos e Neide T. Maia González.

Língua Portuguesa: Alice Vieira, Débora Mallet Pezarim de Angelo, Eliane Aparecida de Aguiar, José Luís Marques López Landeira e João Henrique Nogueira Mateos.

Matemática Coordenador de área: Nílson José Machado. Matemática: Nílson José Machado, Carlos Eduardo de Souza Campos Granja, José Luiz Pastore Mello, Roberto Perides Moisés, Rogério Ferreira da Fonseca, Ruy César Pietropaolo e Walter Spinelli.

Ciências Humanas Coordenador de área: Paulo Miceli.

Catalogação na Fonte: Centro de Referência em Educação Mario Covas

São Paulo (Estado) Secretaria da Educação.

Material de apoio ao currículo do Estado de São Paulo: caderno do professor; química, ensino médio, 2a série / Secretaria da Educação; coordenação geral, Maria Inês Fini; equipe, Denilse Morais Zambom, Fabio Luiz de Souza, Hebe Ribeiro da Cruz Peixoto, Isis Valença de Sousa Santos, Luciane Hiromi Akahoshi, Maria Eunice Ribeiro Marcondes, Maria Fernanda Penteado Lamas, Yvone Mussa Esperidião. – São Paulo: SE, 2014.

v. 2, 96 p.

Edição atualizada pela equipe curricular do Centro de Ensino Fundamental dos Anos Finais, Ensino Médio e Educação Profissional – CEFAF, da Coordenadoria de Gestão da Educação Básica – CGEB.

ISBN 978-85-7849-677-7

1. Ensino médio 2. Química 3. Atividade pedagógica I. Fini, Maria Inês. II. Zambom, Denilse Morais. III. Souza, Fabio Luiz de. IV. Peixoto, Hebe Ribeiro da Cruz. V. Santos, Isis Valença de Sousa. VI. Akahoshi, Luciane Hiromi. VII. Marcondes, Maria Eunice Ribeiro. VIII. Lamas, Maria Fernanda Penteado. IX. Esperidião, Yvone Mussa. X. Título.

CDU: 371.3:806.90

S2 m

Valid

ade: 2014 – 2017

Documents

QUÍMICA - neq.ibilce.unesp.brneq.ibilce.unesp.br/matdid/CadernoDoProfessor_2014_2017_Vol2_Bai… · VOLUME 2 Nova edição 2014-2017 GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO ... do Aluno,