REORIENTAÇÃO
CURRICULAR
QUÍMICA
Materiais Didáticos
REORIENTAÇÃO CURRICULAR - EQUIPE UFRJ
Direção Geral
Profª. Ângela Rocha
Doutora em Matemática – Instituto de Matemática da UFRJ
Coordenação Geral
Profª. Maria Cristina Rigoni Costa
Doutora em Língua Portuguesa – Faculdade de Letras da UFRJ
Coordenação de Química
Isabella Ribeiro Faria
Coordenadora de Programa de Extensão da Fundação CECIERJ/ Consórcio CEDERJ da Secretaria de Ciência e Tecnologia do Estado do Rio de
Janeiro e Profª Especialista em Ensino de Química para Ensino Médio pela PUC-RJ
Professores Orientadores
José Guilherme da Silva
Mestre em Educação pela Faculdade de Educação da Universidade Federal do Rio de Janeiro e Professor de Química do Colégio Estadual
Antônio Prado Júnior
Isabella Ribeiro Faria
Coordenadora de Programa de Extensão em Química da Fundação CECIERJ/ Consórcio CEDERJ da Secretaria de Ciência e Tecnologia do
Estado do Rio de Janeiro e Profª. Especialista em Ensino de Química para Ensino médio pela PUC-RJ
Professores Autores
Adriana Cardoso Franco
Adriano Alves Passos
Alita Mara Pereira
Cleber Luciano Silva Nascimento
C.E. Carlos Magno
E.E.E.S. Chile
C.E. Bangu
C.I.E.P. 225 Mario Quintana
Elaine Antunes Bobeda
Elza dos Santos Coelho
Francisco José da Silva Ferreira
Jackson Ramualdo Machado
Lucia T. Oliveira de Menezes
Maria Aparecida Cordas Soares
Mary Lucia da Silva
Monique F. Petrucci Conceição
Nilsa Maria Aureliano Marconsin
Rosana Gós Vasconcellos
Sandra Maria Lírio de Almeida
Sandro Paulo Assumpção Oliveira
C.E. Irmã Dulce
C.E. Conselheiro Macedo Soares
C.E. Frederico Azevedo
C.I.E.P. 165 Brigadeiro Sergio Carvalho
C.E. Professor Antonio Maria Teixeira Filho
C.E. Marechal Souza Dantas
C.E. João Alfredo
C.E. Professor Antonio Maria Teixeira Filho
C.I.E.P. 435 Helio Pellegrino
E.E. Francisco Fontes Torres
C.E. Jacintho Xavier Martins
C.E. Olavo Josino de Salles
Design da Capa
Duplo Design
www.duplodesign.com.br
Diagramação
Aline Santiago Ferreira
Marcelo Mazzini Coelho Teixeira
Thomás Baptista Oliveira Cavalcanti
Duplo Design - www.duplodesign.com.br
Duplo Design - www.duplodesign.com.br
Tipostudio - www.tipostudio.com.br
Prezados (as) Professores (as)
Visando promover a melhoria da qualidade do ensino, a Secretaria de Estado de Educação do
Rio de Janeiro realizou, ao longo de 2005, em parceria com a UFRJ, curso para os professores
docentes de diferentes disciplinas onde foram apropriados os conceitos e diretrizes propostos
na Reorientação Curricular. A partir de subsídios teóricos, os professores produziram materiais
de práticas pedagógicas para utilização em sala de aula que integram este fascículo.
O produto elaborado pelos próprios professores da Rede consiste em materiais orientadores
para que cada disciplina possa trabalhar a nova proposta curricular, no dia a dia da sala de aula.
Pode ser considerado um roteiro com sugestões para que os professores regentes, de todas
as escolas, possam trabalhar a sua disciplina com os diferentes recursos disponibilizados na
escola. O material produzido representa a consolidação da proposta de Reorientação Curricular,
amadurecida durante dois anos (2004-2005), na perspectiva da relação teoria-prática.
Cabe ressaltar que a Reorientação Curricular é uma proposta que ganha contornos diferentes
face à contextualização de cada escola. Assim apresentamos, nestes volumes, sugestões que
serão redimensionadas de acordo com os valores e práticas de cada docente.
Esta ação objetiva propiciar a implementação de um currículo que, em sintonia com as novas
demandas sociais, busque o enfrentamento da complexidade que caracteriza este novo século.
Nesta perspectiva, é necessário envolver toda escola no importante trabalho de construção
de práticas pedagógicas voltadas para a formação de alunos cidadãos, compromissados com a
ordem democrática.
Certos de que cada um imprimirá a sua marca pessoal, esperamos estar contribuindo para
que os docentes busquem novos horizontes e consolidem novos saberes e expressamos os
agradecimentos da SEE/RJ aos professores da rede pública estadual de ensino do Rio de
Janeiro e a todo corpo docente da UFRJ envolvidos neste projeto.
Claudio Mendonça
Secretário de Estado de Educação
SUMÁRIO
15
Arpresentação
17
1ª série do Ensino Médio
19
Construção de um densímetro
Item curricular: Propriedades da matéria
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
22
Classificando substâncias
Item curricular: Substâncias puras simples e compostas e misturas – Modelo de Bolas
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
25
Experiência de Rutherford
Item curricular: Modelo atômico
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
28
Alquimia cósmica
Item curricular: Radioatividade
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
35
Conhecendo a Química
Item curricular: Teoria de Dalton; Evolução dos modelos atômicos; Constante de Avogadro;
Linguagem química
Nilsa Maria Aureliano Marcosin
41
2ª série do Ensino Médio
43
Atividade de Química orgânica
Item curricular: Funções orgânicas
Adriana Cardoso Franco, Cleber Luciano Silva Nascimento, Elaine Antunes Bobeda
46
Condutibilidade
Item curricular: Comportamento químico das substâncias
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
50
Modelo atômico – estudo do carbono
Item curricular: Ligações químicas de compostos orgânicos
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
55
Polaridade da água
Item curricular: Ligações químicas
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
58
Reações químicas
Item curricular: Reações químicas
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
61
3ª série do Ensino Médio
63
Cinética química
Item curricular: Cinética química
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
66
Combustão
Item curricular: Termoquímica
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
70
Combustão da vela
Item curricular: Termoquímica
Alita Mara Pereira, Sandra Maria Lírio de Almeida
73
Eletrólise em solução aquosa com eletrodos inertes
Item curricular: Eletroquímica
Sandro Paulo Assumpção Oliveira
76
Equilíbrio químico
Item curricular: Equilíbrio químico
Adriano Alves Passos, Francisco José da Silva Ferreira, Jackson Ramualdo Machado
81
Fabricação do papel indicador de repolho roxo
Item curricular: Comportamento químico das substâncias
Adriano Alves Passos, Francisco José da Silva Ferreira, Jackson Ramualdo Machado
87
Endotérmico ou exotérmico
Item curricular: Termoquímica
Elza dos Santos Coelho, Lucia T. Oliveira de Menezes, Mary Lucia da Silva, Monique F. Petrucci Conceição,
Rosana Gós Vasconcellos
90
Termoquímica
Item curricular: Termoquímica
Maria Aparecida Cordas Soares
Química
APRESENTAÇÃO
O trabalho aqui apresentado pretende se constituir em uma contribuição na aproximação dos
conteúdos do ensino de Química no nível médio e a realidade escolar de alunos e professores
da Rede Estadual de Ensino do Rio de Janeiro. Para tal, descreve, orientando os professores
para o uso, uma série de atividades práticas relacionadas aos conteúdos do ensino de Química,
todas elas de baixo custo e a serem desenvolvidas com materiais facilmente encontráveis no
dia-a-dia de professores e alunos das escolas estaduais.
Pretende-se, com essa aproximação, superar o formalismo que vinha presidindo os currículos
do ensino de Química e que vinha gerando diﬁculdades de toda ordem para a aprendizagem
dos conteúdos, na medida em que diﬁcultava aos alunos a associação com qualquer elemento
de suas vidas reais, mantendo-se no mero campo da abstração – o que, sabe-se hoje, constitui
entrave à aprendizagem.
Nesse sentido, pretende-se, com este trabalho, permitir aos educandos o entendimento
a respeito da presença da química na sua vida cotidiana e, com isso, tornar mais efetiva a
necessária integração da escola com a vida, dos conhecimentos escolares com os conhecimentos
do senso comum, tornando a atividade escolar mais do que uma mera obrigação voltada à
conquista de um diploma. A escola e seus saberes integrados à vida efetivam uma abertura para
o desenvolvimento das formas de interação dos sujeitos sociais com o mundo, na medida em
que permite, por meio dos conhecimentos escolares, que os educandos melhor compreendam
o mundo à sua volta, ampliando, desse modo, suas possibilidades de intervenção.
A ruptura com o formalismo e a introdução de atividades práticas e relacionadas à vida cotidiana
dos alunos constitui, assim, mais uma forma de permitir à escola o cumprimento de uma de
suas mais importantes funções socialmente reconhecidas e preconizadas em lei, a da formação
para o exercício consciente da cidadania. Romper com as barreiras historicamente constituídas
entre a vida escolar e a vida cidadã é, hoje, uma dimensão relevante das obrigações do educador
que pretende ser mais do que um mero reprodutor da estrutura social vigente ou um elo na
corrente de perpetuação das desigualdades sociais.
Apresentação
15
Assim sendo, através da apresentação e orientação para o uso, de atividades práticas relacionadas
aos conteúdos mínimos do ensino de química no nível médio da Rede Estadual de ensino, o
presente trabalho volta-se para a correção dos rumos da escolarização dos adolescentes do
nosso Estado, tornando-a mais adequada aos anseios e necessidades dos seus usuários e, por
isso, uma escola de melhor qualidade, porque comprometida com interesses e necessidades da
população.
Isabella Ribeiro Faria
José Guilherme da Silva
QUÍMICA
1ª SÉRIE
Ensino Médio
Janeiro de 2006
Química
CONSTRUÇÃO DE UM DENSÍMETRO
Item curricular
Propriedades da Matéria
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
O ponto de fusão (PF) e o ponto de ebulição (PE) são propriedades que podem ser utilizadas
para caracterizar e identiﬁcar as substâncias; bem como a densidade.
Densidade (d) é deﬁnida como a razão entre a massa (m) de um material e o volume (V) por
ele ocupado.
d = m/V , onde d é geralmente expressa em: g/cm³ ou g/L ou Kg/m³.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
É importante que o aluno perceba que uma substância é melhor caracterizada quanto maior for
o número de propriedades conhecidas referentes a ela.
A densidade é um conceito um pouco difícil de ser assimilado.
A ﬁnalidade deste simples experimento é auxiliar o aluno a
melhor compreendê-lo.
O densímetro é um aparelho utilizado para determinar a
densidade de líquidos, por exemplo, em indústrias de bebidas
alcoólicas (vinho, pinga, cerveja etc.). É, também, utilizado
em postos de gasolina para determinar a densidade dos
combustíveis (álcool ou gasolina), indicando se estão de
acordo com os padrões estabelecidos por lei.
Quando o densímetro é colocado em um líquido, ele indica
a densidade do líquido pela graduação existente na haste
superior do aparelho.
Construção de um Densímetro
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RECURSOS NECESSÁRIOS
- Massa de modelar
- 1/2 canudo de refrigerante
- 4 copos
- Água
- Óleo
- Solução de água salgada
- Álcool comum
- Caneta de retroprojetor de cores diferentes
ROTEIRO DA ATIVIDADE
- Com a massa de modelar, faça uma bolinha de, aproximadamente, 1 cm de diâmetro e ﬁxe-a
numa das extremidades do (1/2) canudo;
- Coloque o densímetro num copo com água e marque (com a caneta de retroprojetor) com
cuidado o nível que a água atinge no canudo. Com isso, você terá a marca da densidade da água.
- A seguir, coloque o densímetro nos outros 3 (três) copos contendo, respectivamente, água
salgada, óleo e álcool comum.
- Para cada líquido, faça uma marca, utilizando canetas de cores diferentes.
- No ﬁnal do experimento, o professor poderá fazer uma comprovação dos resultados obtidos
adicionando em um copo, lentamente, água + óleo + álcool, nesta ordem, tomando cuidado
para não deixar o álcool se misturar com a água.
QUESTÕES SUGERIDAS
Sabendo que quanto menor a densidade do líquido, mais submerso ﬁcará o densímetro,
responda as seguintes perguntas:
1) Qual desses líquidos é o mais denso?
2) E qual é o menos denso? Cite apenas um.
3) Qual a ordem crescente (do menor para o maior) dos líquidos analisados?
4) Qual deles é mais denso que a água?
5) Se repetirmos as mesmas experiências utilizando volumes diferentes de líquidos, as densidades
também serão diferentes? Por quê?
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
USBERCO & SALVADOR. Química. Vol. 1. São Paulo: Saraiva, 2000.
20
1ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
É importante que o aluno conheça bem:
- As unidades de medida, utilizadas em Química, para quantiﬁcar massa e volume;
- Como determinar a massa de um corpo em laboratório (uso da balança);
- Como determinar o volume de um corpo, em laboratório (uso da proveta).
Resultados esperados
- O líquido mais denso é a água salgada.
- Um dos líquidos menos denso é o álcool.
- Álcool < óleo < água < água salgada.
- Não. Pois a razão (relação) entre a massa e o volume (m/V) permanecerá constante.
Construção de um Densímetro
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CLASSIFICANDO SUBSTÂNCIAS
Item curricular
Substâncias Puras Simples e Compostas e Misturas – Modelo
de Bolas
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
O foco de estudo de um cientista é chamado de sistema. Para os químicos, os sistemas são
classiﬁcados em homogêneos ou heterogêneos. Os sistemas homogêneos podem ser formados
por:
Substância Pura: formado por uma única substância.
Sistemas Homogêneos
Mistura Homogênea: formado por mais de uma
substância numa mesma fase.
As substâncias podem ser classiﬁcadas em substâncias simples (formadas por um único
elemento químico) ou em substâncias compostas (formadas por vários elementos químicos).
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Compreender o conceito de modelo.
- Caracterizar diferentes sistemas materiais, a ﬁm de conceituar substâncias puras e misturas.
- Distinguir substâncias simples de substâncias compostas.
- Compreender a diferença entre elemento químico e átomo.
- Observar que moléculas iguais caracterizam uma substância, seja ela simples ou composta.
22
1ª série do Ensino Médio
Química
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Contas ou miçangas, com no mínimo 0,5cm de diâmetro, em três cores diferentes. Sugestão:
40 contas de uma cor, 25 de outra e mais 5 de uma terceira cor.
- Linha de costura ou ﬁo de nylon.
ROTEIRO DA ATIVIDADE
Misturar todas as “moléculas” e colocar em cima de uma superfície plana (pode ser a mesa do
professor) e pedir para os alunos se aproximarem. Poderão vir em grupos ou todos ao mesmo
tempo, dependendo do total de alunos na turma.
CONTEÚDOS A SEREM TRABALHADOS
Depois dos alunos observarem os conjuntos, perguntar:
a) Quantos átomos temos ao todo?
b) Quantos elementos químicos diferentes estão ali representados?
c) Quantas moléculas?
d) Quantas substâncias temos ao todo representadas nos modelos?
e) Separar os conjuntos iguais e classiﬁcar esses sistemas.
f) Identiﬁcar as substâncias simples e as compostas.
g) Misturar dois conjuntos e classiﬁcar o sistema separado.
h) Conceituar misturas e substâncias puras.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
OLIVEIRA, Edson Albuquerque de. Aulas Práticas de Química - volume único. São Paulo:
Moderna. 1986.
SILVA, Ronaldo Henriques da e SILVA, Edson Braga da. Curso de Química - vol.1. São Paulo:
Harbra, 1992.
FELTRE, Ricardo. Química - vol.1. São Paulo: Moderna, 1995.
NOVAIS, Vera Lúcia Duarte de. Química – vol.1. São Paulo: Atual, 1993.
LEMBO, Antônio. Química – Realidade e contexto – volume 1. São Paulo: Ática, 2004.
Classificando Substâncias
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PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
Átomos, moléculas, elementos químicos. Modelo de bolas.
Atividades a serem realizadas antes do uso do material
Professor, nesta atividade cada conta representa um átomo. Contas de cores diferentes
representam elementos químicos diferentes. Cada conjunto de contas está representando uma
molécula de uma substância. Conjuntos iguais, moléculas da mesma substância química.
Montar conjuntos amarrando as contas e com a linha ou ﬁo de nylon conforme os esquemas
apresentados a seguir:
Devem ser montados pelo menos cinco conjuntos de cada.
Resultados esperados
a) 65 átomos (65 contas ao todo).
b) 3 elementos químicos (3 cores diferentes de contas).
c) 25 moléculas (25 conjuntos).
d) 5 substâncias (5 conjuntos diferentes, cada um representando uma substância).
e) Serão separados 5 grupos de moléculas de iguais e identiﬁcar esses sistemas como substâncias
puras.
f) Temos três substâncias simples (conjuntos formados por contas da mesma cor) e duas
substâncias compostas (conjuntos formados por contas de cores diferentes).
g) Ao misturarmos dois conjuntos de substâncias simples, mostrar que agora temos uma
mistura.
h) Classiﬁcamos um sistema em substância pura quando ele é formado por uma substância
somente. Temos uma mistura se o sistema for formado por mais de uma substância.
Equívocos do senso comum
É importante mostrar ao aluno que moléculas iguais representam uma substância. Que átomos
iguais representam o mesmo elemento químico.
O aluno deve perceber que uma substância composta é uma substância pura. E que podemos
ter uma mistura de substâncias simples.
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1ª série do Ensino Médio
Química
EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
Item curricular
Modelo Atômico
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Em 1896, Becquerel, físico francês, iniciou o estudo de compostos de urânio e percebeu que
estes manchavam ﬁlmes fotográﬁcos. Ele explicou tais acontecimentos levantando a hipótese
de que o urânio deveria emitir radiações de maneira espontânea. Pouco tempo depois destas
descobertas, o físico neozelandês E. Rutherford e o físico francês P. Villard descobriram a
existência de três tipos de radiações que foram denominadas alfa (α), beta (β) e gama (γ).
Anos mais tarde Ernest Rutherford realizou a experiência com a lâmina de ouro sendo
bombardeada por partículas alfa. A análise dos resultados dessa experiência levou a um novo
modelo atômico.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Compreender que a radioatividade é um fenômeno natural que, uma vez conhecido, vem
sendo utilizado com diferentes ﬁnalidades;
- Relacionar a atividade com a experiência do bombardeamento por partículas α em uma placa
de ouro para a proposta do modelo atômico de Rutherford.
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Pedaço de tela ou peneira com malha de tamanho suﬁciente para a passagem do grão
utilizado.
- Grãos de arroz, milho ou feijão (de acordo com o tamanho malha da tela utilizada).
Experiência de Rutherford
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ROTEIRO DA ATIVIDADE
Pegar um punhado de grãos e arremessar em direção à tela. Deve-se, primeiramente, veriﬁcar
se o tamanho da malha da tela permite a passagem do grão escolhido. É necessário que os grãos
ultrapassem, porém alguns irão se chocar com os ﬁos da tela e não ultrapassarão o obstáculo.
QUESTÕES SUGERIDAS
1- O que acontece quando atiramos os grãos em direção à tela?
2- Por que alguns grãos não conseguem atravessar?
3- O que este experimento tem a ver com a experiência de Rutherford?
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEMBO, Antônio. Química – Realidade e contexto. São Paulo: Ática, 2004.
26
1ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
- Modelo atômico de Dalton.
Atividades a serem realizadas antes do uso do material
Caso utilize tela, fazer um bastidor ou prendê-la em algum suporte para que possa ser segurada
com alguma ﬁrmeza.
Resultados esperados
1- Alguns grãos atravessam a tela e outros não.
2- Porque eles se chocam com a malha que forma a tela, ou seja, existe um obstáculo para que
o grão não atravesse.
3- Quando Rutherford bomboardeou uma ﬁna placa de ouro com partículas alfa (+), algumas
destas partículas colidiram com o núcleo do átomo, retornando, outras partículas foram
repelidas pelo núcleo, desviando sua trajetória, e muitas passaram sem nenhum problema. Com
isso, o cientista identiﬁcou a eletrosfera e o núcleo do átomo
Explorações adicionais
Podem ser explorados os malefícios e benefícios da radiação, a utilização do carbono 14 para
determinação da idade de rochas, fósseis e objetos arqueológicos, os reatores nucleares, as
bombas atômicas e os acidentes nucleares por meio de textos informativos ou reportagens de
jornais ou revistas.
Transdisciplinaridade
- Efeitos biológicos da radiação (biologia).
- Determinação de datas com carbono 14 (biologia, geograﬁa e história).
- Usinas nucleares (química, biologia e geograﬁa).
- Bombas atômicas (química e história).
Experiência de Rutherford
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ALQUIMIA CÓSMICA
Item curricular
Radioatividade
Roteiro para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
As reações químicas que comumente são estudadas envolvem as mudanças na estrutura
eletrônica externa das espécies químicas. Por outro lado, reações nucleares resultam de uma
mudança que ocorre no núcleo do átomo. Um núcleo instável sofre uma reação denominada
decomposição radioativa ou decaimento. Se o fenômeno ocorrer espontaneamente, a decomposição
é denominada radioatividade natural; se for provocado em laboratório, radioatividade artiﬁcial. As
radiações emitidas pelas reações nucleares naturais podem ser desviadas por um campo elétrico
ou magnético e separadas, caracteristicamente, por três tipos: 1) emissão alfa (α): sofrem pequeno
desvio em direção à placa carregada negativamente, apresentam baixo poder de penetração. 2)
emissão beta (β): sofrem grande desvio em direção à placa carregada positivamente, apresentam
moderado poder de penetração. 3) emissão gama (γ): não sofrem desvio em sua trajetória
e atravessam a chapa fotográﬁca, apresentam alto poder de penetração. Para concluir, cabe
ainda mencionar três conceitos fundamentais desse tema: transmutação - transformação de
um elemento químico em outro, por emissão espontânea ou por bombardeamento de núcleos
com partículas α, β etc.; ﬁssão nuclear - ocorre quando núcleos instáveis são bombardeados,
originando 2 núcleos atômicos médios; e fusão nuclear - junção de 2 ou mais núcleos leves
originando um único núcleo e grande liberação de energia.
OBJETIVOS DO APRENDIZADO
- Compreender que a radioatividade é um fenômeno natural que, uma vez conhecido, vem
sendo utilizado com diferentes ﬁnalidades.
- Compreender os conceitos de ﬁssão e fusão nucleares, reconhecendo algumas de suas
aplicações.
28
1ª série do Ensino Médio
Química
RECURSOS NECESSÁRIOS
Texto proposto para a atividade - A ALQUIMIA CÓSMICA - Marcelo Gleiser
Alquimia Cósmica
Marcelo Gleiser
Durante a Idade Média e até o início do século 18, alquimistas tentaram um feito impossível: a
transmutação de elementos químicos, em particular chumbo, em ouro, usando reações químicas
comuns. O impossível aqui, como foi descoberto bem mais tarde, não é a transmutação dos
elementos em si, mas fazê-lo usando reações com energias típicas de reações químicas, baseadas
na troca de elétrons entre elementos.
O problema é que a identidade de um elemento químico, se é hidrogênio, carbono ou manganês,
não vem do número de elétrons circulando em torno de seu núcleo, mas do de prótons no
núcleo. Hidrogênio, o elemento mais simples e mais comum no Universo, tem apenas um
próton no núcleo. Hélio, o próximo, tem dois.
Leitores familiarizados com a Tabela Periódica sabem que os elementos são arranjados (da
esquerda para direita) de acordo com o seu “número atômico”, o número de prótons no
núcleo. Ouro tem 79 e chumbo, 82.
Transmutação só é possível quando muda o número de prótons no núcleo. Para isso, são
necessárias reações nucleares com energia milhões de vezes maiores do que as energias típicas
das reações químicas. Não dá para aquecer chumbo com um foguinho, misturá-lo com outros
compostos e obter ouro. O que não signiﬁca que a alquimia não tenha sido importante para o
desenvolvimento da química, especialmente devido à identiﬁcação de vários elementos. Mas a
verdadeira alquimia precisa da física nuclear.
Bem antes de existirem alquimistas humanos, uns 13 bilhões de anos antes, o Universo já
realizava o suposto milagre da transmutação no coração das estrelas.
É impossível olhar o mundo à nossa volta e não se perguntar de onde vieram os elementos
químicos que compõem as coisas da natureza. Pedras, plantas, água, animais, carros, poluição,
tudo é composto por 92 elementos, do hidrogênio ao urânio, combinados em moléculas. A
origem desses elementos está profundamente ligada à história cósmica. E nós também, já que
somos feitos desses elementos.
Durante o primeiro minuto de sua existência, o Universo não tinha átomos. Apenas prótons,
nêutrons (outra partícula que compõe o núcleo) elétrons viajavam pelo espaço, interagindo
violentamente entre si e com a radiação, como pedaços de legume em uma sopa em ebulição
(a água, nessa analogia, é a radiação.) Quando a temperatura da sopa cósmica caiu abaixo das
equivalentes às energias nucleares, os núcleos dos três elementos mais simples (hidrogênio,
hélio e lítio) foram formados.
Alquimia Cósmica
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Os primeiros átomos só surgiram 400 mil anos mais tarde, quando elétrons juntaram-se aos
prótons para formar hidrogênio e hélio. Com eles, estrelas puderam nascer. Delas, surgiram os
elementos mais pesados.
No coração das estrelas ocorre a fusão do hidrogênio em outros elementos. As enormes
pressões geram temperaturas de dezenas de milhares de graus, que causam reações capazes
de fundir prótons com prótons, formando, como num jogo de lego, outros elementos. Nas
estrelas como o Sol, a fusão vai até o carbono e oxigênio. Nas mais pesadas, até o ferro. São elas
as fornalhas alquímicas do cosmo. Quando morrem, explodem com tal força que os elementos
mais pesados que o ferro podem ser formados, até urânio. O oxigênio da água, o sódio e o
cloro do sal, o carbono da sua pele e das plantas, todos foram forjados em estrelas, os grandes
laboratórios alquímicos do cosmo. Pense nisso na próxima vez em que colocar sal no feijão.
Marcelo Gleiser é professor de física teórica do Dartmouth College, em Hanover (EUA), e
autor do livro ”O Fim da Terra e do Céu”.
Folha de São Paulo, Caderno Mais, 18/09/2005.
QUESTÕES SUGERIDAS
1) Fazer uma comparação entre reação química e reação nuclear.
2) Caracterização do elemento pelo número atômico (consultando o texto, deﬁna número
atômico).
3) Segundo o texto, o que vem a ser transmutação?
4) Em que se baseia uma reação química?
5) Localize os elementos citados no texto na sua Tabela Periódica? Identiﬁque suas famílias e
períodos.
6) Escreva o símbolo e a massa atômica dos elementos citados no texto.
7) Quais elementos devem formar o sol?
8) Comparar os diferentes signiﬁcados em química para “fusão”.
9) Pesquisar a idade do planeta Terra e do homem.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4 ed. São Paulo, Edgard Blücher, 1996.
MASTERTON, W.L., SLOWINSKI, E.J., STANITSKI, C.L. Princípios de Química. 6 ed. Rio de
Janeiro: LTC, 1990. Título original: Chemical Principles.
REIS, M. Completamente Química V. I e II. São Paulo: FTD, 2001.
30
1ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Conhecimento prévio
Estrutura da matéria, elementos químicos.
Equívocos do senso comum
A energia nuclear é um mal para a humanidade. Desfaz-se essa idéia apresentando as aplicações
nos diversos setores.
Explorações adicionais
Visita técnica a instituições – IRD (Instituto de Radioproteção e Dosimetria), Angra.
Leituras complementares
O acidente de Goiânia
Era 13 de setembro de 1987. Um aparelho de radioterapia contendo Césio 137 encontrava-se
abandonado no prédio do Instituto Goiano de Radioterapia, desativado há cerca de 2 anos.
Dois homens à procura de sucata invadiram o local e encontraram o aparelho, que foi levado
e vendido a um ferro velho.
Durante a desmontagem do aparelho, foram expostos ao ambiente 19,26g de Cloreto de Césio
– 137 – (137CsCl2), pó branco semelhante ao sal de cozinha, que, no entanto, brilha no escuro
com uma coloração azulada e muito bonita.
Encantado com o brilho do pó, o dono do ferro velho passou a mostrá-lo e até distribuí-lo aos
amigos e parentes.
Os primeiros sintomas da contaminação foram tonturas, vômitos e diarréias, algumas horas
depois que as pessoas tiveram contacto com o pó, levando-as a procurar farmácias e hospitais.
Foram medicadas como portadoras de alguma doença contagiosa. Os sintomas só foram
caracterizados como contaminação radioativa em 29 de setembro, depois que a esposa do
dono do ferro-velho levou parte do aparelho desmontado até a sede da Vigilância Sanitária.
Quatro pessoas morreram. Segundo a Comissão Nacional de Energia Nuclear (CNEM), das
112.800 pessoas que foram monitoradas, 129 apresentaram contaminação corporal interna e
externa. Destas, 49 foram internadas e 21 exigiram tratamento médico intensivo.
A propagação do Césio-137 para as vizinhanças da casa onde o aparelho foi desmontado se
deu por diversas formas. Merece destaque o fato de o CsCl ser higroscópio, isto é absorve
água da atmosfera, isso faz com que ele ﬁque úmido e assim passe a aderir com facilidade à
Alquimia Cósmica
31
pele, nas roupas e nos calçados. Levar as mãos ou alimentos contaminados à boca resulta em
contaminação interna do organismo.
Os trabalhos de descontaminação dos locais afetados produziram 13,4 toneladas de lixo com
Césio-137 entre roupas, utensílios, plantas, restos de solo, materiais de construção etc... O
lixo do maior acidente radiológico do país está armazenado em 1200 caixas, 2900 tambores
e quatorze containers em um depósito construído na Cidade de Abadia de Goiás, vizinha a
Goiânia, onde deverá ﬁcar por mais de 180 anos.
A tragédia de Goiânia deu origem a um processo judicial de 14 volumes, envolvendo os
donos do Instituto Goiano de Radioterapia, que chegou ao ﬁnal em março de 1996. Carlos
de Figueiredo Bezerril, Criseide Castro Dourado, Orlando Alves Teixeira e o físico hospitalar
Flamarion Barbosa Goulart foram condenados a 3 anos e 2 meses de pena em regime aberto
(trabalhando normalmente e pernoitando em albergue).
O acidente de Chernobyl
Na manhã de 26 de abril de 1986, como resultado de uma série de falhas de engenharia e controle
ocorreu um superaquecimento do reator de número quatro (4) da usina nuclear de Chernobyl,
próxima a cidade de Kiev, na Ucrânia (país da antiga União Soviética). O superaquecimento
provocou uma explosão que deslocou a tampa do reator de duas mil toneladas, lançando na
atmosfera uma nuvem contendo isótopos radioativos. Tal nuvem subiu até cerca de 5 km de
altitude e se alastrou por vários países da Europa, sendo detectada a muitos quilômetros de
distância. Esse foi o mais grave acidente nuclear da história.
Muitos dos operários e bombeiros que tentaram apagar o incêndio nas instalações morreram
pouco depois, por terem sido expostos à radiação. O fogo só foi controlado quando helicópteros
jogaram cinco mil toneladas de areia no topo do reator. Controlado o perigo mais imediato,
veículos-robôs foram usados na tentativa de limpar a usina e eliminar os resíduos radioativos.
Esses robôs apresentaram falhas de funcionamento, provavelmente devido aos altos níveis de
radiação no local. Finalmente, homens foram enviados para fazer tal limpezas (muitos deles
também morreram). Mais de 115 mil pessoas foram evacuadas das regiões vizinhas.
A Ucrânia e a Bielorrússia (atual Belarus) enfrentaram problemas de longo prazo. Muitos de
seus habitantes não podem beber a água do local ou ingerir vegetais, carne e leite ali produzidos.
Cerca de 15% de ﬂorestas e 20% do solo agriculturável de Belarus não poderão ser ocupados
por mais de 100 anos, devido aos altos índices de radioatividade.
Especialistas aﬁrmam que oito mil ucranianos já tenham morrido em conseqüência da tragédia.
Há previsões de que até 17.000 pessoas poderão morrer de câncer nos próximos setenta anos
devido à radiação espalhada no acidente.
32
1ª série do Ensino Médio
Química
Mudança no programa nuclear beneﬁcia a saúde
As dores voltaram fortes ao peito do aposentado J.F.M, de 71 anos. A vida regrada, livre do
cigarro, da bebida e dos alimentos gordurosos, e ausência de antecedentes de doenças cardíacas
na família não o pouparam da difícil experiência do enfarte, em dezembro. O bom estado de
saúde garantiu ao aposentado uma rápida recuperação, mas a volta das dores trouxe suspeitas
de novas complicações – angina ou estreitamento de uma artéria, entre outras possibilidades.
Para tirar todas as dúvidas dos médicos, JFM aguardava apreensivo, na semana passada, um
exame na câmara de cintilação tomográﬁca do Instituto do Coração (Incor), em São Paulo, que
diagnosticaria com precisão as causas das dores e permitiria aos médicos adotar o procedimento
correto para eliminá-las.
O aposentado recebeu, na corrente sanguínea, uma substância irradiada, cujo deslocamento
no coração permitiria à câmara de cintilação uma avaliação do funcionamento do órgão.
Novo rumo – JFM não sabe, mas está sendo beneﬁciado, indiretamente por uma revisão nos
rumos do programa nuclear brasileiro que vem ocorrendo, sem muito alarde, desde o início da
primeira gestão de FHC (Fernando Henrique Cardoso). O produto injetado em suas veias, o
tálio-201, é um dos radiofármacos – substâncias na maioria das vezes orgânicas irradiadas por
radioisótopos – produzidos pelo Instituto de Pesquisas Energéticas e Nucleares (IPEN). O
órgão, que esteve atrelado profundamente ao projeto do submarino nuclear nacional, vem nos
últimos cinco anos, direcionando suas atividades principalmente para a saúde.
O mecanismo que permite, com uso de radiofármacos, diagnosticar ou tratar uma enfermidade
é simples. Os radiofármacos são produtos obtidos a partir de substâncias em sua maior parte
compostos orgânicos irradiados por radioisótopos. Os níveis de radioatividade adquiridos pela
substância orgânica são insigniﬁcantes e não afetam o organismo, mas essa radioatividade é
detectada nas câmaras de cintilação, ocorrendo um resultado positivo para o seu objetivo.
Essas substâncias agem como mísseis teleguiados, ou seja, como são normalmente absorvidas
por determinados órgãos do corpo humano, acabam levando consigo a radioatividade para
partes especíﬁcas do corpo que se quer examinar. As câmaras de cintilação tomográﬁca fazem
a leitura do deslocamento da radioatividade através de imagens, reproduzindo um retrato do
metabolismo do órgão examinado.
Os radioisótopos – a matéria-prima para a fabricação dos radiofármacos – são elementos que
emitem energia para desintegração de seus núcleos. Dos trinta (30) isótopos utilizados pelo
Ipen para irradiação de radiofármacos, o principal é o tecnécio- 99, cuja radiação está presente
em mais de 80% dos exames. Pode ser irradiado, em substâncias como o enxofre coloidal, que
leva sua radioatividade ao fígado, ou pertecnetato, que vai para as glândulas salivares.
A produção de radiofármacos tem crescido à ordem de 15% ao ano, desde que se iniciou a
desmilitarização do IPEN. As atividades referentes ao desenvolvimento de um reator nuclear
para a propulsão de submarinos foram separadas – até mesmo ﬁsicamente – do Instituto e
concentradas sob administração exclusiva da Marinha.
Alquimia Cósmica
33
Atualmente, de acordo com os cálculos do superintendente do órgão, Cláudio Rodrigues, são
atendidas anualmente 1,5 milhões de pessoas com uma oferta atual de 30 produtos diferentes,
a maior parte dirigida a diagnósticos de extrema precisão. Mais de 300 hospitais utilizam os
radiofármacos em exames em câmaras de cintilograﬁa.
Espaço – “Há muito espaço para o crescimento nesse atendimento”, avalia Rodrigues. Segundo
ele, o número de procedimentos médicos envolvendo a Medicina Nuclear nos Estados Unidos
atinge a 20 milhões de pessoas por ano.
Esta expansão do Instituto é fruto de investimentos calculados em cerca de US$ 10 milhões,
efetuados entre o início de 1995 até o ﬁm de 1998. Desse total, US$ 2 milhões foram investidos
na ampliação da produção de radiofármacos. O restante foi empregado na ampliação da
capacidade do reator do IPEN, de 2 para 5 megawatts (mw), e na aquisição de uma novo
acelerador de partículas Cicloton . Os dois equipamentos permitem a ampliação da produção
de radioisótopos e a redução das importações dessa matéria- prima.
Eugênio Melloni., O Estado de São Paulo, 04 set. 1999
(www. estadao-escola.com.br)
Interdisciplinaridade
- Física: Eletromagnetismo e Física atômica e subatômica
- Biologia: Anatomia e Botânica
- História Geral
- Educação Ambiental
34
1ª série do Ensino Médio
Química
CONHECENDO A QUÍMICA
Item curricular:
Teoria de Dalton; Evolução dos modelos atômicos; Constante de
Avogadro; Linguagem Química
Roteiro para Aula Prática de Química
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Conhecer a evolução histórica do conhecimento da Química entendo assim fatos que levaram
ao estabelecimento de determinados conceitos cientíﬁcos.
RECURSOS NECESSÁRIOS
Atividade, caça palavras.
ROTEIRO DA ATIVIDADE 1: CAÇA-PALAVRAS
Encontrar os nomes dos cientistas que participaram da história e do desenvolvimento da
química.
Viajando na história
No caça palavras você vai encontrar os nomes de ﬁlósofos e cientistas que tiveram participação
na história e no desenvolvimento da química, como ciência, desde, aproximadamente, 500 a.C.
até o século XX. Cabe a você descobri-los, e associar, a cada um deles, um fato relevante, uma
experiência ou uma descoberta que teve importância do decorrer da história. Um deles já está
marcado para servir de exemplo:
Conhecendo a Química
35
AVOGRADO = Por volta de 1811, introduziu o termo molécula para designar uma partícula
elementar um pouco maior que o átomo, e melhor explicar os experimentos com gases e
corrigir as incoerências cometidas por DALTON.
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Nomes que constam nessa atividade:
1- Avogrado
2- Aristóteles
3- Robert Boyle
4- Becquerel
5- Bohr
6- Dalton
7- Demócrito
8- Lavoisier
9- Linus Pauling
10- Pierre e Marie curie
11- Proust
12- Rutherford
13- Paracelsus
14- Planck
15- Bunsen
16- Volta
36
1ª série do Ensino Médio
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Química
ROTEIRO DA ATIVIDADE 2: CONHECENDO O ÁTOMO
Objetivo de aprendizado
Compreender o conceito de átomo e sua aplicação.
Recursos necessários
- Um quadrado 20 x 20cm de cortiça ou de EVA
- Alﬁnetes pretos ou azuis = elétrons – pequenos, carga negativa.
- Bolinhas vermelhas = prótons – grandes, carga positiva.
- Bolinhas brancas = nêutrons – grandes, sem carga.
- Papel impresso = com as quatro primeiras órbitas, segundo modelo a seguir.
Conhecendo a Química
37
Procedimento
- Coloque o desenho das órbitas em cima da placa de EVA;
- Coloque no meio das órbitas uma tampa de plástico;
- Consulte a tabela periódica para montar o modelo de cada elemento.
• O número de prótons (bolinhas vermelhas) corresponde ao número atômico dos
elementos;
• O número de nêutrons (bolinhas brancas) é o resultado da diminuição do número de
massa atômica do número atômico.
• O número de elétrons (alﬁnetes azuis) vem assinalado no alto de cada casa, à direita.
• Para facilitar sua distribuição, as órbitas impressas vêm assinaladas com seu número
máximo de elétrons.
Exemplos
1) Hidrogênio
Veja na tabela que o hidrogênio tem um próton. Então coloque na tampa uma bolinha
vermelha.
Veja na tabela que ele tem um elétron. Espete na primeira órbita um alﬁnete.
Observe se o número de massa é igual ou diferente do número atômico.
O hidrogênio tem nêutrons?
2) Hélio
A tabela nos mostra que o hélio tem 2 prótons. Coloque na tampa 2 bolinhas vermelhas.
Como a massa atômica é 4 e o número atômico é 2, fazendo a diminuição vemos que ele tem
2 nêutrons. Coloque na tampa 2 bolinhas brancas.
Veja na tabela que ele tem 2 elétrons. Espete 2 alﬁnetes na primeira órbita.
3) Lítio
Observe a tabela e monte seu modelo. Coloque na tampa 3 bolinhas vermelhas e 4 bolinhas
brancas.
O número de alﬁnetes vem assinalado no alto de cada casa, à direita.
Espete 2 alﬁnetes na primeira órbita e um na segunda .
Obs.: Este modelo pode ser utilizado:
38
1ª série do Ensino Médio
Química
- para explicar a formação de íons.
- para falar sobre radioatividade.
- para ligações químicas.
MONTE O MODELO DOS OUTROS ELEMENTOS QUÍMICOS SEMPRE
CONSULTANDO A TABELA
Segue em anexo uma tabela que poderá ser utilizada.
EXPLORAÇÕES ADICIONAIS
Conhecendo os elementos
Atividade
Bingo dos Símbolos
O bingo é constituído de 48 cartelas com símbolos de elementos químicos da tabela periódica
e 90 ﬁchas com os nomes dos elementos que se encontram nas cartelas.
Para marcar nas cartelas é preciso de alguns marcadores, que podem ser sementes, pedaços
pequenos de papel etc.
O bingo dos símbolos é um jogo para ser realizado com toda a turma.
Conhecendo a Química
39
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Projeto ciência no dia a dia – Profª Marly Veiga, UERJ/IBRAG/DBAV/setor de ciências e biologia
– CEBIO.
Jogos didáticos – Márcia Borin da Cunha, Santa Maria, 2000.
Caça-palavras – Prof. Julio dos Santos Silva.
40
1ª série do Ensino Médio
QUÍMICA
2ª SÉRIE
Ensino Médio
Janeiro de 2006
Química
ATIVIDADE DE QUÍMICA ORGÂNICA
Item curricular
Funções Orgânicas
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
A celulose é um polímero natural e é a matéria prima química mais comum na superfície da
terra, pois é o constituinte principal de quase todos os tipos de vegetais. Entretanto, as fontes
comerciais de celulose se limitam ao linter de algodão e à polpa de madeira.
Os linters de algodão são as ﬁbras curtas que ﬁcam como resíduo das sementes de algodão
depois que as ﬁbras longas foram removidas pelo processo conhecido como desﬁbramento e se
constituem na forma mais pura de celulose natural que se conhece.
Acetato de celulose tem ﬂexibilidade que não permite que ele quebre, ﬁca entre poliestireno
(plásticos quebráveis) e o polimetacrilato de metila (o acrílico) tanto em preço como em
qualidade.
O acetato de celulose é usado na fabricação de caixas de ﬂores, caixas de bombons, ﬁlmes
fotográﬁcos, ﬁlmes cinematográﬁcos etc.
OBJETIVO
Diferenciar celulose e acetato de celulose
RECURSOS NECESSÁRIOS
- 4 tubos de ensaio
- Bico de Bunsen ou lamparina
- 1 pregador de madeira
Atividade de Química Orgânica
43
ROTEIRO DA ATIVIDADE
1. Numere os 4 tubos e coloque nos tubos da seguinte forma:
Tubo 1: uma porção de algodão
Tubo 2: um pedaço de ﬁlme fotográﬁco
Tubo 3: um pedaço de papel
Tubo 4: um pedaço de madeira (palitos de dente)
2. Aqueça os tubos, observe e anote o que aconteceu.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
FELTRE, Ricardo. Química - Volume 3 “Química Orgânica” São Paulo: Editora Moderna. 6ª
edição, 2004.
44
2ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Resultados esperados
Tubo 1: Carboniza sem fundir..
Tubo 2: Carboniza e funde (cola nas paredes do tubo de ensaio).
Tubo 3: Carboniza sem fundir.
Tubo 4: Carboniza sem fundir.
Conclusão
A celulose carboniza sem fundir (se colocarmos nos tubo de ensaio e aquecermos não cola
nas paredes do tubo). Já o acetato de celulose é um produto sintético, portanto carboniza e
funde.
Curiosidade
O acetato de celulose usado para ﬁlmes cinematográﬁcos, também chamados de ﬁlmes de
segurança, antigamente era feito de nitrato de celulose por isso é que ocorriam incêndios
freqüentes nos cinemas (retratado no ﬁlme “Cinema Paradiso”).
Atividade de Química Orgânica
45
CONDUTIBILIDADE
Item curricular
Comportamento Químico das Substâncias
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Arrhenius, químico sueco, realizou vários experimentos relacionados à passagem de corrente
elétrica em soluções aquosas. Por meio de observação, ele pôde concluir que existiam soluções
eletrolíticas e soluções não eletrolíticas. As soluções eletrolíticas conduzem corrente elétrica,
pois nelas existem íons livres. Esses íons provêm de compostos iônicos que sofrem dissociação
iônica ou de compostos moleculares que, em presença de água, sofrem ionização (ácidos e
amônia).
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Veriﬁcar a diferença de comportamento de não-eletrólitos, eletrólitos fortes e eletrólitos
fracos no que diz respeito à condutibilidade elétrica.
- Agrupar substâncias segundo o critério de comportamento na dissolução em água.
- Conceituar, segundo Arrhenius, ácidos e bases.
CONHECIMENTOS PRÉVIOS
- Ionização e dissociação iônica.
- Ligações iônicas e covalentes.
- Conceito de eletrólito.
46
2ª série do Ensino Médio
Química
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Circuito elétrico.
- Béqueres ou recipientes transparentes para o preparo das soluções.
- Soluções aquosas diversas, como, por exemplo, água com sal (salmoura), água pura (destilada),
água da torneira, água com açúcar, solução de ácido acético (vinagre), água com amônia, solução
aquosa de hidróxido de sódio (soda cáustica), café, sucos, álcool etc.
CUIDADO!
Não encoste na parte do ﬁo que está desencapado, risco de choque elétrico.
ROTEIRO DA ATIVIDADE
Ligar o circuito à bateria (ou rede elétrica), encostar as pontas desencapadas dos ﬁos uma na
outra e veriﬁcar se a lâmpada está acendendo. Afastá-los novamente. Agora podemos começar
a experimentar as soluções preparadas. Testar a condutibilidade elétrica de cada solução
colocando as duas pontas desencapadas dos ﬁos dentro de cada recipiente e tomando cuidado
para que os ﬁos nunca se encostem. Antes de testar outra solução, mergulhar as pontas em
um Béquer contendo água pura (de preferência destilada), para limpar os contatos. Anote, na
tabela, o que ocorre com a lâmpada em cada solução testada.
Condutibilidade
47
Solução testada
A lâmpada
acende?
SIM
NÃO
Observações
Salmoura
Água pura
Água da torneira
Água com açúcar
Vinagre
QUESTÕES SUGERIDAS
1- Por que a lâmpada acende em algumas soluções e, em outras, se mantém apagada?
2- A intensidade (brilho) da lâmpada é sempre o mesmo? Por quê?
3- De acordo com Arrhenius, por que as soluções eletrolíticas conduzem eletricidade?
4- Faça um paralelo entre as soluções eletrolíticas e não-eletrolíticas e a relação entre ligação
iônica e covalente?
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
OLIVEIRA, Edson Albuquerque de. Aulas Práticas de Química - volume único.São Paulo:
Moderna. 1986.
SILVA, Ronaldo Henriques da e SILVA, Edson Braga da. Curso de Química - vol.2. São Paulo:
Harbra, 1992.
FELTRE, Ricardo. Química - vol.2. São Paulo: Moderna, 1995.
NOVAIS, Vera Lúcia Duarte de. Química – vol.2. São Paulo: Atual, 1993.
LEMBO, Antônio. Química – Realidade e contexto – volume 2. São Paulo: Ática, 2004.
48
2ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
- Ionização e dissociação iônica.
- Ligações iônicas e covalentes.
- Conceito de eletrólito.
Atividades a serem realizadas antes do uso do material
Montar o circuito utilizando bateria (9V), lâmpada transparente (cristal), soquete para lâmpada
e ﬁo de cobre conforme o esquema, ou utilizar o segundo modelo caso preﬁra trabalhar com
a rede elétrica local (110/220V).
Resultados esperados
1- Porque existem soluções eletrolíticas e soluções não eletrolíticas.
2- Não, em algumas soluções a quantidade de íons é maior que em outras.
3- Porque existem íons livres e estes se encarregam de conduzir a corrente elétrica.
4- As soluções eletrolíticas são formadas por compostos iônicos (ligações iônicas) e por
compostos moleculares que, em presença de água, sofrem ionização (ligações covalentes)
e as soluções não eletrolíticas são formadas por compostos moleculares que não sofrem
ionização.
Transdisciplinaridade
ELETRICIDADE (Física)
Condutibilidade
49
MODELO ATÔMICO - ESTUDO DO CARBONO
Item curricular
Ligações Químicas de Compostos Orgânicos
Roteiro para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Com o rápido desenvolvimento da Química Orgânica e a conseqüente obtenção de novas
substâncias, veriﬁcou-se que não se conseguia explicar algumas propriedades veriﬁcadas nessas
novas substâncias a partir da Teoria de Kekulé (1858), que pode ser resumida em três itens:
1. O carbono é tetravalente.
2. As quatro valências do carbono são iguais entre si.
3. Os átomos de carbono podem ligar-se entre si ou com outros elementos originando cadeias.
Em 1874, Van’t Hoff e Le Bel criaram um modelo espacial para o carbono. Nesse modelo, o
átomo de carbono ocupa o centro de um tetraedro regular imaginário e dirige suas valências
para os quatros vértices do tetraedro.
50
2ª série do Ensino Médio
Química
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Fazer com que os alunos se familiarizem com uma visão tridimensional.
- Entender a visão espacial de ligação simples, dupla e tripla realizadas pelo átomo do elemento
químico carbono, que é o principal responsável pela formação dos compostos orgânicos.
- Proporcionar noções sobre fórmula espacial, estrutural e ângulos de ligação.
CONHECIMENTOS PRÉVIOS
- Noções sobre Ligações Químicas, basicamente a covalente.
- Introdução à Química Orgânica (alcano, alceno, alcino).
ATIVIDADE 1: CONSTRUINDO O TETRAEDRO
Recursos necessários
- Cartolina
- Tesoura
- Cola
- Papel A4 com o desenho a ser recortado
Roteiro da atividade
Obs.: Este procedimento poderá ser realizado, por exemplo, na aula de Educação Artística.
- Recortar, com atenção, os desenhos dos dois triângulos maiores, seguindo sempre as linhas
externas contínuas.
- Recortar 2 (dois) pedaços de cartolina de modo a caber o desenho do triângulo que foi
recortado no item anterior.
- Colar em cada pedaço de cartolina o desenho do triângulo.
- Fazer a dobradura, seguindo as linhas pontilhadas, de modo a formar um tetraedro para
cada desenho recortado. Os dois tetraedros formados devem estar bem colados, de maneira a
permitir o manuseio.
Modelo Atômico - Estudo do Carbono
51
52
2ª série do Ensino Médio
Química
Questões sugeridas para os alunos
- Desenhar as fórmulas espaciais de alguns compostos orgânicos, como, por exemplo: 1,2
dibromo etano, cloro eteno, cloro etino etc.
- Levando em conta a interdisciplinaridade, é possível trabalhar com a Geometria:
• Identiﬁcar as partes do tetraedro, como, por exemplo, o vértice, aresta e face.
• Calcular o perímetro, a área e o volume de ﬁguras geométricas como, por exemplo,
triângulo, losango etc.
ATIVIDADE 2: POR DENTRO DO TETRAEDRO
Recursos necessários
- Canudos de suco (diâmetro ≥ 5,0 mm)
- Tesoura
- Barbante (aproximadamente 2,0 m de comprimento)
- Um pote vazio de sorvete
- Detergente líquido
- Glicerina
Procedimento
- Pegue 3 (três) canudos, corte-os em 2 (duas) partes iguais, desprezando aquela que, porventura,
contenha “sanfona”. Os 6 (seis) pedaços deverão ter as mesmas dimensões, para que o
experimento ﬁque mais bonito.
- Em um pedaço de barbante de aproximadamente 1,0 m de comprimento, enﬁe 3 (três)
pedaços de canudos.
- Una as 2 (duas) pontas do barbante e enﬁe o 40 (quarto) pedaço do canudo.
- Depois separe as pontas desse barbante e introduza o 50 (quinto) pedaço do canudo em uma
das pontas e o 60 (sexto) pedaço na outra ponta.
- Passe esta última ponta do barbante através do canudo que constitui a base do triângulo.
- Una esta ponta do barbante com a outra que contém o 50 pedaço do canudo e dê um nó, de
modo a formar um tetraedro regular.
- Repita essas 6 (seis) etapas do Procedimento para montar um outro tetraedro regular. Caso
o experimento seja feito em dupla não é preciso que cada aluno faça 2 (dois) tetraedros.
- Pegue o pote plástico, encha-o com água (pode ser da torneira) até uma altura de
aproximadamente 10,0 cm. Adicione 3 (três) colheres de sopa do detergente e 1 (uma) de
glicerina. Agite, lentamente, até formar uma solução sem espumas.
- Mergulhe os tetraedros nesta solução.
Modelo Atômico - Estudo do Carbono
53
- Após alguns segundos, retire-os e observe o que aconteceu.
Obs.: Os tetraedros da Atividade 2 podem ser considerados como a parte interna dos tetraedros
da Atividade 1, sendo que no Baricentro (centro de gravidade da ﬁgura geométrica) de cada
tetraedro está localizado um átomo do elemento químico Carbono.
Questões sugeridas para os alunos
- Escrever quaisquer fórmulas espaciais e estruturais de compostos orgânicos contendo 2 (dois)
átomos de carbono ligados através de uma simples, dupla e tripla ligação, lembrando que, para
isto, os tetraedros devem estar unidos pelos vértices, arestas e faces, respectivamente.
- Levando em conta a interdisciplinaridade, o aluno poderá fazer uma pesquisa sobre Baricentro,
o que é e como o mesmo é determinado em uma ﬁgura geométrica.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
REIS, Martha. Química Integral - vol.U. São Paulo: FTD, 2004.
SARDELLA, Antônio. Curso Completo de Química – vol.U. São Paulo: Ática, 2000.
TITO & CANTO. Química na Abordagem do Cotidiano - vol.U. São Paulo: Moderna, 2002.
USBERCO & SALVADOR. Química – vol.U. São Paulo: Saraiva, 2002.
FELTRE, Ricardo. Química – vol.U. São Paulo: Moderna, 2000.
NOVAIS, Vera. Química - vol.U. São Paulo: Atual, 1998.
54
2ª série do Ensino Médio
Química
POLARIDADE DA ÁGUA
Item curricular
Ligações Químicas
Roteiro para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Substâncias iônicas são aquelas formadas por íons, isto é, são compostos que apresentam
partículas com carga elétrica positiva (cátions) e partículas com carga elétrica negativa
(ânions), ligadas entre si por forças de natureza elétrica (forças eletrostáticas). Nas substâncias
moleculares ou covalentes, tal fato não ocorre. As moléculas não são partículas com cargas
elétricas. Apesar disso, as moléculas podem apresentar pólos elétricos devido a sua geometria
molecular, por isso são chamadas moléculas polares. Algumas moléculas, por serem simétricas,
não apresentarão pólos positivos e negativos, por isso são chamadas moléculas apolares.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Observar um evidência de que algumas substâncias são formadas por moléculas polares.
- Reconhecer a geometria da molécula da água.
CONHECIMENTOS PRÉVIOS
- Ligações Covalente.
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Uma garrafa de água mineral de pequena (300 mL) com tampa.
- Uma carga vazia de caneta.
- Um prego.
- Água.
Polaridade da Água
55
- Caneta esferográﬁca.
- Flanela.
ATIVIDADES A SEREM REALIZADAS ANTES DO USO DO MATERIAL
- Fazer um furo com o prego aquecido na garrafa a dois dedos da base para encaixar sem folga
o tubo da caneta. Conforma ﬁgura:
ROTEIRO DA ATIVIDADE
Encher totalmente a garrafa com água. Aproveite esse momento para mostrar a seus alunos
que, mesmo com o furo, a água não sai quando a garra se encontra totalmente fechada, pois
há um equilíbrio de pressão. Ao começarmos a abrir a tampa da garrafa, devido à entrada de
ar, a água começa a sair pelo tuba da carga da caneta.
Abra um pouco a tampa para que saia um ﬁo ﬁno, mas contínuo, de água.
Atrite a caneta de plástico na ﬂanela ou no próprio cabelo. Aproxime do ﬁlete de água sem
encostar e observe o que ocorre.
56
2ª série do Ensino Médio
Química
RESULTADOS ESPERADOS
Devido à polaridade das moléculas de água, o ﬁlete irá sofrer um desvio na sua trajetória. Nesse
momento, deve-se apresentar a geometria angular da molécula da água e conseqüentemente
seus pólos positivo e negativo. Um modelo feito com bolinhas de massa de modelar e palito de
dente pode ser utilizado para melhor ilustrar a forma geométrica da molécula da água.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
USBERCO & SALVADOR. Química. Vol. 1. São Paulo: Saraiva, 2000.
Polaridade da Água
57
REAÇÕES QUÍMICAS
Item curricular
Reações Químicas
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Reação química é a transformação de uma ou mais substâncias em outras através da redistribuição
dos átomos e/ou radicais.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
Entender que as massas dos reagentes são consumidas progressivamente (antes da seta) e que
as massas dos produtos (substâncias escritas após a seta) são aumentadas da mesma maneira.
CONHECIMENTOS PRÉVIOS
- Estudo das funções químicas, principalmente os sais.
- Estudo de reações químicas (teoria).
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Água.
- Um frasco transparente ou tubo de ensaio.
- Solução de sulfato de cobre (CuSO4) (comprado em loja de material de piscina).
- Um pedaço de esponja de aço (ou pedaço de zinco).
- Um bastão de vidro ou canudo de plástico.
58
2ª série do Ensino Médio
Química
ROTEIRO DA ATIVIDADE
Em um frasco, coloque uma colher (de chá) de CuSO4 em água e agite até a completa dissolução
do sal.
Pegue um pedaço da esponja de aço e coloque na solução azul de sulfato de cobre.
QUESTÕES SUGERIDAS
1) O que aconteceu com o pedaço de da esponja de aço?
2) Que metal se depositou sobre o mesmo?
3) Que aconteceu com a cor da solução de sulfato de cobre?
4) Quais os reagentes e os produtos da reação?
5) Escreva a equação da reação química observada.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
OLIVEIRA, Edson Albuquerque de. Aulas Práticas de Química - volume único. São Paulo:
Moderna. 1986.
SARDELLA, Antônio. Curso Completo de Química – vol.U. São Paulo: Ática, 2000.
TITO & CANTO. Química na Abordagem do Cotidiano – vol.U. São Paulo: Moderna, 2002.
Reações Químicas
59
PARA O PROFESSOR
Roteiro da Atividade
Em um frasco, coloque uma colher (de chá) de CuSO4 em água e agite até a completa dissolução
do sal.
Pegue um pedaço da esponja de aço e coloque na solução azul de sulfato de cobre.
Após algum tempo a solução tenderá a ﬁcar incolor e o a esponja de aço ﬁcará revestida por
uma camada avermelhada de cobre.
Resultados esperados
1) Ficou vermelho, com a deposição do cobre.
2) O Cobre.
3) Ficou mais clara com o tempo de reação.
4) Reagentes Ferro e sulfato de cobre.
Produtos – sulfato ferroso e cobre metálico.
5) Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Explorações adicionais
- Esta atividade pode ser trabalhada no 3° ano do Ensino Médio, para introdução dos conceitos
envolvidos numa reação de óxido-redução (oxidante, redutor).
- Recomenda-se realizar visita a uma siderúrgica, se houver próxima à cidade.
60
2ª série do Ensino Médio
QUÍMICA
3ª SÉRIE
Ensino Médio
Janeiro de 2006
Química
CINÉTICA QUÍMICA
Item curricular
Cinética Química
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Toda reação química leva um certo tempo para se completar. Algumas reações ocorrem muito
rapidamente enquanto outras ocorrem muito devagar.
A velocidade de uma reação pode ser entendida como sendo a maior ou menor rapidez com
que ela se processa.
Em 1867, Guldberg e Waage, através de fatos experimentais, enunciaram a Lei da Ação das
Massas: a velocidade de uma reação química, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto
das concentrações molares dos reagentes.
Para uma reação genérica: A + B → M + N a expressão da velocidade é dada por v = K [A]ª
[B] , em que a e b são valores numéricos determinados experimentalmente.
Alguns fatores afetam a velocidade de uma reação. São eles:
- o estado de agregação;
- a concentração dos reagentes;
- a temperatura;
- catalisadores.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Observar a ocorrência de uma reação química com desprendimento de gás.
- Veriﬁcar a inﬂuência da temperatura e do estado de agregação na velocidade de uma reação.
Cinética Química
63
RECURSOS NECESSÁRIOS
- 3 copos transparentes, de vidro ou plástico
- 5 comprimidos efervescentes, tipo Sonrisal
- água (gelada, quente e na temperatura ambiente)
- relógio com marcador de segundos ou cronômetro
ROTEIRO DA ATIVIDADE 1
a) Numerar os 3 copos.
b) No copo 1, colocar 100mL de água gelada; no copo 2, colocar 100mL de água na temperatura
ambiente; e, no copo 3, 100mL de água quente.
c) Colocar, no mesmo instante, um comprimido em cada copo e anotar o tempo que cada
comprimido leva para ﬁnalizar sua efervescência.
ROTEIRO DA ATIVIDADE 2
a) Colocar nos copos 1 e 2, depois de lavados, 100mL de água na temperatura ambiente.
b) Triturar um comprimido e deixar o outro inteiro.
c) Colocar, ao mesmo tempo, o comprimido triturado no copo 1 e o comprimido inteiro no
copo 2 e anotar o tempo que cada um leva para ﬁnalizar sua efervescência.
QUESTÕES SUGERIDAS
a) Na atividade 1, em qual dos copos a reação ocorreu com maior velocidade?
b) De que maneira a temperatura inﬂuencia em uma reação química?
c) Na atividade 2, qual comprimido reagiu mais rapidamente, o triturado ou o inteiro?
d) O que podemos concluir ao observar a atividade 2?
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
OLIVEIRA, Edson Albuquerque de. Aulas Práticas de Química - volume único. São Paulo:
Moderna. 1986.
SILVA, Ronaldo Henriques da e SILVA, Edson Braga da. Curso de Química - vol.2. São Paulo:
Harbra, 1992.
FELTRE, Ricardo. Química - vol.2. São Paulo: Moderna, 1995.
NOVAIS, Vera Lúcia Duarte de. Química – vol.2. São Paulo: Atual, 1993.
LEMBO, Antônio. Química – Realidade e contexto – volume 2. São Paulo: Ática, 2004.
64
3ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
O aluno já deverá ter estudado: reações químicas; concentração de soluções; funções inorgânicas,
principalmente sais.
Conteúdos a serem trabalhados
Após a observação das atividades 1 e 2, o professor deverá observar com os alunos que a
reação ocorreu mais rapidamente na água quente e que o comprimido triturado reagiu mais
rapidamente que o inteiro, comprovando que, na maioria das vezes, a velocidade da reação
aumenta com o aumento da temperatura e que quanto maior a superfície de contato entre os
reagentes mais rapidamente se processará a reação.
Resultados esperados
1) No copo com água quente.
2) Quanto maior a temperatura, maior a velocidade da reação.
3) No copo com o comprimido triturado a reação ocorreu mais rapidamente.
4) Podemos concluir que quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a velocidade
da reação.
Equívocos do senso comum
Neste momento, deve-se mostrar ao aluno a diferença entre misturar e reagir, mostrando que
são dois fenômenos completamente distintos, portanto o termo dissolver não se aplica ao
experimento acima.
Explorações adicionais
Pode-se levar o aluno a identiﬁcar a composição do comprimido e abordar diversos conteúdos
de outras séries como:
- Funções Químicas (2ª série): ao identiﬁcar o principal componente do comprimido, pode-se
veriﬁcar qual a sua função inorgânica.
- Cálculo Estequiométrico (1ª série): com a composição do comprimido, pode-se propor ao
aluno algumas questões de cálculo estequiométrico.
Interdisciplinaridade
Com Biologia, ressaltando que o AAS não deve ser tomado quando houver sintoma de
dengue.
Cinética Química
65
COMBUSTÃO
Item curricular
Termoquímica
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
O Sol é a fonte primária de energia do nosso planeta. Ele transfere energia em forma de luz
e calor. A luz, nos vegetais, é responsável pela fotossíntese, processo pelo qual os vegetais
transformam água, gás carbônico e sais minerais em reservas energéticas.
Podemos citar, como exemplo de fonte de energia, o álcool, proveniente da cana-de-açúcar,
que é formado por carbono, oxigênio e hidrogênio. Este, quando reage com o gás oxigênio,
realiza um processo de combustão, em que as ligações da cadeia carbônica são quebradas
formando vapor de água, gás carbônico e liberando calor. Um outro combustível conhecido
é a paraﬁna, um hidrocarboneto, que também sofre combustão, porém a queima da paraﬁna
não é completa.
Observe as equações abaixo:
ÁLCOOL
PARAFINA
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)
Combustão completa
+ energia
C18H38(s) + 19/2O2(g) → 18C(s) + 19H2O(v)
Combustão incompleta
+ energia
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Diferenciar combustão completa de combustão incompleta.
RECURSOS NECESSÁRIOS
- 2 estacas de giz para quadro negro (de preferência da cor branca)
66
3ª série do Ensino Médio
Química
- vela
- lamparina a álcool
- fósforo
ROTEIRO DA ATIVIDADE
Acender a vela e a lamparina. Colocar a ponta de um giz sobre a chama da vela e a ponta do
outro sobre a chama da lamparina por aproximadamente 3 segundos. Observar.
QUESTÕES SUGERIDAS
1- O que você visualizou?
2- Como pode explicar a diferença?
3- O que é combustível?
4- Qual o combustível da lamparina?
5- E da vela?
6- Quem é o comburente?
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
FELTRE, Ricardo. Química - vol.U. São Paulo: Moderna, 1995.
NOVAIS, Vera Lúcia Duarte de. Química – vol.3. São Paulo: Atual, 1993.
LEMBO, Antônio. Química – Realidade e contexto – volume U. São Paulo: Ática, 2004.
TITO & CANTO. Química na Abordagem do Cotidiano - vol.U. São Paulo: Moderna, 2002.
Combustão
67
PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
- Funções da Química Orgânica.
Atividades a serem realizadas antes do uso do material
Pode-se confeccionar uma lamparina utilizando produtos de uso cotidiano, para isto basta
pegar um frasco de vidro pequeno, de remédio, por exemplo, utilizar um pequeno pedaço
de aviamento conhecido por rabo de rato (de algodão) e um pedaço de papel alumínio que
servirá como tampa. Faça um furo central no papel alumínio para passar o cordão rabo de rato
deixando um centímetro para fora e o restante do cordão deverá ser colocado dentro do frasco.
Coloque um pouco de álcool no recipiente (frasco), mergulhe o cordão e tampe com o papel
alumínio, espere um pouco até que o cordão esteja úmido, já pode acender a lamparina.
Resultados esperados
1. Uma estaca ﬁcou com a ponta preta e a outra praticamente nada sofreu.
2. A cor escura se deve ao elemento carbono, produzido na combustão incompleta.
3. É a substância responsável pela combustão.
4. O álcool.
5. A paraﬁna.
6. O oxigênio.
68
3ª série do Ensino Médio
Química
Explorações adicionais
- Efeito estufa
- Combustíveis fósseis
- Emissão de gases poluentes
- Chuva ácida
Transdisciplinaridade
- Fotossíntese (biologia)
- Combustíveis alternativos (química, biologia e geograﬁa)
Combustão
69
COMBUSTÃO DA VELA
Item curricular
Termoquímica
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
A combustão da vela consome o oxigênio contido no ar. Supondo que a vela seja constituída
apenas por pentacosano (na verdade, a vela é uma mistura de vários hidrocarbonetos sólidos),
a reação de combustão poderia ser representada pela equação:
C25H52 (s) + 38 O2(g) → 25 CO2 (g) + 26H2O(g)
Como podemos ver pela equação sugerida, os produtos da combustão são gás carbônico e
vapor d’água. A pressuposição fundamental do método é que o vapor d’água se condensa e o
gás carbônico, por ser muito solúvel em água, dissolve-se rapidamente.
Como conseqüência da remoção do gás oxigênio, a pressão dentro do cilindro diminui e a
água da bacia sobe pelo cilindro até uma altura que corresponde ao volume ocupado pelo gás
oxigênio. Comparando-se este volume com o volume total do cilindro, calcula-se o teor de
oxigênio total do cilindro.
Observação
d ar (livre CO2) = 1,293 g/dm3
d CO2 = 1,977 g/dm3
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Identiﬁcar a combustão da vela e suas propriedades.
70
3ª série do Ensino Médio
Química
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Uma bacia (uma lata de goiabada).
- Um toco de vela
- Um copo.
- Um cilindro.
ROTEIRO DA ATIVIDADE 1
- Fixe um toco de vela sobre uma vasilha redonda de lata de goiabada, acenda a vela e espere a
chama ﬁcar bem forte. Emborque um copo sobre a vela.
QUESTÕES SUGERIDAS PARA O ROTEIRO DE ATIVIDADE 1
1. O que aconteceu com a chama da vela?
2. Por que não houve mais combustão?
ROTEIRO DA ATIVIDADE 2
- Fixe um toco de vela sobre uma vasilha redonda de lata de goiabada, acenda a vela e espere
que a chama ﬁque bem forte. Adicione água na vasilha redonda. Emborque o copo sobre a
vela. Espere.
QUESTÕES SUGERIDAS PARA O ROTEIRO DE ATIVIDADE 2
1) O que aconteceu com a chama da vela?
2) Por que não houve mais combustão?
3) O que aconteceu com a água que estava na vasilha depois de algum tempo.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Revista Química Nova na Escola nº12. Seção: Experimentação no Ensino de Química : Desfazendo o
Mito. Artigo Christian Braathen.
Gepeq - Grupo de pesquisa em educação química. Livro de laboratório – Módulos III e IV
– Interações e transformações I. 5ª ed. São Paulo: Editora da USP, 1999.
Combustão da Vela
71
PARA O PROFESSOR
Resultados esperados do roteiro de atividade 1
1) A chama da vela apagou.
2) Não houve mais combustão devido à formação de gás carbônico da combustão completa da
vela, sendo o gás carbônico mais denso do que a densidade do ar livre de CO2.
Resultados esperados do roteiro de atividade 2
1) A chama da vela apagou.
2) Não houve mais combustão devido à queima da vela fornecer uma combustão completa,
liberando CO2 e a densidade do gás carbônico é 1,997g/dm3 , enquanto a densidade do ar livre
de CO2 é igual a 1,293 g/dm3. Sendo a densidade do gás carbônico maior do que a do ar livre,
e tendo o gás carbônico a função de não alimentar a combustão da maioria das substâncias, a
chama apaga.
3) Na combustão completa, há formação de gás carbônico e vapor d’água. A pressuposição
fundamental do método é que o vapor d’água se condensa e o gás carbônico, por ser muito
solúvel em água, dissolve-se rapidamente. Como conseqüência da remoção do gás oxigênio,
a pressão dentro do cilindro diminui e a água da bacia sobe pelo copo até uma altura que
corresponde ao volume ocupado pelo gás oxigênio.
72
3ª série do Ensino Médio
Química
ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA COM ELETRODOS INERTES
Item curricular
Eletroquímica
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
A eletrólise é um processo que separa os elementos químicos de um composto através do
uso da eletricidade. De maneira sumária, procede-se primeiro à decomposição (ionização ou
dissociação) do composto em íons e, posteriormente com a passagem de uma corrente contínua
através destes íons, são obtidos os elementos químicos. Em muitos casos, dependendo da
substância a ser eletrolisada e do meio em que ela ocorre, além de formar elementos, ocorre
também a formação de novos compostos. O processo da eletrólise é uma reação de óxidoredução oposta àquela que ocorre numa célula eletrolítica sendo, portanto, um fenômeno
físico-químico não espontâneo. A palavra eletrólise é originária dos radicais eletro (eletricidade)
e isis (decomposição). Em eletrólise aquosa com eletrodos inertes, os eletrólitos têm seus íons
gerados ou dissociados pela interferência do caráter polar da água. Como a água também
se ioniza, ocorre, nos eletrodos, uma competição na descarga dos elétrons entre os íons do
eletrólito e os da água. Pela eletrólise, pode-se decompor a água em hidrogênio e oxigênio. Esse
procedimento foi descoberto pela primeira vez pelo químico inglês William Nicholson, em
1800 e, posteriormente, por Faraday, em 1820.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Deﬁnir e reconhecer eletrólise, eletrólito, solução eletrolítica, eletródios, catodo e anodo,
exempliﬁcando com a eletrólise do NaCl em solução aquosa.
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Cuba de vidro ou copo de geléia.
- Fonte de corrente contínua ou três pilhas grandes.
Eletrólise em Solução Aquosa com Eletrodos Inertes
73
- Suporte universal.
- Solução de fenolftaleína.
- 2 tubos de ensaio.
- Uma colher das de sopa de sal de cozinha.
ROTEIRO DA ATIVIDADE
- Colocar água no copo de geléia até preencher 2/3 de sua altura.
- Encher completamente os dois tubos de ensaio com água.
- Tapar, com o dedo, um tubo de cada vez e emborca-lo dentro da água do copo; retirar o dedo
somente quando a boca do tubo estiver abaixo do nível da água, para evitar formação de bolhas
de ar no seu interior.
- Montar as pilhas nos porta-pilhas e fazer conexões necessárias para ligação sem série.
- Descascar cerca de 2 cm das extremidades de cada um dos ﬁos.
- Prender uma das extremidades de cada pedaço de 50 cm ao orifício das lâminas de cobre.
- Introduzir as lâminas em cada um dos tubos de ensaio, de forma que as partes descobertas
dos ﬁos não ﬁquem fora dos tubos.
- Adicionar uma colher das de sopa de sal de cozinha (cloreto de sódio).
- Após fechar o circuito, observar durante 30 minutos o nível do líquido nos tubos de ensaio.
- Retirar da solução o tubo que contiver mais gás, mantendo-o de boca para baixo.
- Acender um fósforo, aproximá-lo da boca do tubo e observar o que acontece.
- Pingar gotas de fenolftaleína na solução e veriﬁcar o que acontece.
QUESTÕES SUGERIDAS
- Identiﬁcar o cátodo e o ânodo.
- Escrever as semi-reações de oxidação e redução.
- Escrever a equação global do processo, identiﬁcando os produtos.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEMBO, Antônio. Química – Realidade e contexto – volume 2. São Paulo: Ática, 2004.
OLIVEIRA, Edson Albuquerque de. Aulas Práticas de Química - volume único. São Paulo:
Moderna. 1986.
74
3ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Resultados esperados
- Em dissolução ocorre a liberação dos íons do sal e da água:
2 NaCl + 2 H2O → 2 Na+ + 2 Cl- + 2 H+ + 2 OH- Para o eletrodo positivo (ânodo) se dirigem os ânions 2 Cl- e 2 OH-. Como a facilidade do íon
Cl- em perder elétrons é maior que o do OH-, ocorre a descarga dos íons Cl-:
2 Cl- - 2 elétrons → Cl2
- Para o eletrodo negativo (cátodo) se dirigem os cátions 2 Na+ e 2 H+. Como a facilidade do
íon H+ em ganhar elétrons é maior que o do Na+, ocorre a descarga dos íons H+ da água. Como
a ionização da água é muito baixa ocorre a descarga da própria água:
2 H2O + 2 elétrons → H2 + 2 OHEssa eletrólise obteve hidrogênio e cloro e, como subproduto, a soda caustica - NaOH (Na+
do catodo e OH- do ânodo).
2 NaCl + 2 H2O → H2 + Cl2 + 2 NaOH
Eletrólise
A eletrólise é o processo químico que ocorre devido à passagem de uma corrente elétrica
através de um eletrólito. Nesse processo, são utilizados dois eletrodos mergulhados numa
solução eletrolítica ligados a um circuito externo que contém uma fonte de corrente elétrica.
Esses eletrodos permitem uma troca de elétrons entre os eletrodos e a solução eletrolítica.
Dependendo do sentido em que ocorre a transferência de elétrons, o eletrodo é denominado
catodo ou ânodo:
Ânodo ou pólo positivo - É o eletrodo que recebe os elétrons dos ânions da solução (oxidação).
No sentido convencional, é aquele que apresenta o maior potencial elétrico dos dois eletrodos,
portanto, conduz a corrente elétrica para a solução.
Catodo ou pólo negativo - É o eletrodo que entrega os elétrons para os cátions da solução
eletrolítica (redução). Entre os dois eletrodos é o que apresenta o menor potencial,
conseqüentemente, é através dele que a corrente elétrica sai da solução.
Eletrólise em Solução Aquosa com Eletrodos Inertes
75
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Item curricular
Equilíbrio Químico
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são muito importantes
é que todas as reações químicas tendem a alcançar um equilíbrio. Às vezes diz-se que a reação
“foi completada”, mas, a rigor, não existem reações que consumam todos os reagentes. Todos
os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas
quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase impossível de se medir.
Por exemplo, na explosão de uma mistura 2:1 mol por mol de gases H2 e O2, a reação parece
ter reagido totalmente, porque não são destacadas quantidades remanescentes de hidrogênio
e oxigênio.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Na realidade, a reação se processa rapidamente para um estado de equilíbrio, no qual permanecem
ínﬁmas quantidades de H2 e O2. Assim, a expressão “a reação foi completada”, signiﬁca que o
equilíbrio foi estabilizado.
Reagentes
Sentido direto: v1
Produto
2H2(g) + O2(g)
H2O(g)*
Sentido indireto: v2
E o que é Estado de Equilíbrio?
Bem, você pode imaginar uma situação real que acontece no seu dia-a-dia.
76
3ª série do Ensino Médio
Química
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
Enunciar, reconhecer e aplicar ao deslocamento do equilíbrio o princípio de Le Chatelier.
Prever o deslocamento do equilíbrio, numa reação, quando houver: variação da concentração
dos reagentes, variação de temperatura, variação de pressão e presença de catalisadores.
RECURSOS NECESSÁRIOS
- 1 bacia pequena.
- 1 garrafa de cerveja ou 1 garrafa d’água.
- 1 geladeira.
- 1 garrafa de refrigerante.
- 1 óculos com lente fotocromática.
- 1 garrafa de refrigerante fechada.
ROTEIRO DA ATIVIDADE 1
• Colocar dentro de uma bacia pequena uma garrafa cheia de cerveja ou uma garrafa cheia
d’água, no congelador de uma geladeira.
• Aguarde até o dia seguinte.
• Retire a bacia com a garrafa.
• Observe. O que aconteceu?
• Como justiﬁcamos o ocorrido quimicamente?
ROTEIRO DA ATIVIDADE 2
• Colocar um óculos fotocromático no sol.
• O que ocorreu com as lentes?
• Agora, leve o óculos para um local sem intensidade de luz solar.
• Que mudança ocorreu com as lentes?
• Como você explica o que aconteceu?
Equilíbrio Químico
77
ROTEIRO DA ATIVIDADE 3
• Abra um refrigerante (guaraná, coca-cola etc.).
• Observe o que aconteceu?
• Como explicamos tal fenômeno.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
TITO & CANTO. Química na Abordagem do Cotidiano vol 2. São Paulo: Editora Moderna.
3ªedição, 2003.
HESS, Sônia. Experimentos de Química com materiais domésticos. São Paulo: Editora Moderna.1ªedição,
1997.
78
3ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Resultados esperados da atividade 1
Imagine uma garrafa de cerveja. Quando a colocamos em um congelador ou freezer e
esquecemos de retirá-la após um determinado tempo, possivelmente a garrafa teria estourado,
mas muitas vezes isso não ocorre. O fenômeno é denominado de supercongelamento, isto é,
quando o líquido, no caso a cerveja, “esquece” de congelar, pois o processo de resfriamento
foi muito rápido e as moléculas do líquido estão em um estado de equilíbrio. No entanto,
quando retiramos a garrafa do congelador e a abrimos, ela estoura, pois diminuímos a pressão
no interior da garrafa, ou seja, diminuímos a pressão dentro do sistema, o que provoca uma
perturbação no estado de equilíbrio que se estabelecia dentro da garrafa.
Estados de Equilíbrio estão muito presentes no nosso dia-a-dia, seja em fenômenos físicos,
biológicos e até mesmo fenômenos químicos.
Resultados esperados da atividade 2
Você, possivelmente, já viu ou ouviu falar dos óculos fotocromáticos. Talvez não os conheça
por este nome, mas deve conhecê-los. Óculos fotocromáticos são aqueles óculos que possuem
lentes que mudam de cor, conforme a intensidade luminosa, ou seja, quando uma pessoa que
usa este tipo de óculos está dentro de uma residência, as lentes são praticamente incolores, mas
quando esta pessoa ﬁca exposta à luz solar, as lentes tendem a ﬁcar com uma coloração escura.
Isso é devido a uma reação química que ocorre nos óculos.
A reação que ocorre nas lentes dos óculos é a seguinte:
AgCl + Energia ↔ Ag + Cl
O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá uma aparência clara para a mesma, já a prata
metálica (Ag), quando é formada na lente, dá uma aparência escura à lente. Esta reação é um
caso em que, se aumentar a energia na lente, no caso, a claridade, o equilíbrio deslocará para o
lado da formação do Ag elementar que é escuro (na lente). Quando se diminui a intensidade
luminosa na lente ocorre o favorecimento da reação inversa, ou seja, a diminuição da sensação
escura. Este exemplo é abrangido pelo princípio de Le Chatelier, que diz: “Quando um sistema
está em equilíbrio e sofre alguma perturbação, seja ela por variação de pressão, de concentração
de algum dos reagentes ou dos produtos, ou pela variação da temperatura, o sistema tenderá a
retornar o estado de equilíbrio, a partir da diminuição do efeito provocado pela perturbação.”
Este princípio pode ser enunciado de uma maneira mais simpliﬁcada: quando se aplica uma
perturbação a um sistema em equilíbrio, o sistema tende a provocar um reajuste para diminuir
as inﬂuências da perturbação.
Equilíbrio Químico
79
Resultados esperados da atividade 3
Dentro de uma garrafa de refrigerante, ocorrem várias reações, mas um destaque pode ser
dado para o ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe em H2O e CO2:
H2CO3 (aq) → H2O(l) + CO2 (g)
Esta é a reação de decomposição do ácido carbônico, sendo que ela está em equilíbrio químico,
pois à medida que ocorre a decomposição, também ocorre a formação de ácido carbônico,
sendo assim pode-se dizer que esta é uma reação que representa um estado de equilíbrio,
que sofre inﬂuência pela variação de temperatura, de pressão e também da concentração das
substâncias envolvidas.
Quando abrimos uma garrafa de refrigerante, ocorre uma diminuição da pressão no interior
do sistema (garrafa de refrigerante), ocorrendo um deslocamento do equilíbrio para o lado de
maior número de mols gasosos, ou seja, o lado dos produtos. Isto é mostrado pelo princípio de
Le Chatelier. O estado de equilíbrio também pode ser deslocado pelo aumento da temperatura,
ou seja, caso coloquemos um pouco de refrigerante para aquecer em um recipiente adequado,
ocorrerá a liberação de gases (esta reação é endotérmica), assim como no caso em que abrimos
a garrafa de refrigerante, ou seja, o gás liberado é o gás carbônico, CO2. Neste exemplo, nas duas
situações, estaremos provocando um deslocamento de equilíbrio químico, o que provocará no
refrigerante uma modiﬁcação no seu gosto. Isto você já deve ter percebido, quando um resto
de refrigerante ﬁca muito tempo dentro da geladeira, ele ﬁca com um gosto diferente, isto
ocorre devido ao fato de ter ocorrido perda de CO2, logo, perda de H2CO3.
80
3ª série do Ensino Médio
Química
FABRICAÇÃO DO PAPEL INDICADOR DE REPOLHO ROXO
Item curricular
Comportamento Químico das Substâncias
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
Indicadores visuais são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das características
físico-químicas da solução na qual estão contidos, em função de diversos fatores, tais como
pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. Podem ser
classiﬁcados de acordo com o mecanismo de mudança de cor ou os tipos de titulação nos
quais são aplicados. Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas
fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que
apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas; isto signiﬁca que
mudam de cor em função do pH.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
O trabalho visa disseminar a aplicação do extrato de repolho roxo e acesso imediato ao princípio
ativo (antocianinas) deste nos estudos de acidez-basicidade, que fazem parte do programa
de Química do Ensino Médio. Desenvolvemos, assim, o papel indicador de pH com esse
extrato aquoso. Objetivou-se também a conservação do extrato aquoso de repolho roxo com
substâncias tidas na literatura como conservantes (cloreto mercúrico, ácido cítrico e formol).
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Repolho-roxo
- Papel de ﬁltro
- Vinagre
- Água com sabão
- Água sanitária
Fabricação do Papel Indicador de Repolho Roxo
81
- Leite de Magnésio (ou outro anti-ácido estomacal)
- Comprimido de AAS (ácido acetilsalicílico)
- Papel de ﬁltro
- Recipiente de vidro
- Peneira
- 4 tubos de ensaio
ROTEIRO DA ATIVIDADE
Preparo do extrato e do papel de pH
- Ferva por 15 minutos 30g de repolho roxo picado em 150 mL de água destilada. Deixe
decantar por 10 minutos e ﬁltre. O ﬁltrado deve ser concentrado a 10 mL e, em seguida,
emergir tiras de papel de ﬁltro no concentrado e secar ao ar. Para conservar o extrato por
longo período convém adicionar 2 gotas de formol após seu esfriamento.
- Em tubos de ensaio com soluções de pH exatamente conhecido nas faixas de 1 a 14, foram
inseridos tiras do papel indicador que apresentaram variação apreciável de cor nas faixas de pH.
O papel passa a cor para a solução em que for inserido apresentando um colorido atrativo.
- Foram também realizados experimentos com o extrato aquoso de repolho roxo com formol
nas soluções tampão (pH 1 - 14) cujo comportamento não apresentou modiﬁcação. As
mudanças de cores nas faixas de pH foram observadas:
pH
Cor
Atividade
1-3
4-6
7-10
> 12
vermelho
muito ácida
violeta
ác. moderado
azul-verde
neutro-básica
amarelo
muito básica
QUESTÕES SUGERIDAS
Com a fabricação do papel indicador repolho roxo, identiﬁque com uma tira de papel indicador
roxo a acidez ou basicidade das substâncias e preencha o quadro:
SUBSTÂNCIA
Sabão em pó com água
Vinagre
Leite de Magnésia
Comprimido de AAS
82
3ª série do Ensino Médio
ÁCIDO
BASE
Química
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Química & Sociedade. PEQUIS (Pesquisa de Ensino de Química e Sociedade). Wildson Luiz
Pereira dos Santos, Gerson de Souza Mol (coordenadores) e outros. São Paulo: Editora Nova
Geração, 2005.
SILVA, Eduardo Roberto, NÓBREGA, Olímpio Salgado e SILVA, Ruth Hashimoto. Química
Conceitos Básicos. São Paulo: Editora Ática, 2001.
Fabricação do Papel Indicador de Repolho Roxo
83
PARA O PROFESSOR
Resultados Esperados
O estudo da estabilidade do extrato de repolho roxo com os conservantes foi acompanhado
através da espectroscopia no visível. A amostra com formol foi a única que não apresentou
alteração dos espectros de absorção, enquanto que os demais apresentaram alteração
imediatamente. Os estudos espectrocópicos do extrato com formol ao longo de 3 semanas
evidenciaram a não decomposição do mesmo e o seu comportamento frente às soluções
tampão foi o mesmo.
A partir dos resultados, será possível utilizar o papel de pH com o pigmento cianina do repolho
roxo bem como estocar o extrato aquoso com formol. Ressaltamos que as tiras de papel de pH
apresentam uma excelente durabilidade.
Foi feita a determinação do pH de alguns produtos de uso doméstico, utilizando-se os
indicadores desenvolvidos em papel e em solução. Os resultados podem ser comparados com
medidas realizadas com indicadores comerciais de pH (ﬁta indicadora universal de pH, Merck,
e papel indicador universal de pH, Reagen).
Explorações adicionais
Um pouco mais sobre indicadores
O uso de indicadores de pH é uma prática bem antiga que foi introduzida no século XVII por
Robert Boyle. Ele preparou um licor de violeta e observou que o extrato desta ﬂor tornavase vermelho em solução ácida e verde em solução básica. Gotejando o licor de violeta sobre
um papel branco e, em seguida, algumas gotas de vinagre, observou que o papel tornava-se
vermelho. Assim foram obtidos os primeiros indicadores de pH em ambas as formas: solução
e papel.
Nessa época, o conceito de ácidos e bases ainda não estava formalizado. Isto só veio a ocorrer
numa primeira tentativa cientiﬁcamente reconhecida, no século XIX, por iniciativa do químico
sueco Svante Arrhenius. Entretanto, ainda no século XVII, Boyle empregava a seguinte
descrição: “Ácido é qualquer substância que torna vermelhos os extratos de plantas”.
84
3ª série do Ensino Médio
Química
A partir dos trabalhos de Boyle, publicações sobre o uso de extratos de plantas como indicadores
tornaram-se freqüentes. Os extratos mais utilizados nessa época eram os de violeta e de um
líquen, Heliotropium tricoccum, chamado em inglês de “litmus” e em francês “tournesol”.
Durante o século XVIII, notou-se que nem todos os indicadores apresentavam as mesmas
mudanças de cor. Em 1775, Bergman escreveu que extratos de plantas azuis são mais sensíveis
aos ácidos, ou seja, possuem uma variação gradual de cor, que pode diferenciar ácidos fortes
de fracos. Por exemplo, ácido nítrico torna o extrato vermelho, já o vinagre não. E quando se
trabalha com extrato de litmus, esta mudança gradual de cor para ácidos de diferentes forças
não é observada.
Em 1767, Willian Lewis usou, pela primeira vez, extratos de plantas para a determinação do
ponto ﬁnal em titulações de neutralização. Antes disso, os extratos obtidos a partir de diversas
espécies de plantas só tinham aplicação para a análise qualitativa de águas minerais mencionadas
por Boyle, Iorden e duClos.
Em 1835, Marquat, realizando estudos com diversas espécies vegetais, propôs o termo
antocianinas (do grego: anthos=ﬂores; kianos=azul) para se referir aos pigmentos azuis
encontrados em ﬂores.
Somente no início do século XX, Willstätter e Robinson relacionaram as antocianinas como
sendo os pigmentos responsáveis pela coloração de diversas ﬂores e que seus extratos
apresentavam cores que variavam em função da acidez ou alcalinidade do meio. Foi notado
que as antocianinas possuem coloração avermelhada em meio ácido, violeta em meio neutro
e azul em condições alcalinas. Esse estudo explicou as mudanças de cores de extratos vegetais
observadas por Boyle.
Atualmente, sabe-se que as antocianinas, pigmentos da classe dos ﬂavonóides, são responsáveis
pelas cores: azul, violeta, vermelho e rosa de ﬂores e frutas.
Antocianinas são compostos derivados das antocianidinas, cuja estrutura genérica ilustrada na
Figura 1 é o cátion ﬂavílico. Nas antocianinas, uma ou mais hidroxilas das posições 3, 5 e 7
estão ligadas a açúcares, aos quais podem estar ligados ácidos fenólicos. Os diferentes grupos R
e R’ e açúcares ligados nas posições 3, 5 e 7, assim como os ácidos a eles ligados, caracterizam
os diferentes tipos de antocianinas, sendo que as mais comuns são apresentadas na Tabela 1.
Fabricação do Papel Indicador de Repolho Roxo
85
As diferentes cores exibidas pelos vegetais que contêm antocianinas dependem da inﬂuência
de diversos fatores, como a presença de outros pigmentos, a presença de quelatos com cátions
metálicos e o pH do ﬂuído da célula vegetal.
A propriedade das antocianinas apresentarem cores diferentes, dependendo do pH do
meio em que elas se encontram, faz com que estes pigmentos possam ser utilizados como
indicadores naturais de pH. As mudanças estruturais que ocorrem com a variação do pH e são
responsáveis pelo aparecimento das espécies com colorações diferentes, incluindo o amarelo
em meio fortemente alcalino, podem ser explicadas pelo esquema das principais transformações
ilustradas na Figura 2.
86
3ª série do Ensino Médio
Química
ENDOTÉRMICO OU EXOTÉRMICO?
Item curricular
Termoquímica
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
O funcionamento do corpo humano está associado a reações químicas, como, por exemplo, a
produção de energia através do metabolismo de alimentos na digestão. Termoquímica é a parte
da ciência que estuda as transferências de calor associadas a fenômenos físicos e químicos.
OBJETIVOS DO APRENDIZADO
- Identiﬁcar fenômenos em que ocorram trocas de calor.
- Classiﬁcar os fenômenos em processos endotérmicos ou exotérmicos.
CONHECIMENTOS PRÉVIOS
Identiﬁcar os componentes de uma reação química: reagentes e produtos.
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Placa de petri ou tampa de metal de uma lata de leite ou azulejo.
- Permanganato de potássio (KMnO4) (comprado em farmácias).
- Glicerina (comprada em farmácias).
- Algodão.
- Salitre do Chile (KNO3) (comprado em lojas de plantas e animais).
- Água.
- Frasco de Vidro.
Endotérmico ou Exotérmico?
87
ROTEIRO DAS ATIVIDADES
Atividade 1
Coloque primeiramente uma placa de petri ou tampa de leite em pó (sem ser de plástico) em
cima da mesa de trabalho.
Pegue um pedaço de algodão bem “fofo” aerado e coloque sobre ele uma colher (de café)
de permanganato de potássio. Adicione aproximadamente 9 gotas de glicerina sobre o
permanganato. Aguarde cerca de 8 minutos para que se inicie a queima do algodão.
Obs: Esta reação também pode ser feita sem o algodão, só que haverá necessidade de maior
quantidade de permanganato (uma colher de sopa).
A reação química que descreve o fenômeno observado é:
14KMnO4(s) + 4C3H5(OH)3() → 7K2CO3(s) + 7Mn2O3(s) + 5CO2(g) + 16H2O(v) + calor
Atividade 2
Dissolva um pouco de KNO3 em água e peça para um aluno tocar na parede externa do frasco
de vidro ou meça a temperatura da solução com um termômetro para comprovar a diminuição
da temperatura.
Questões sugeridas
1) O que pode ser observado na reação do permanganato de potássio com glicerina?
2) O que pose ser observado na dissolução do nitrato de potássio em água?
3) Classiﬁque esses fenômenos em endotérmico ou exotérmico.
4) Cite um exemplo do cotidiano de um processo que envolva liberação ou absorção de calor.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
TITO & CANTO – Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2000.
FELTRE, Ricardo. Química - vol.1. São Paulo: Moderna, 1995.
88
3ª série do Ensino Médio
Química
PARA O PROFESSOR
Resultados esperados
- A liberação de grande quantidade de calor.
- A temperatura do recipiente diminuiu bastante, ﬁcou gelada.
- A reação do permanganato de potássio com glicerina é um processo exotérmico e a dissolução
do nitrato de potássio em água é endotérmico.
- Liberação de calor: combustão de madeira, gás de cozinha etc.
- Absorção de calor: éter em contato com a pele que ao vaporizar utiliza o calor de seu corpo.
Explorações adicionais
Essa reação, pelo seu visual, pode ser utilizada como demonstração de fenômeno químico sem
preocupação com a reação química.
Em Biologia, pode ser citada na formação do ATP e mitocôndria (respiração celular),
Em física - Calorimetria.
Endotérmico ou Exotérmico?
89
TERMOQUÍMICA
Item curricular
Termoquímica
Roteiro do Aluno para Aula Prática de Química
INTRODUÇÃO
O tema proposto está voltado à compreensão de situações em que reações químicas e
fenômenos físicos provocam mudanças na temperatura ambiente, por exemplo, quando a
chama do fogão é acesa, ela fornece calor necessário para aquecer a água, fritar um bife ou,
então, assar um frango no forno; a reação entre o combustível e oxigênio do ar, que ocorre no
interior do motor dos aviões, ônibus, caminhões e automóveis, fornece a energia necessária
para movimentá-los.
É possível decompor a água em oxigênio e hidrogênio, à custa do fornecimento de energia.
Nosso principal interesse está voltado para dois tipos de trocas energéticas: a transferência de
calor associado a uma reação química e as transferências de calor associadas às mudanças de
estado físico, como:
Por que ao sair molhado após um banho de piscina ou de mar, ao vento, sentimos uma sensação
de frio?
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
- Entender a classiﬁcação das transformações físicas e químicas com relação ao calor trocado
com o ambiente.
- Conhecer o conceito de variação de entalpia.
- Saber prever valores de variação de entalpia de uma reação utilizando a Lei de Hess.
90
3ª série do Ensino Médio
Química
RECURSOS NECESSÁRIOS
- Lamparina.
- Copos de vidro, resistente ao calor.
- Algodão.
- Álcool.
- Água.
- Cadinho de porcelana.
- Palito de fósforo.
- Lata de refrigerante.
- Óleo comestível.
- Amendoim.
- Balança (digital).
ROTEIRO DA ATIVIDADE 1
Calculando as calorias
Coloque 200ml de água numa lata de refrigerante, limpa e vazia. Anote a temperatura da água,
com o termômetro.
Com uma balança digital, determine e anote a massa de um amendoim (ou grão de soja, pedaço
de gordura animal, de bife, de pão seco etc.).Coloque o amendoim num recipiente para ser
queimado, a uns 2cm do fundo da lata. Ateie fogo no amendoim.
Quando terminar a queima, agite a água com o termômetro, veriﬁque e anote a nova temperatura
da água. Determine a massa ﬁnal do amendoim e anote. Calcule o poder calorífero do amendoim
em kcal/g e em kJ/g.
ROTEIRO DA ATIVIDADE 2
Transferindo calor
Coloque 1ml de óleo numa cápsula de porcelana (cadinho). Introduza uma cabeça de um palito
de fósforo dentro da cápsula. Aqueça o sistema usando lamparina. Observe o que acontece.
Escreva uma explicação para o que foi observado.
Termoquímica
91
ROTEIRO DA ATIVIDADE 3
Umedeça um chumaço de algodão no álcool comum, coloque-o sobre uma tela de amianto.
Queime o algodão e observe o que acontece.
Prepare uma solução de água e álcool. Umedeça outro pedaço de algodão e coloque-o sobre
a tela de amianto. Queime-o e observe o que acontece. Escreva uma explicação para o que foi
observado.
QUESTÕES SUGERIDAS
Para ﬁxar os conteúdos, pode-se preparar palavras cruzadas, caça-palavras, textos para serem
corrigidos, textos para serem completados os espaços vazios etc.
CALOR
ENDOTÉRMICO
QUILOJOULES
ENERGIA
TERMOQUÍMICA
CALORIA
1000
<
JOULE
>
4,18
H
PRODUTOS
REAGENTES
QUILOCALORIA
ABSORÇÃO
EXOTÉRMICO
LIBERAÇÃO
1) Complete as lacunas do texto a seguir com as palavras destacadas nos
retângulos
“Os fenômenos que nos rodeiam envolvem trocas de ______, na forma de _____com o meio
ambiente. Estas trocas são estudadas por uma ciência denominada _____________.
São dois os processos de trocas com o meio ambiente que a química estuda: o processo
__________ que é aquele que ocorre com ________ e o _________ que é aquele que ocorre
com ___________ de calor.
Não se consegue determinar o conteúdo de energia de uma substância. Na prática,o que se
mede é a variação de entalpia ( ____ ). A variação de entalpia é igual à diferença entre a
entalpia dos ________ e a entalpia dos __________.
Nas reações exotérmicas ∆___ 0, já nas reações endotérmicas ∆ ___ 0.
As quantidades de energia são expressas em _______ (cal),em ________ (Kca l) ou ainda em
_______(J) e _________(KJ); O Kcal equivale a ________ e 1 cal equivale a _______ J.”
92
3ª série do Ensino Médio
Química
2) Caça-palavras
M
A
R
A
V
I
L
H
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P
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Palavras a serem encontradas
Energia - Maior - Menor - Calor - Entalpia - Joules - Caloria - Termoquímica - Endotérmica
- Exotérmica - Combustão - Queima
Obs: As palavras podem estar na vertical, na horizontal ou na diagonal.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
UTIMURA, Teruko Y. Química. Livro único. São Paulo: FTD, 1998.
USBERCO, João. Química Essencial. São Paulo: Saraiva, 2001.
SARDELLA, Antônio. Química. São Paulo: Ática, 2004.
HARTWIG & SOUZA & MOTA. Química 2. São Paulo: Ed.Scipione, 1999.
CAMARGO,Geraldo. Química Moderna 2. São Paulo: Ed.Scipione, 1995.
FONSECA,Martha Reis. Química Integral. São Paulo: FTD, 1993.
TITO & CANTO. Química. São Paulo: Ed.Moderna, 1999.
Termoquímica
93
PARA O PROFESSOR
Conhecimentos prévios
A partir de exemplos vivenciados pelo aluno, mostrar-lhe que mudanças de estado físico e
reações químicas são transformações que trocam (perdem ou ganham) calor com o ambiente;
fazer referência ao conteúdo calorífero de alimentos listados em rótulos e embalagens; relembrar
mudança de estado físico da matéria; relembrar ligações químicas.
Resultado esperado da atividade 1
Sendo um processo semelhante ao experimento anterior, observa-se que a queima do amendoim
provoca um aumento na temperatura da água – processo exotérmico. Este experimento nos
permite calcular as quantidades de energia dos alimentos (poder calórico), sem muita precisão
é claro, usando um “calorímetro doméstico”.
O cálculo do poder calórico do amendoim é calculado da seguinte forma:
Utilizamos 200ml de água, como sua densidade é igual a 1g/ml, 200ml=200g. A quantidade
de calor necessário para elevar em 1ºC a temperatura de 1,0g de água é equivalente a 1 caloria
(cal).
Suponhamos que a variação de temperatura observada foi de 5°C, então para elevar em 5°C a
temperatura de 1g de água são necessários 5 cal, então:
1g de água
200g
5 cal
x
x= 1000 cal (= a energia liberada)
Suponhamos que a diferença entre a massa inicial e a massa ﬁnal do amendoim tenha sido de
0,2g, então:
0,2g de amendoim
1,0g de amendoim
5 cal
x
x= 1000 cal (= a energia liberada)
Então, o poder calórico do amendoim é de 5000 cal/g ou 5 Kcal/g, ou ainda 20.900 J/g (pois
1 caloria = 4,18 Joules ).
Resultado esperado da atividade 2
Quando se fornece calor ao óleo, pouco tempo depois a cabeça do palito de fósforo entra em
combustão (queima). A cabeça do palito de fósforo é formada por uma mistura de clorato de
potássio, enxofre etc. embebidos em um banho de paraﬁna. Para que ocorra a combustão do
palito de fósforo, é necessário que os reagentes adquiram energia de ativação. No presente
experimento, essa energia é conseguida através do calor do óleo.
94
3ª série do Ensino Médio
Química
Obs: Muitas cozinheiras utilizam este experimento para veriﬁcar o momento certo em que a
temperatura do óleo é ideal para a fritura.
Não se utiliza a água porque ocorreria a dissolução dos componentes do palito.
Resultado esperado da atividade 3
O algodão embebido na solução de álcool e água não queima, porque o calor liberado na
combustão do álcool (processo exotérmico) é usado na vaporização do álcool e da água e
liberado para o ambiente, não sobrando energia suﬁciente para a queima do algodão. A água
também tem um papel refrigerante, absorvendo parte do calor gerado na queima do álcool.
Obs: Este experimento também poderia ser feito utilizando-se um copo de papel no lugar do
chumaço de algodão.
Respostas esperadas
Para ﬁxar os conteúdos, pode-se preparar palavras cruzadas, caça-palavras, textos para serem
corrigidos, textos para serem completados os espaços vazios etc.
1) Complete as lacunas do texto a seguir com as palavras destacadas nos retângulos
“Os fenômenos que nos rodeiam envolvem trocas de energia, na forma de calor com o meio
ambiente. Estas trocas são estudadas por uma ciência denominada termoquímica.
São dois os processos de trocas com o meio ambiente que a química estuda: o processo
exotérmico que é aquele que ocorre com liberação e o endotérmico que é aquele que ocorre
com absorção de calor.
Não se consegue determinar o conteúdo de energia de uma substância. Na prática,o que se
mede é a variação de entalpia (∆H). A variação de entalpia é igual a diferença entre a entalpia
dos produtos e a entalpia dos reagentes.
Nas reações exotérmicas ∆ < 0, já nas reações endotérmicas ∆ > 0.
As quantidades de energia são expressas em caloria (cal), em quilocaloria (Kca l) ou ainda em
Joule (J) e quilojoule (KJ); O Kcal equivale a 1000 cal e 1 cal equivale a 4,18 J.”
Obs: Sublinhadas estão as respostas do exercício.
Outras atividades sugeridas
Pode-se trabalhar com pesquisas que envolvam a utilização do tema abordado (contextualização)
no cotidiano, como por exemplo:
1) Tabelar as quantidades de energia (valor energético) de um determinado alimento quando
aproveitado pelo nosso corpo - expresso em quilocalorias (Kcal) ou quilojoules (KJ).
Termoquímica
95
2) Tabelar as necessidades diárias de calorias, por sexo e idade.
3) Tabelar o consumo metabólico aproximado (gasto de energia) em diversas atividades para
uma pessoa (depende do peso e da altura) como: dormindo, caminhando lentamente, dançando,
jogando futebol, nadando, correndo etc.
4) Documentários que explorem o tema, como por exemplo:
- A autodefesa do Besouro-Bombardeiro é uma reação exotérmica.
5) As bolsas plásticas utilizadas como primeiros-socorros (compressas) para atletas que sofreram
problemas musculares durante competições utiliza os processos endotérmico e exotérmico.
Para compressas quentes usa-se Cloreto de Cálcio ou Sulfato de Magnésio e, para compressas
frias, Nitrato de Amônio. As reações são:
CaCl2(s) + H2O → Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) ∆H = - 82,8 KJ
NH4NO3(s) + H2O → NH4+(aq) + NO3-(aq)
∆H= + 26,2 KJ
Estas experiências podem ser realizadas em sala de aula também. Tais bolsas atuam por 20
minutos, aproximadamente.
6) Avaliar e comparar o poder energético das principais fontes de energia (combustíveis)
utilizadas pelo homem – por exemplo: etanol, hidrogênio, gás metano etc.
7) Pesquisar sobre formas de armazenar quantidades enormes de energia nas ligações químicas
– o melhor exemplo são os explosivos.
Obs: Para se ter uma reação muito exotérmica, um explosivo deve ter ligações químicas muito
fracas, e sua decomposição deve produzir substâncias com ligações químicas muito fortes.
Analisando as energias de ligação observamos que as ligações N=N, C=O e C=O são muito
fortes, e os explosivos são fabricados para produzir N2(g), CO(g) e CO2(g).
4 C3H5N3O9 (l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(v) + O2(g)
(Reação de decomposição da nitroglicerina)
8) Pesquisar sobre as fontes de energia disponíveis no planeta (renováveis e não-renováveis),
como por exemplo: energia solar (do sol), energia eólica (dos ventos), energia hidráulica (da
água), nuclear (de núcleos atômicos), biomassa, petróleo, carvão mineral etc.
9) Pode-se aproveitar o assunto e pesquisar sobre: Efeito estufa, Chuva ácida, Protocolo de
Kyoto etc.
96
3ª série do Ensino Médio

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REORIENTAÇÃO CURRICULAR QUÍMICA

REORIENTAÇÃO CURRICULAR QUÍMICA

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A formação da classe operaria brasileira

PPT_16MAI2013_Fabricio de Mello

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ROTEIRO – 1ª ETAPA 8º ANO – ENSINO FUNDAMENTAL 2

Anexo 13