Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
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Capítulo 2
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O Laboratório e o ensino da Química
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2. O Laboratório e o ensino da Química
2.1 Princípios orientadores do Programa do 12º ano de Química
De acordo com os princípios da Reforma do Ensino Secundário de 2003, a disciplina de Química
(12º ano) surge na sequência da disciplina de Física e Química A, dos 10º e 11º anos, e orienta-se por
princípios idênticos, em particular no que se refere à componente desta área científica. O programa de
carácter nacional permite, de acordo com o estabelecido na estrutura curricular, a opção por tarefas,
estratégias de exploração e metodologias de ensino, conforme os interesses e desenvolvimento dos
alunos. Este aspecto pode ser encarado como uma forma de flexibilização, com vista a uma melhor
adequação aos interesses dos alunos, como um factor despoletador de motivação pelo estudo da
Química. De facto, aquilo que se pretende nesta etapa final do Ensino Secundário é que muitos dos
alunos que optaram por frequentar a disciplina se interessem por continuar estudos na área (M. E.,
2004).
Visão Geral do Programa
O Programa, globalmente subordinado à temática geral “Materiais”, está organizado em três
Unidades:
Unidade 1 – Metais e Ligas Metálicas;
Unidade 2 – Combustíveis, Energia e Ambiente;
Unidade 3 – Plásticos, Vidros e Novos Materiais.
A escolha do tipo de materiais a abordar em cada unidade teve em conta critérios de pertinência
social (hábitos de consumo e estilos de vida), económica (indústrias associadas e seu valor
acrescentado), cultural (característicos de diferentes épocas), histórica (motores de desenvolvimento
tecnológico), ambiental (esgotamento de recursos e implicações para a qualidade do ambiente), ética
(valores susceptíveis de serem desenvolvidos, por exemplo políticas contra o sobre-consumo) e
científica (conceitos químicos centrais que permitem adquirir conhecimento).
Embora incidindo sobre tipos de materiais diferentes, todas as Unidades seguem princípios
idênticos e foram organizadas internamente tendo em conta os critérios atrás referidos, de modo a
relevar a integração das perspectivas social, tecnológica e científica do conhecimento, de acordo com a
orientação Ciência-Tecnologia-Sociedade seguida nos Programas dos 10º e 11º anos. Os princípios
então enunciados continuam a ser defendidos, escolhendo-se agora temas e contextos julgados
pertinentes para alunos que concluem uma formação em Química de nível secundário. Esta formação
deverá proporcionar uma interpretação razoável e actual da diversidade e complexidade dos materiais
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que nos cercam. Mais ainda, a interpretação alcançada deverá ser útil como base para o
prosseguimento de estudos em Química de nível superior (M. E., 2004).
Orientações para a organização do ensino da Química
Considera-se que a orientação do ensino da Química no 12º ano deverá reger-se por princípios
que promovam a literacia científica dos alunos, surgindo dificuldades, de acordo com os autores, sobre
um conceito único de literacia científica e o carácter opcional da disciplina. Importa, portanto, apresentar
os princípios, que do nosso ponto de vista justificam as opções programáticas, enquadrados por valores
de sociedades democráticas onde o conhecimento será um valor a preservar em favor do
desenvolvimento social e da paz. No entanto, apesar das evidências da importância da Ciência e
Tecnologia para a Sociedade, não é irrelevante ponderar os objectivos, os conteúdos e as formas de
ensino da Ciência e das Tecnologias, neste caso da Química, que são mais adequados para a formação
dos alunos (M. E., 2004).
São oito os princípios utilizados na concepção do Programa da disciplina:
1. Ensinar Química como um dos pilares da cultura do mundo moderno.
2. Ensinar Química para o dia-a-dia.
3. Ensinar Química como forma de interpretar o mundo.
4. Ensinar Química para a cidadania.
5. Ensinar Química para compreender a sua inter-relação com a tecnologia.
6. Ensinar Química para melhorar atitudes face a esta Ciência.
7. Ensinar Química por razões estéticas.
8. Ensinar Química para preparar escolhas profissionais (M. E., 2004).
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2.2 O Trabalho Laboratorial: algumas considerações
2.2.1 Generalidades
O ensino laboratorial das Ciências nas escolas é demasiado prisioneiro do passado, sendo
necessário reexaminar criticamente o seu papel, actualmente, enquanto auxiliar da aprendizagem das
Ciências pelos alunos. O ensino de Ciências na escola sem trabalho laboratorial pode considerar-se
impensável, embora não possa mais atribuir-se-lhe objectivos que não podem ser realisticamente
atingidos ou que poderão ser conseguidos por meios alternativos (Wellington, 1998).
O trabalho laboratorial deve ser dinamizado e (re)orientado para a compreensão de conceitos
científicos e para o desenvolvimento de capacidades de pensamento requeridas para a tomada de
decisão a nível pessoal, a participação esclarecida em assuntos cívicos e culturais e a produtividade a
nível económico.
De facto, envolver os alunos na realização de trabalho laboratorial tende a valorizar as
potencialidades deste no sentido de permitir atingir objectivos relacionados com a aprendizagem de
conhecimento conceptual e procedimental, bem como a aprendizagem de metodologia científica e a
promoção de capacidades de pensamento. Neste último aspecto, é de salientar o desenvolvimento de
pensamento crítico e criativo e o desenvolvimento de atitudes como, por exemplo, a abertura de espírito,
a objectividade e a prontidão para suspender juízos sempre que a evidência e as razões não sejam
suficientes para o sustentar (Hodson, 2000).
Há muitas razões para incluir o trabalho laboratorial nas aulas de Ciências:
1. O envolvimento no trabalho laboratorial ajuda os alunos a adquirir a destreza de um bom
cientista. Assim, são desenvolvidos aspectos relacionados com o planeamento de investigações e uma
selecção apropriada de instrumentos, a observação e medição cuidadas, o registo correcto e claro dos
resultados, tratando-os, tendo em consideração as condições de validade.
2. A realização de trabalho laboratorial ajuda os alunos a compreender factos e conceitos.
3. A participação no trabalho laboratorial encoraja uma aprendizagem activa em vez de uma
aprendizagem passiva, pois exige que os alunos pensem sobre o objectivo da actividade.
4. Com o trabalho laboratorial, os alunos sentem mais motivação, o que estimula os seus
interesses e gostos.
5. O trabalho laboratorial pode tornar os fenómenos reais.
6. O trabalho laboratorial adiciona variedade e interesse às aulas de Ciências.
7. O trabalho laboratorial ajuda a desenvolver, entre outros, a comunicação, a literacia, o
raciocínio (Hodson, 2000); (Millar, 2004); (Wellington, 1998).
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De um modo geral, os objectivos que o trabalho laboratorial permitem alcançar podem ser
agrupados, conforme o esquema 2.1, em diferentes domínios: das atitudes (por exemplo, a motivação
dos alunos e o estímulo da cooperação entre os mesmos), procedimental (o desenvolvimento de
capacidades de observação, o domínio de técnicas laboratoriais), conceptual (por exemplo, aquisição de
conceitos ou interpretação de fenómenos), e da metodologia científica (como, por exemplo, resolução de
situações problema). O facto de o trabalho laboratorial poder permitir alcançar objectivos daquela
diversidade de domínios, não significa que o consiga (pelo menos de igual forma) na prática, pois essa
consecução depende do modo como é implementado. Assim, diversos autores (como Wellington, 1998 e
Hodson, 2000) assinalam que o papel motivador do trabalho laboratorial não pode ser assumido como
um dado adquirido, argumentando como principal causa o facto de o trabalho laboratorial realizado ser o
que interessa ao professor e não necessariamente ao aluno.
Domínios que o Trabalho Laboratorial pode permitir alcançar
Atitudes
Procedimental
Conceptual
Metodologia
científica
Esquema 2.1 – Domínios que o Trabalho Laboratorial pode permitir alcançar.
2.2.2 Dificuldades na introdução do trabalho laboratorial no ensino das Ciências
A importância da realização de trabalho laboratorial no ensino das Ciências tem sido largamente
defendida por diversos autores. Contudo, esta importância nem sempre é acompanhada de resultados
positivos decorrentes da realização do mesmo. Alguns autores defendem que o insucesso da
implementação do trabalho laboratorial reside no modo como o mesmo é realizado, pois este assume
habitualmente características prescritivas, assentes no cumprimento de instruções detalhadas,
conduzindo os alunos para a resposta correcta (García Barros, 1998). O trabalho laboratorial realizado
consiste essencialmente em demonstrações realizadas pelos professores ou actividades de carácter
ilustrativo (Dourado, 2001), que reforçam uma ideia de Ciência indutiva.
Por isso, desde há algum tempo, os especialistas têm vindo a defender uma mudança no modo
como o trabalho laboratorial é utilizado no ensino das Ciências, que o torne mais coerente com a própria
epistemologia da Ciência e com a visão construtivista da aprendizagem. Contudo, nem sempre
sugestões preconizadas pela investigação em educação em Ciências conduzem a mudanças nas
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práticas dos professores, pelo que, no caso do trabalho laboratorial, aquelas sugestões podem não ter a
expressão desejada.
Além de toda a problemática envolvente sobre dificuldades em realizar trabalho laboratorial e da
maioria dos professores de Ciências concordarem que as suas aulas deveriam incluir o trabalho
laboratorial, na maior parte dos casos, tal não acontece.
As razões apresentadas pelos professores para não realizarem actividades laboratoriais podem
ser incluídas em três categorias: (S.A., Pratical Work in science).
o
Falta de condições laboratoriais;
o
Escassez de tempo;
o
Elevado número de alunos por turma.
2.2.3 Considerações sobre a imprecisão de linguagem na classificação das modalidades de
trabalho prático
Apesar da existência de vasta informação acerca do assunto, ainda é comum a utilização, de
forma imprecisa, dos termos que caracterizam as diferentes modalidades de trabalho prático: trabalho
laboratorial, trabalho de campo e trabalho experimental.
Segundo Hodson, 2000, o trabalho laboratorial, o trabalho de campo e o trabalho experimental são
modalidades de trabalho prático reconhecidas, quer por professores quer por investigadores, como
recursos de inegável valor no ensino e aprendizagem das Ciências.
O trabalho laboratorial refere-se a actividades que requerem a utilização de materiais de
laboratório, mais ou menos convencionais, podendo ser realizadas num laboratório, ou mesmo numa
sala de aula, desde que não sejam necessárias condições especiais, sobretudo de segurança, para a
realização das mesmas (Dourado, 2001).
As actividades de trabalho de campo proporcionam a possibilidade de percepção da amplitude,
da diversidade e da complexidade dos fenómenos naturais, das transformações que ocorrem na
natureza, da diversidade da fauna e flora de uma dada região e da sua interacção com o meio. Estes
aspectos favorecem ocasiões privilegiadas para a aquisição de conhecimentos e para o
desenvolvimento de capacidades, nomeadamente no que respeita à observação, à interpretação, à
reflexão e à análise dos fenómenos em ambiente natural (Chaves, 2003).
Segundo Leite (2001), o trabalho experimental envolve todas as actividades que exigem o
controlo e manipulação de variáveis. Logo, as actividades experimentais podem corresponder a
actividades laboratoriais, de campo ou a qualquer outro tipo de trabalho prático.
De um modo mais resumido, a relação entre os vários tipos de trabalho referidos anteriormente é
apresentada no esquema 2.2, cuja análise permite inferir a abrangência do trabalho prático.
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Trabalho
Laboratorial
Trabalho de
Campo
Trabalho
Experimental
Esquema 2.2- Relação entre os vários tipos de Trabalho Prático (adaptado de Leite, 2001).
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2.3 Actividades laboratoriais em estudo: alguns aspectos relevantes
2.3.1 Um Ciclo do Cobre
2.3.1.1 Enquadramento no Programa de 12º ano de Química
A actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” surge enquadrada no tema denominado “Metais e
ligas metálicas”, do Programa de 12º ano de Química. Esta actividade laboratorial de carácter obrigatório
envolve diversos conceitos químicos inter-ligados, tal como é possível verificar no esquema 2.3, nos
campos assinalados.
A actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” centra-se na questão: Como reciclar um metal
usando processos químicos?. Por outro lado, podem destacar-se diversos objectos de ensino:
reactividade de um elemento metálico, exploração da Química do cobre, reacções de oxidação-redução,
reacções de ácido-base e reacções de precipitação. Associada a esta actividade existem, ainda, os
seguintes objectivos de aprendizagem:
• Caracterizar a reactividade de elementos metálicos, tendo como exemplo a reactividade do
cobre;
• Reconhecer a importância da reciclagem do cobre e as potencialidades da reciclagem dos
metais em geral;
• Identificar alguns problemas de poluição relacionados com a reciclagem do cobre (M. E., 2004)
Este trabalho consiste na realização e observação de uma sequência de reacções envolvendo o
elemento cobre. Existem diversas variantes de trabalhos laboratoriais com compostos de cobre que, por
terem a mesma espécie como reagente inicial e produto final de um conjunto de reacções sucessivas,
são designadas por "Ciclo do Cobre". No entanto, alguns destes ciclos são limitados a reacções de um
só tipo (por exemplo, reacções de complexação) ou não incluem o próprio metal como substância.
Tendo em consideração os objectivos de aprendizagem previstos, é importante que o trabalho seja
executado pelos alunos com o grau de elaboração proposto (M. E., 2004).
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Esquema 2.3- Contextualização dos conceitos relacionados com a actividade laboratorial de “Um Ciclo do Cobre”
(Adaptado de Ministério da Educação, 2004).
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2.3.1.2 A era do cobre
Apesar da idade dos metais ter tido início cerca de 8000 a. C., não se pode apontar um fim para
este período que mudou radicalmente a civilização, ao colocar termo à idade da pedra. Tudo começou
com a exploração do cobre, o primeiro metal a ser transformado pelo ser humano (M. E., 2004).
A palavra Cobre deriva da palavra latina Cuprum, que por sua vez deriva da palavra Cyprium,
usada para designar a ilha de Chipre, situada na zona leste do Mediterrâneo e considerada a principal
jazida do cobre antigo. O cobre foi o primeiro metal a ser utilizado pelas civilizações antigas, pois este
metal pode surgir na natureza na sua forma nativa, ou seja, pode encontrar-se livre (figura 2.1). Além
disto, o cobre apresenta uma cor bastante atraente e também possui uma elevada maleabilidade, sendo
portanto facilmente trabalhado.
Figura 2.1 – Amostra de cobre no estado nativo (Gauss, 2006).
Para além dos importantes depósitos de cobre na ilha de Chipre, este era relativamente vulgar
em quase toda a zona mediterrânica, em Inglaterra (na Cornualha e em Devon), na França Ocidental e
na zona central europeia (na Saxónia e na Boémia). Aparece à superfície, junto a correntes de água e
nas paredes de desfiladeiros, embora muitas vezes com uma cor azul-esverdeada, resultado da
formação de carbonato por exposição às intempéries do clima.
No Médio Oriente, as primeiras grandes civilizações a usarem metais foram as das cidadesestado da Suméria. Os Sumérios navegaram no rio Eufrates, nas rotas do comércio que incluíam o
transporte de cobre da Arménia para norte. A designação suméria para o cobre, “urudu”, é a mesma
palavra usada para designar o rio Eufrates, literalmente, “rio de cobre”.
Em Gerza, no rio Nilo, a sul da moderna cidade do Cairo, os seus habitantes desenvolveram
uma civilização baseada na metalurgia do cobre, tendo aprendido, por volta do ano 3500 a. C., os
fundamentos básicos da metalurgia daquele metal com imigrantes vindos da Mesopotâmia (Wikipédia,
2006; Simões, 2005).
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Actualmente, a maior mina de cobre do mundo a céu aberto, representada na figura 2.2, situa-se
em Chuquicamata, no Chile.
Figura 2.2 – Mina de cobre em Chuquicamata, no Chile (Pepe, 2006).
2.3.1.3 Propriedades e aplicações do cobre
O cobre é um elemento relativamente escasso, constituindo apenas 6,8 x 10-3 % da massa da
crosta terrestre. Este elemento pode surgir na natureza na forma nativa (não combinada) ou combinado
com outros elementos, em minérios como, por exemplo, a calcopirite, CuFeS2.
O cobre metálico, de cor castanho-avermelhado, apresenta o segundo valor mais elevado de
condutividade eléctrica (a prata é o elemento com maior condutividade eléctrica) e é um bom condutor
térmico. Na tabela 2.1, resume-se um conjunto de algumas propriedades características deste elemento
(Chang, 2005).
Tabela 2.1 – Características principais do cobre.
PROPRIEDADES DO COBRE
Número atómico
29
Massa atómica
63,546
Raio atómico
1,35 pm
Configuração electrónica
1ª Energia de ionização
745,5 kJ mol-1
2ª Energia de ionização
1957,9 kJ mol-1
Electronegatividade
1,9
Densidade
8,96
Estado físico, a 25 ºC
Sólido
Ponto de fusão
1083 ºC
Ponto de ebulição
2595 ºC
Capacidade calorífica molar (sólido)
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[Ar] 3d10 4s1
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24,440 J K-1 mol-1
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De acordo com a configuração electrónica de valência do cobre (3d10 4s1), este pode originar
dois catiões: o ião Cu + , com a configuração electrónica de valência 3d10, e o ião Cu 2 + , com a
configuração electrónica de valência 3d9. Deste modo, o cobre é um elemento de transição porque, pelo
menos o ião Cu 2 + , possui uma orbital d incompleta (Chang, 2005).
De facto, nos compostos em cuja composição surge o cobre, este surge principalmente nos
estados de oxidação +1 e +2. O cobre no estado de oxidação +1 é menos estável e, em solução aquosa,
sofre dismutação. Assim, o ião cuproso, Cu+, em solução, é facilmente reduzido a metal ou oxidado ao
estado +2, conforme está traduzido nas equações químicas (2.1) e (2.2), respectivamente.
Cu + (aq ) + e −
Cu + (aq )
→
Cu (s )
→ Cu 2+ (aq ) + e −
Eº = 0,52 V
(2.1)
Eº= -0,15 V
(2.2)
Globalmente, o processo de dismutação pode ser traduzido pela equação química (2.3). A esta
reacção corresponde uma constante de equilíbrio com o valor de 2 x 106, a 25ºC. No entanto, a reacção
pode ser invertida na presença de ligandos ( Cl − e CN − ) que complexam mais fortemente com Cu(I) do
que com Cu (II) .
2 Cu + (aq )
→ Cu (s ) + Cu 2 + (aq )
Eº = 0,37 V
(2.3)
O ião cúprico, Cu 2 + , pode formar um hexaaquocomplexo de cor azul, [Cu (H 2O )6 ] , com a
2+
estrutura de um octaedro tetragonal distorcido, no qual duas moléculas de água estão mais distantes do
cobre do que as outras quatro moléculas. Por outro lado, a adição de base ao ião cúprico conduz à
precipitação de hidróxido de cobre(II), Cu (OH )2 , que é insolúvel em água, mas dissolve-se
ligeiramente em solução concentrada de OH − , formando o ião Cu (OH )3 . O hidróxido de cobre (II),
−
Cu (OH )2 , também se dissolve facilmente em solução aquosa de NH 3 , formando o ião
[Cu (NH3 )4 ]2
+
, de cor azul intensa, que apresenta uma estrutura tetragonal distorcida. A adição de
ácido a este complexo leva à precipitação de Cu (OH )2 que se pode dissolver, de novo, com a adição
de excesso de ácido (Russell, 1982).
O consumo total de cobre no mundo ocidental no ano de 1997 foi de cerca de 13 milhões de
toneladas. A indústria eléctrica consumiu cerca de 50% e a da construção cerca de 14%. O cobre é um
metal que possui um elevado número de aplicações no nosso dia-a-dia. Este metal é maioritariamente
utilizado como condutor eléctrico, sendo também bastante importante em medicina (são utilizadas lentes
de cristal de cobre em radiologia para a detecção de pequenos tumores), no fabrico de ligas, no
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revestimento de fachadas, em caleiras, em escultura, na cunhagem de moedas, etc. Um dos compostos
de cobre – sulfato de cobre (II) – é também fundamental na agricultura. Um resumo das aplicações do
cobre está representado no esquema 2.4 (Wikipédia, 2006).
Aplicações do cobre
Fios e cabos
eléctricos
Ligas
Canalizações
Revestimento de
fachadas
Medicina
Escultura
Motores eléctricos
Esquema 2.4 - Algumas aplicações do cobre.
2.3.1.4 Purificação do cobre
Na natureza existem vários minerais de cobre, como a bonite ( Cu 5FeS4 ), a covelite ( CuS ), a
calcocite ( Cu 2S ), a calcopirite ( CuFeS2 ), etc. Contudo, a calcopirite é o mineral de cobre mais comum,
sendo também o seu minério mais importante (Bishop, 2005).
Dispondo do minério calcopirite, CuFeS2, o metal cobre pode ser obtido por fusão ou calcinação,
resultando Cu 2S e posteriormente o metal, de acordo com as reacções traduzidas pelas equações
químicas (2.4) e (2.5).
2 CuFeS2 (s ) + 4O 2 (g ) → Cu 2S (s ) + 2FeO (s ) + 3SO 2 (g )
Cu 2S (s ) + O 2 (g ) →
2 Cu (s ) + SO 2 (g )
(2.4)
(2.5)
O cobre metálico assim obtido não é puro, contendo impurezas como zinco, ferro, prata e ouro.
Para a sua purificação pode-se recorrer à electrólise ou à refinação por zonas, conforme está
esquematizado nas figuras 2.3 e 2.4, respectivamente.
Figura 2.3– Representação esquemática da purificação
electrolítica do cobre (Adaptado de Chang, 2005).
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No processo de purificação electrolítico, os eléctrodos de cobre “impuro” e cobre puro,
mergulhados numa solução de ácido sulfúrico contendo iões Cu2+ (electrólito), funcionam de ânodo e
cátodo, respectivamente, de acordo com as reacções traduzidas pelas equações (2.6) e (2.7):
Ânodo (oxidação):
Cu (s ) → Cu 2 + (aq ) + 2 e −
(2.6)
Cátodo (redução):
Cu 2 + (aq ) + 2 e −→ Cu (s )
(2.7)
As impurezas reactivas que existem no ânodo de cobre, como o ferro e o zinco, são também
oxidadas no ânodo e vão para a solução na forma de iões Fe2 + e Zn 2 + , que não são, no entanto,
reduzidos no cátodo. Por sua vez, os metais menos reactivos, tais como o ouro e a prata, não são
oxidados no ânodo; à medida que o ânodo de cobre se dissolve, estes metais caem eventualmente para
o fundo da célula. O resultado global deste processo é a transferência de cobre do ânodo para o cátodo.
O cobre obtido através deste processo possui uma pureza superior a 99,5% (Chang, 2005); (Reger,
1997).
Outra técnica usada com o objectivo de obter metais muito puros é a refinação por zonas. Neste
processo, introduz-se uma haste do metal impuro numa bobina, que é uma resistência eléctrica de
aquecimento, que funde o metal (figura 2.4).
Figura 2.4 - Representação do processo refinação por zonas.
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À medida que a haste metálica emerge da bobina de aquecimento, arrefece e o metal puro
cristaliza, deixando as impurezas na porção de metal fundido que ainda se encontra no interior da
bobina de aquecimento. Quando a zona fundida que transporta as impurezas, agora em maior
quantidade, atinge o extremo da haste, é arrefecida e depois cortada. A repetição sucessiva deste
processo conduz a um metal com uma pureza superior a 99,99% (Chang, 2005); (Reger, 1997).
2.3.1.5 A actividade laboratorial
Reciclar materiais é um dos pilares de qualquer desenvolvimento continuado e sustentado, pois
os recursos naturais não são ilimitados.
O cobre é um metal bastante utilizado a nível industrial e os resíduos resultantes das suas
aplicações apresentam, frequentemente, malefícios para o meio ambiente. Este último aspecto, bem
como a necessidade crescente de preservar matérias primas e economizar energia, impõe a reciclagem
de tais resíduos, ainda que tal operação possa tornar-se dispendiosa.
O cobre pode ser transformado através de uma sequência de reacções sucessivas que
permitem recuperar o metal inicial. Esta sequência denomina-se “Ciclo do Cobre”. O rendimento desta
“reciclagem” do cobre dependerá de vários factores, entre os quais a extensão das reacções Químicas
envolvidas, a existência de reacções laterais, o grau de pureza dos reagentes ou o cuidado posto na
técnica laboratorial (Gil, et al. 2005).
O ciclo do cobre permite evidenciar a ocorrência de reacções químicas envolvendo a formação
de um precipitado, a libertação de um gás, a alteração de cor ou com uma variação de temperatura. Na
figura 2.5, está representado esquematicamente um ciclo do cobre, em que ocorrem (ou podem ocorrer)
diversas transformações químicas.
Passo 1
Passo 5
Passo 2
Passo 4
Passo 3
Figura 2.5 - Representação esquemática de um ciclo do cobre (Gil et al., 2005).
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Assim, para o ciclo do cobre apresentado na figura 2.5, as sucessivas transformações podem
ser resumidas da seguinte forma:
Passo 1: Reacção de oxidação-redução.
Cu (s ) + 4 HNO 3 (aq )
→
Cu (NO 3 )2 (aq ) + 2H 2 O (l ) + 2 NO 2 (g )
(2.8)
A equação química indicada representa a reacção de oxidação do cobre metálico a Cu2+, na
presença de ião nitrato (agente oxidante). Neste passo, há formação de nitrato de cobre (II) (sólido de
cor azul esverdeado) e a libertação de vapores castanhos (dióxido de azoto).
Passo 2: Reacção de precipitação.
Cu (NO 3 )2 (aq ) + 2 NaOH (aq ) → Cu (OH )2 (s ) + 2 NaNO 3 (aq )
(2.9)
Neste passo dá-se a reacção de hidróxido de sódio com nitrato de cobre (II), resultando a
precipitação de um sólido, o hidróxido de cobre (II) (sólido azul claro).
Passo 3: Reacção de decomposição.
Cu (OH )2 (s )
Δ
⎯
⎯→
CuO (s ) + H 2 O (l )
(2.10)
O hidróxido de cobre (II) formado anteriormente, é decomposto, por aquecimento, em óxido de
cobre (II) (sólido preto) e água.
Passo 4: Reacção de ácido-base.
CuO (s ) + H 2 SO 4 (aq ) → CuSO 4 (aq ) + H 2 O (l )
(2.11)
Neste passo faz-se reagir o óxido de cobre(II) – carácter básico - com ácido sulfúrico, originando
um sal (sulfato de cobre) e água.
Passo 5: Reacção de oxidação - redução.
CuSO 4 (aq ) + Zn (s ) → Cu (s ) +
ZnSO 4 (aq )
(2.12)
Nesta equação química está representada a reacção de redução do ião cobre (II) a cobre
metálico, na presença de zinco (agente redutor). Neste passo, há formação de sulfato de cobre (II) e
cobre metálico.
As reacções químicas responsáveis pelas transformações ocorridas nos diversos passos
anteriormente descritos são de diferentes tipos, pelo que se segue uma abordagem sucinta das suas
características.
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Reacção de oxidação – redução
Uma reacção de oxidação-redução (ou reacção redox) é caracterizada por um processo de
transferência de electrões entre espécies. Numa reacção redox, pelo menos uma espécie tem que ser
oxidada e pelo menos outra tem de ser reduzida.
Por simplicidade, as reacções redox são frequentemente representadas como duas reacções de
eléctrodo, para evidenciar as espécies entre as quais existe a transferência de electrões. Numa reacção
de eléctrodo dá-se a reacção de oxidação ou a reacção de redução, aparecendo explicitamente os
electrões envolvidos. A reacção parcial de oxidação envolve a perda de electrões, enquanto a reacção
parcial de redução traduz o ganho de electrões.
Tal como em qualquer reacção Química, as cargas e o número de átomos de cada elemento têm
de estar acertados em todas as equações que traduzem as reacções de eléctrodo.
Em qualquer reacção de oxidação-redução, a espécie oxidante é aquela que provoca a oxidação
de outras espécies, “aceitando” os electrões destas. A espécie redutora é a substância que “fornece”
electrões para uma outra espécie que é reduzida. A espécie redutora perde electrões e, portanto, oxidase (Reger, 1997); (Chang, 2005).
Reacção de precipitação
Uma reacção de precipitação envolve a formação de um ou vários compostos insolúveis, em
solução, como resultado da reacção entre compostos solúveis. As reacções de precipitação são
convenientemente descritas por equações iónicas efectivas. Por exemplo, a mistura de uma solução de
hidróxido de sódio com uma solução de nitrato de cobre (II), produz o hidróxido de cobre (II) sólido como
precipitado, tal como está representado pela equação química (2.9).
Uma vez que todos os compostos envolvidos nesta reacção, excepto o Cu(OH)2(s), são
solúveis, dissociando-se em iões em solução, a reacção iónica completa é traduzida por (2.13), embora
a equação iónica efectiva seja traduzida pela equação (2.14) (Reger, 1997).
Cu 2+ (aq ) + 2 NO 3− (aq ) + 2 Na + + 2OH − (aq ) → Cu (OH )2 (s ) + 2 Na + (aq ) + 2 NO 3− (aq ) (2.13)
Cu 2+ (aq ) +
2 OH − (aq )
→
Cu (OH )2 (s )
(2.14)
Reacção ácido-base
A reacção entre um ácido e uma base designa-se por reacção de neutralização. Estas reacções,
em meio aquoso, originam um sal e água. Um sal é um composto iónico constituído por um catião
diferente de H + e um anião diferente de OH − ou O 2− . Todos os sais são electrólitos fortes.
22
Mestrado em Química para o Ensino
Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
Na actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre”, dá-se uma reacção de ácido-base num dos
passos, tal como está evidenciado em (2.15):
CuO (s ) + H 2 SO 4 (aq ) → CuSO 4 (aq ) + H 2 O (l )
Base
Ácido
Sal
(2.15)
Água
Neste caso, o óxido de cobre (II) funciona como a base e reage com o ácido sulfúrico (ácido
diprótico).
Reacção de decomposição
Uma reacção de decomposição corresponde à rotura de uma ou mais ligações num composto,
originando-se duas ou mais novas espécies. No caso concreto da actividade laboratorial, o hidróxido de
cobre (II) é decomposto em óxido de cobre (II) (sólido preto) e água, por aquecimento, de acordo com a
reacção traduzida em (10) (Reger, 1997).
2.3.1.6 Prevenção e segurança Química
Pela importância de que se reveste a segurança Química na realização de actividades
laboratoriais, seguem-se algumas considerações relacionadas com o trabalho laboratorial “Um Ciclo do
Cobre”, para as quais os estudantes devem ser devidamente alertados.
A segurança é uma responsabilidade colectiva que requer a cooperação de todos os utilizadores
do laboratório. Os acidentes resultam normalmente de uma atitude indiferente dos utilizadores, ausência
de senso comum ou falha no cumprimento das instruções a seguir. Antes de qualquer trabalho
laboratorial o operador deve estar informado sobre os riscos inerentes aos reagentes a utilizar, bem
como conhecer as precauções de segurança e os procedimentos de emergência em caso de acidente
(Pereira, 2000).
De seguida apresentam-se duas tabelas, uma com a identificação dos riscos que os compostos
envolvidos nesta actividade laboratorial apresentam – tabela 2.2 – e outra com os procedimentos de
segurança associados a cada um – tabela 2.3.
Tabela 2.2 – Riscos associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre” (Sigma
Aldrich, 2006); (Merck, 2006); (Air Liquide, 2003).
Substância
Cobre
Aspectos de risco
R11 - Facilmente inflamável.
(em pó)
23
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Ácido sulfúrico
(solução concentrada)
R25 - Tóxico por ingestão.
R35 - Provoca queimaduras graves.
R36 - Irritante para os olhos.
R37 - Irritante para as vias respiratórias.
R38 - Irritante para e pele.
R49 - Pode causar cancro por inalação.
Ácido clorídrico
(solução concentrada)
Ácido nítrico
(solução concentrada)
Hidróxido de sódio
R34 - Provoca queimaduras.
R37 - Irritante para as vias respiratórias.
R8 - O contacto com materiais combustíveis pode causar incêncido.
R35 - Provoca queimaduras graves.
R34 - Provoca queimaduras.
(solução concentrada)
Acetona
R11 - Facilmente inflamável.
R36 - Irritante para os olhos.
R66 - Pode provocar secura da pele ou fissuras, por exposição repetida.
R67 - Pode provocar sonolência e vertigens, por inalação dos vapores.
Dióxido de azoto
R26 - Muito tóxico por inalação.
R34 - Provoca queimaduras.
Zinco
(em pó)
R15 - Em contacto com a água liberta gases extremamente inflamáveis.
R17 - Espontaneamente inflamável ao ar.
R50 - Muito tóxico para os organismos aquáticos.
R53 - Pode causar efeitos nefastos a longo prazo no ambiente aquático.
24
Mestrado em Química para o Ensino
Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
Tabela 2.3 – Aspectos de segurança associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Um Ciclo do Cobre”
(Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006); (Air Liquide, 2003).
Substância
Cobre
Aspectos de segurança
S16 - Manter afastado de qualquer chama ou fonte de ignição - Não fumar.
(em pó)
Ácido sulfúrico
(solução concentrada)
S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente
em água e chamar um médico.
S30 - Nunca adicionar água.
S37 - Usar luvas*.
S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).
Ácido clorídrico
S9 - Manter o recipiente num local bem ventilado: hotte.
(solução concentrada) S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente
com água e chamar um médico.
S36 - Usar vestuário de protecção adequado: bata.
S37 - Usar luvas*.
S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de segurança.
S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).
Ácido nítrico
S23 - Não respirar o vapor: utilizar a hotte.
(solução concentrada) S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente
com água e consultar um médico.
S36 - Usar vestuário de protecção adequado: bata.
S37 - Usar luvas*.
S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de segurança.
25
Mestrado em Química para o Ensino
Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).
Hidróxido de sódio
S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente
(solução concentrada) com água e chamar um médico.
S36 - Usar vestuário de protecção adequado: bata.
S37 - Usar luvas*.
S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de segurança.
S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).
Acetona
S9 - Manter o recipiente num local bem ventilado.
S16 - Manter afastado de qualquer fonte de ignição - Não fumar.
S23 – Não respirar os vapores: utilizar a hotte.
S33 - Evitar a acumulação de cargas electrostáticas.
S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente
com água e consultar um médico.
Dióxido de azoto
S9 - Manter em local bem ventilado: utilizar a hotte.
S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente
com água e chamar um médico.
S28 - Em caso de contacto com a pele lavar imediata e abundantemente
com água durante pelo menos 15 minutos.
S36 - Usar vestuário de protecção adequado: bata.
S37 - Usar luvas*.
S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de segurança.
S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um
médico.
26
Mestrado em Química para o Ensino
Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
Zinco
S43 - Em caso de incêncio usar pó seco.
S46 - Em caso de ingestão consultar imediatamente um médico e mostrar o
rótulo ou a embalagem.
S60 - Elimina-se o produto e o recipiente como resíduos perigosos.
S61 - Evitar a sua libertação para o meio ambiente. Ter em atenção as
instruções específicas das fichas de dados de Segurança.
*Nota: Nesta actividade laboratorial utilizaram-se luvas de látex, uma vez que se trabalhou com ácidos e uma base diluídos.
2.3.2 Funcionamento de um sistema tampão
2.3.2.1 Enquadramento no Programa de 12º ano de Química
A actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão” surge enquadrada no tema
denominado “Metais e ligas metálicas”, do Programa de 12º ano de Química. Esta actividade
laboratorial, sendo de carácter obrigatório, também envolve diversos conceitos químicos inter-ligados, tal
como é possível verificar no esquema 2.5, nos campos assinalados..
A actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão” centra-se na questão: “Como
simular o efeito tampão do sangue face a variações de pH?”. Por outro lado, pode destacar-se um
objecto de ensino que é avaliar experimentalmente o efeito de um sistema tampão. Associada a esta
actividade existem, ainda, os seguintes objectivos de aprendizagem:
• Realizar um titulação ácido forte-base fraca;
• Elaborar tabelas para registo de resultados;
• Explicar a necessidade de um rigoroso controlo de variáveis;
• Interpretar tabelas dos resultados obtidos (M. E., 2004).
27
Mestrado em Química para o Ensino
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Esquema 2.5- Contextualização dos conceitos relacionados com a actividade laboratorial de “Funcionamento de
um sistema tampão” (Adaptado de Ministério da Educação, 2004).
28
Mestrado em Química para o Ensino
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2.3.2.2 Generalidades
Uma solução tampão caracteriza-se por ter a capacidade de resistir a variações de pH, resultantes
da adição de pequenas quantidades de ácido ou base. Tal sucede porque a solução tampão contém
concentrações de ácido e de base suficientemente elevadas para reagirem com os iões OH − e H + que
lhe sejam adicionados; por outro lado, as espécies ácida e básica que constituem a solução tampão não
se devem consumir mutuamente numa reacção de neutralização. Estas condições são satisfeitas por um
par ácido-base conjugado, isto é, um ácido fraco e a sua base conjugada ou uma base fraca e o seu
ácido conjugado (exemplos: CH 3 COOH/CH 3 COONa ; NaHCO 3 /Na 2 CO 3 ).
Os sistemas tampão são muito importantes em sistemas químicos e biológicos. Por exemplo, no
corpo humano existem vários tampões que são fundamentais para garantir o pH de diversos fluidos, cujo
bom funcionamento é essencial à nossa sobrevivência. O sangue que circula nos tecidos transporta
oxigénio e nutrientes para manter as células vivas e remove o dióxido de carbono e outros compostos
inúteis ao metabolismo. A natureza faz uso de vários sistemas tampão para distribuir o oxigénio e
remover dióxido de carbono de um modo extremamente eficiente. O sangue é um sistema muitíssimo
complexo, mas para os objectivos em questão apenas se vai fazer referência ao plasma sanguíneo e
aos glóbulos vermelhos ou eritrócitos. O plasma sanguíneo contém muitas espécies, incluindo proteínas,
iões metálicos e fosfatos orgânicos. Os eritrócitos contêm moléculas de hemoglobina, assim como a
enzima anidrase carbónica, que catalisa tanto a formação do ácido carbónico ( H 2 CO 3 ) como a sua
decomposição, de acordo com a equação química (2.16).
CO 2 (aq) + H 2 O(l)
H 2 CO 3 (aq)
(2.16)
As substâncias no interior do eritrócito estão protegidas do fluido extracelular (plasma
sanguíneo) por uma membrana que é selectivamente permeável. O pH do plasma sanguíneo é mantido
a cerca de 7,40 por vários sistemas tampão, sendo o mais importante o par HCO -3 / H 2CO3 . No
eritrócito, onde o pH é 7,25, os principais sistemas tampão são HCO -3 / H 2CO3 e a hemoglobina que é
uma proteína complexa contendo vários protões, sendo ionizável. Numa aproximação grosseira,
podemos tratá-la como um ácido monoprótico, representado por HHb, estando traduzida na equação
química (2.17) a respectiva reacção de dissociação (HHb representa uma molécula de hemoglobina e
Hb - a sua base conjugada).
HHb(aq)
29
H + (aq) + Hb − (aq)
Mestrado em Química para o Ensino
(2.17)
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A oxihemoglobina (HHbO2), formada pela combinação da hemoglobina com o oxigénio, é um
ácido mais forte que HHb, cuja reacção de dissociação está representada na equação química (2.18).
H + (aq) + HbO −2 (aq)
HHbO 2 (aq)
(2.18)
O dióxido de carbono produzido pelos processos metabólicos difunde-se para dentro do
eritrócito, onde é rapidamente convertido em H 2 CO 3 (aq) , pela anidrase carbónica, tal como está
representada pela equação química (2.16). A ionização do ácido carbónico representada pela equação
química (2.19), tem duas consequências importantes: a primeira, é que o ião bicarbonato difunde-se
para fora do eritrócito e é transportado pelo plasma para os pulmões (este é o principal mecanismo para
remover o dióxido de carbono); a segunda, é o desvio do equilíbrio (equação química (2.20)), a favor da
formação da molécula de oxihemoglobina não ionizada, provocado pelos iões H + :
H 2 CO 3 (aq)
H + (aq) + HCO -3 (aq)
H + (aq) + HbO -2 (aq)
HHbO 2 (aq)
(2.19)
(2.20)
Uma vez que HHbO2 liberta oxigénio mais facilmente do que a sua base conjugada ( HbO -2 ), a
formação do ácido promove a reacção representada pela equação química (2.21):
HHbO 2 (aq)
HHb(aq) + O 2 (aq)
(2.21)
As moléculas de O2 difundem-se para fora do eritrócito e são recebidas pelas outras células dos
tecidos para realizar o metabolismo. Quando o sangue venoso volta aos pulmões, os processos acima
referidos são invertidos. Os iões bicarbonato difundem-se, então, para dentro do eritrócito, onde reagem
com a hemoglobina para formar o ácido carbónico, de acordo com a equação química (2.22):
HHb(aq) + HCO -3 (aq)
Hb - (aq) + H 2 CO 3 (aq)
(2.22)
A maior parte do ácido é, então, convertido em CO2 pela anidrase carbónica, de acordo com a
reacção representada pela equação química (2.23):
H 2 CO 3 (aq)
CO 2 (aq) + H 2 O(l)
(2.23)
O dióxido de carbono difunde-se até aos pulmões e é expirado. A formação dos iões Hb (devida à reacção representada pela equação (2.22)) também favorece a captação do oxigénio nos
pulmões (ver equação (2.24)) porque Hb - tem maior afinidade para o oxigénio do que HHb.
30
Mestrado em Química para o Ensino
Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
Hb - (aq) + O 2 (aq)
HbO -2 (aq)
(2.24)
Quando o sangue arterial volta a fluir pelos tecidos do corpo, todo o ciclo se repete.
Se o pH do sangue é inferior a 6,7 ou é superior a 7,8, isso poderá evidenciar problemas de
saúde: acidose, no primeiro caso, e alcalose, no segundo. Por isso, a análise do pH do sangue e do
respectivo teor em CO 2 e em HCO 3− é usado em diagnóstico médico (Chang, 2005); (Gil et al., 2005).
2.3.2.3 Cálculo do pH de uma solução tampão
Uma solução contendo um ácido fraco, HA, e a sua base conjugada, A − , pode ser ácida, neutra
ou básica dependendo do deslocamento dos dois equilíbrios químicos traduzidos pelas equações
químicas (2.25) e (2.26):
A − (aq ) + H + (aq )
HA(aq )
A − (aq ) + H 2 O(l )
OH − (aq ) + HA(aq )
(2.25)
(2.26)
Para cada um dos equilíbrios químicos representados em (2.25) e (2.26) correspondem
constantes de equilíbrio que são expressas pelas equações (2.27) e (2.28), respectivamente, sendo K w
a constante de autoprotólise da água.
Ka =
Kb =
[H ]× [A ]
+
−
(2.27)
[HA]
[OH ]× [HA] = K
K
[A ]
−
w
−
(2.28)
a
As duas expressões de constante de equilíbrio (equações (2.27) e (2.28)) mostram que a
concentração relativa dos iões H + e OH − depende não só de K a e K b , mas também da razão das
concentrações de ácido e da sua base conjugada.
Rearranjando a equação (2.28), pode-se obter a equação (2.29) e aplicando-se-lhe o simétrico do
logaritmo a ambos os lados, obtém-se a equação (2.30).
[H ]
+
= Ka
[HA]
−
[ ]
− log H + = − log K a − log
ou
31
(2.29)
[A ]
Mestrado em Química para o Ensino
[HA]
[A ]
−
(2.30a)
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[ ] = − log K
− log H
[A ]
+ log
−
+
a
[HA]
(2.30b)
Assim, a equação (2.30b) pode ser escrita na forma representada em (2.31), que é conhecida por
equação Henderson-Hasselbalch.
pH ≈ pK a
[A ]
+ log
−
[HA]
(2.31)
O conhecimento dos valores de K a e das concentrações do ácido e da base conjugados permite
calcular o pH da solução (Harris, 1999); (Skoog, 1996); (Chang, 2005).
A equação Henderson-Hasselbalch é deduzida a partir de uma expressão da constante de
equilíbrio. Quando as concentrações iniciais (ou analíticas) do ácido fraco HA e do seu sal são
razoavelmente elevadas ( ≥ 0,1 mol dm −3 ), pode-se desprezar a ionização do ácido e a hidrólise do
sal. Esta aproximação é considerada válida porque HA é um ácido fraco e a extensão da hidrólise do ião
A − é geralmente muito pequena. Mais ainda, a presença de A − (proveniente do sal) contribui para
suprimir a hidrólise de HA . Portanto, neste caso é possível considerar, sem erro apreciável, que as
concentrações de equilíbrio são as concentrações iniciais (Skoog, 1996); (Chang, 2005).
2.3.2.4 A actividade laboratorial
Na actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema tampão”, pretende-se realizar uma
titulação de uma solução de carbonato de sódio (base) com uma solução de ácido clorídrico (ácido) –
titulação ácido forte-base fraca. Como o carbonato de sódio é uma base diprótica a curva da sua
titulação tem dois pontos de equivalência. O primeiro surge para o valor pH=8,3 e corresponde à
conversão do carbonato em hidrogenocarbonato cuja equação química se encontra representada em
(2.32).
CO 32− (aq ) + H + (aq ) → HCO 3− (aq )
(2.32)
O segundo ponto de equivalência surge a pH=3,7 e diz respeito à conversão do
hidrogenocarbonato a ácido carbónico está representado na equação química (2.33).
HCO 3− (aq ) + H + (aq) → H 2 CO 3 (aq )
(2.33)
A fiabilidade dos valores obtidos para os dois pontos de equivalência, nesta actividade laboratorial,
pode ficar afectada devido a possíveis erros experimentais: incorrecções nas leituras de valores da
32
Mestrado em Química para o Ensino
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bureta, na preparação incorrecta das soluções, bem como os erros inerentes aos instrumentos de
medida, em particular a calibração incorrecta do eléctrodo (Gil et al., 2005).
2.3.2.5 Prevenção e segurança Química
Como em qualquer outra actividade laboratorial, há riscos que deverão ser minimizados pela
implementação de regras de segurança.
Apresentam-se duas tabelas, uma com a identificação dos riscos que os compostos utilizados
nesta actividade laboratorial apresentam – tabela 2.4 – e outra com os procedimentos de segurança
associados a cada um – tabela 2.5.
Tabela 2.4 - Riscos associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Funcionamento de um sistema
tampão” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).
Substância
Carbonato de sódio
Aspectos de risco
R36 - Irritante para os olhos.
R37 - Irritante para as vias respiratórias.
Ácido clorídrico
(solução concentrada)
R34 - Provoca queimaduras.
R37 - Irritante para as vias respiratórias.
Tabela 2.5 - Aspectos de segurança associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Funcionamento
de um sistema tampão” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).
Substância
Carbonato de sódio
Aspectos de segurança
S22 - Não respirar o pó.
S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e
abundantemente com água e consultar um médico.
Ácido clorídrico
(solução concentrada)
S9 - Manter o recipiente num local bem ventilado: utilizar a hotte.
S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e
abundantemente com água e chamar um médico.
S36 - Usar vestuário de protecção adequado: bata.
S37 - Usar luvas*.
33
Mestrado em Química para o Ensino
Utilização de vídeo digital no trabalho laboratorial em ensino da Química: uma experiência no 12º ano
S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de
segurança.
S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar
imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do
produto).
*Nota: Nesta actividade laboratorial utilizaram-se luvas de látex, uma vez que se trabalhou com ácidos e uma base diluídos.
2.3.3 Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois
2.3.3.1 Enquadramento no Programa de 12º ano de Química
A actividade laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois” surge
enquadrada no tema denominado “Combustíveis, Energia e Ambiente”, do programa de 12º ano de
Química. Esta actividade laboratorial é também de carácter obrigatório, envolvendo vários conceitos
químicos inter-ligados, tal como está assinalado no esquema 2.6.
A actividade laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois” centrase na questão: “Qual a influência da posição do grupo OH e do comprimento da cadeia carbonada de
álcoois na energia libertada na sua combustão?”. Por outro lado, pode destacar-se a evidência da
variação de entalpia na combustão de álcoois diferindo no comprimento da cadeia carbonada: metanol,
etanol, propanol, butanol. Por indisponibilidade de reagentes e tempo, não foi possível estudar outros
álcoois com o grupo funcional em diferentes posições na cadeia carbonada. Contudo, tal não será difícil
de conseguir futuramente, permitindo, assim, evidenciar a influência da posição do grupo –OH na
entalpia de combustão dos álcoois.
Associada a esta actividade existem, ainda, os seguintes objectivos de aprendizagem:
• Explicar a necessidade de um rigoroso controlo de variáveis;
• Traçar um gráfico de entalpia de combustão dos álcoois, ΔcH, em função do número de átomos
de carbono da cadeia carbonada;
• Interpretar o gráfico obtido;
• Elaborar uma tabela para registo de resultados (M.E., 2004).
34
Mestrado em Química para o Ensino
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Esquema 2.6- Contextualização dos conceitos relacionados com a actividade laboratorial de “Determinação da
entalpia de combustão de diferentes álcoois” (Adaptado de Ministério da Educação, 2004).
35
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2.3.3.2 Calorimetria: alguns fundamentos
No laboratório, o “calor” posto em jogo numa transformação (processo físico ou químico) pode ser
avaliado com um calorímetro. Tal pode envolver uma mudança de fase, de temperatura, de pressão, de
composição Química ou qualquer outra propriedade do sistema associada com trocas de calor. É, então,
possível que um calorímetro possa ser usado para medir, de uma forma indirecta, outras quantidades
além do calor. Contudo, vulgarmente, em sistemas não reactivos, apenas uma ou duas quantidades são
significativas. Por exemplo, na medição da capacidade calorífica de um sólido a temperaturas e
pressões moderadas, a variação de temperatura é usualmente a única quantidade significativa, embora
a influência do volume e da pressão também possam ser importantes.
As medições calorimétricas envolvendo transformações Químicas podem efectuar-se em
condições experimentais diversas, sendo as mais vulgares a condição de volume constante (utilizada
frequentemente para medir “calores de combustão” em bomba) e a condição de pressão constante
(usada para medir outros calores de reacção). Em todas estas determinações, se não existir transição
de fase, o calor envolvido, Q, reflecte-se numa variação de temperatura, ΔT . A razão Q/ ΔT define a
capacidade calorífica média do sistema, C, para o intervalo de temperatura ΔT (Ribeiro da Silva, 1994).
Em calorimetria, usam-se algumas propriedades termodinâmicas que se relacionam
directamente com a quantidade de calor determinada experimentalmente. Uma dessas propriedades é a
energia interna, U, de um sistema, que é uma função de estado, logo, a sua variação, ΔU , quando o
sistema passa de um a outro estado, é independente do “caminho” seguido pelo sistema.
Na ausência de qualquer outro tipo de trabalho não elástico, o Primeiro Princípio da
Termodinâmica, aplicado a uma transformação infinitesimal, traduz-se por:
dU = δQ − δW ↔
(2.34)
↔ dU = δQ − pdV
(2.35)
A maior parte das experiências calorimétricas são efectuadas a pressão aproximadamente
constante, e como a amostra executa trabalho elástico, W, sobre a vizinhança, o calor envolvido não
corresponde à variação de energia interna, ΔU . Neste caso, a quantidade de calor medida, Q,
corresponde à variação de uma outra quantidade termodinâmica, a entalpia, H, que é definida por:
H = U + pV
(2.36)
em que p e V representam, respectivamente, a pressão e o volume da amostra. A pressão constante,
Q = H 2 − H 1 = ΔH = (U 2 − U 1 ) + p(V2 − V1 )
(2.37)
(Ribeiro da Silva, 1994)
36
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2.3.3.3 Determinação de entalpias de reacção
As entalpias das moléculas são arbitrariamente estabelecidas em relação às entalpias dos seus
elementos constituintes, nos respectivos estados de padrão (ou seja, os estados mais estáveis à
pressão de 105 Pa (1 bar)) e a uma dada temperatura de referência (normalmente, usa-se a temperatura
de 298,15 K (25 ºC)).
Os valores das entalpias de formação padrão dos compostos, embora não tenham significado
físico, reflectem o conteúdo entálpico das moléculas relativamente aos seus elementos constituintes,
cujas entalpias de formação padrão, por convenção, se tomam iguais a zero. As entalpias de formação
padrão podem representar-se pelo símbolo Δ f H mº (onde “º” indica o estado padrão e “m” significa que
se trata de uma grandeza definida para uma mole da substância em causa) ou, também, de uma forma
mais simplificada, ΔH fº (Martinho Simões, 1993); (Chang, 2005).
A importância do conhecimento das entalpias de formação padrão dos compostos é que, uma
vez conhecidos os seus valores, é possível calcular a entalpia de reacção padrão, Δ r H º , em que os
mesmos participam. Por exemplo, considerando a reacção representada pela equação (2.38), na qual as
letras maiúsculas representam os reagentes e os produtos e as letras minúsculas representam os
coeficientes estequiométricos, é possível definir a correspondente entalpia de reacção padrão (105 Pa),
usando a Lei de Hess, o que conduz à equação (2.39).
aA + bB
→
[
cC + dD
] [
(2.38)
]
Δ r H º = c Δ f H mº (C) + d Δ f H mº (D ) − a Δ f H mº (A ) + b Δ f H mº (B)
(2.39)
Assim, de um modo geral, pode calcular-se a entalpia de reacção através da equação (2.40), em
que m e n correspondem aos coeficientes estequiométricos para os reagentes produtos,
respectivamente.
Δ r H º = Σ n Δ f H mº (produtos ) − Σ m Δ f H mº (reagentes )
(2.40)
Para determinar Δ r H º , é necessário conhecer os valores de Δ f H º de todos os compostos que
participam na reacção, podendo o seu cálculo ser efectuado por um método directo ou indirecto
(Martinho Simões, 1993); (Chang, 2005).
Método directo para a determinação de Δ r H º
Este método aplica-se a compostos que podem ser facilmente sintetizados a partir dos seus
elementos. Como exemplo, se se pretende determinar a entalpia de formação do dióxido de carbono,
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pode-se medir a entalpia da reacção entre o carbono (grafite) e o oxigénio molecular, nos seus estados
padrão, para originar dióxido de carbono, também no estado padrão, de acordo com a equação química
(2.41).
C(grafite ) + O 2 (g ) →
CO 2 (g )
(2.41)
A entalpia desta reacção pode ser calculada pela equação (2.42) e, uma vez que tanto a grafite
como o oxigénio molecular são as formas alotrópicas mais estáveis dos elementos,
Δ f H mº (C, grafite) = 0 e Δ f H mº (O 2 , g ) = 0 , o seu valor coincide com a entalpia de formação do
dióxido de carbono, tal como está indicado na equação (2.43).
[
]
Δ r H º = Δ f H mº (CO 2 , g ) − Δ f H mº (C, grafite ) + Δ f H mº (O 2 , g ) = −393,5 kJ/mol
Δ r H º = Δ f H mº (CO 2 , g ) = −393,5 kJ/mol
(2.42)
(2.43)
Método indirecto para a determinação de Δ r H º
Há muitos compostos que não podem ser sintetizados directamente a partir dos seus elementos.
Nalguns casos, as reacções dão-se demasiado lentamente, noutros, surgem reacções laterais que
podem produzir substâncias diferentes do composto desejado. Nestes casos, Δ r H º pode ser
determinado por uma via indirecta, recorrendo-se à lei de Hess, dado que, para uma dada temperatura e
uma dada pressão, a variação de entalpia de uma reacção é independente do facto de esta se dar num
só passo ou em diversos passos (reais ou hipotéticos). Suponhamos que estamos interessados na
determinação da entalpia de formação padrão do metano, cuja reacção de síntese a partir dos seus
elementos é traduzida pela equação (2.44).
C(grafite ) + 2H 2 (g ) →
CH 4 (g )
(2.44)
No laboratório não é possível proceder à determinação directa do calor em jogo naquela
transformação. Contudo, por recurso às seguintes reacções envolvendo a combustão de C(grafite),
H2(g) e CH4(g) em O2(g), os respectivos valores de Δ r H º podem ser determinados.
C(grafite ) + O 2 (g ) → CO 2 (g )
Δ r H º = −393,5 KJ mol −1
(2.41)
Δ r H º = −571,6 KJ mol −1
(2.45)
CH 4 (g ) + 2O 2 (g ) → CO 2 (g ) + 2H 2 O(l ) Δ r H º = −890,4 KJ mol −1
(2.46)
2H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2H 2 O(l )
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Uma vez que se pretende obter uma equação contendo apenas C(grafite) e H2(g) como reagentes
e CH4(g) como produto, a inversão da equação (39) conduz a:
CO 2 (g ) + 2H 2 O(l ) → CH 4 (g ) + 2O 2 (g ) Δ r H º = 890,4 KJ mol −1
(2.47)
Assim, para a equação global vem:
C(grafite ) + O 2 (g ) → CO 2 (g )
Δ r H º = −393,5 KJ mol −1 (2.41)
2H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2H 2 O(l )
Δ r H º = −571,6 KJ mol −1
(2.45)
CO 2 (g ) + 2H 2 O(l ) → CH 4 (g ) + 2O 2 (g )
Δ r H º = 890,4 KJ mol −1
(2.47)
C(grafite ) + 2H 2 (g ) →
Δ r H º = −74,7 KJ mol −1
CH 4 (g )
A lei de Hess permite, então, calcular a variação de entalpia de uma reacção a partir de valores de
entalpia medidos para outras reacções reais ou hipotéticas, considerando que a variação da entalpia
para qualquer reacção depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos e não do caminho
que conduz os reagentes aos produtos (Chang, 2005).
2.3.3.4 A actividade laboratorial
No trabalho laboratorial “Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois”, pretendese estudar a forma como o comprimento da cadeia carbonada de alguns álcoois afecta o calor libertado
nas respectivas reacções de combustão. Para tal usaram-se quatro álcoois (metanol, etanol, propanol e
butanol) que possuem 1, 2, 3 e 4 átomos de carbono na sua constituição. As equações químicas que
representam as respectivas reacções de combustão daqueles álcoois são apresentadas de seguida.
Metanol:
CH 3 OH(l ) + O 2 (g ) → CO 2 (g ) + 2H 2 O(l )
(2.48)
Etanol:
C 2 H 5 OH(l) + 3O 2 (g ) → 2CO 2 (g ) + 3H 2 O(l )
(2.49)
Propanol: C 3 H 7 OH(l ) + 9 2 O 2 (g ) → 3CO 2 (g ) + 4H 2 O(l )
(2.50)
Butanol:
C 4 H 9 OH(l ) + 6O 2 (g ) → 4CO 2 (g ) + 5H 2 O(l )
(2.51)
Inicialmente, realiza-se uma experiência com o etanol para calibrar o sistema calorimétrico.
Sabendo a massa (e, consequentemente, a quantidade de substância, nálcool) de etanol que reagiu e o
seu valor tabelado de entalpia de combustão ( Δ c H mº = -1367,6 kJ mol-1), determina-se o calor, Q,
envolvido na reacção de combustão, conforme se representa em (2.52). Associada a esta reacção está
uma variação de temperatura, ΔT , provocada no sistema, a qual deverá ser reproduzida nas reacções
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de combustão dos restantes álcoois. Através da expressão (2.53), pode-se, então, determinar a
capacidade calorífica, C, do sistema calorimétrico.
Q = netanol × Δ c H mº (etanol)
(2.52)
Q
ΔT
(2.53)
C =
Realiza-se o mesmo procedimento experimental para os restantes álcoois, mantendo as mesmas
condições experimentais, ou seja, utilizando a mesma massa de água (fluido calorimétrico) e mantendo
aproximadamente a variação de temperatura. Sabendo a capacidade calorífica do sistema calorimétrico,
pode-se determinar as entalpias de combustão dos restantes álcoois (metanol, propanol e butanol),
através da expressão (2.54), que resultou da associação das expressões (2.52) e (2.53).
nálcool × Δ c H mº (álcool) = C × ΔT
(2.54)
Rearranjando a equação (2.54), obtém-se a relação (2.55) que permite o cálculo directo da
entalpia de combustão molar padrão do álcool em estudo.
Δ c H mº (álcool) =
C × ΔT
n álcool
(2.55)
A representação gráfica de entalpia de combustão dos álcoois em estudo, Δ c H mº , em função do
número de átomos de carbono, n, da respectiva cadeia, Δ c H mº = f (n) , permite determinar, por
estimativa, valores de entalpias de combustão para outros álcoois (M. E., 2004); (Ribeiro da Silva, 2005).
2.3.3.5 Prevenção e segurança Química
Apresentam-se duas tabelas, uma com a identificação dos riscos que as substâncias envolvidas
nesta actividade laboratorial apresentam – tabela 2.6 – e outra com os procedimentos de segurança
associados a cada uma – tabela 2.7.
Tabela 2.6 - Riscos associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Determinação da entalpia de
combustão de diferentes álcoois” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).
Substâncias
Metanol
Aspectos de risco
R11 – Facilmente inflamável.
R23 – Tóxico por inalação.
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R24 – Tóxico em contacto com a pele.
R25 – Tóxico por ingestão.
R39 – Perigo de efeitos irreversíveis muito graves.
Etanol
R11 - Facilmente inflamável.
Propanol
R11 – Facilmente inflamável.
R36 – Irritante para os olhos.
R67 – Pode provocar sonolência e vertigens, por inalação dos vapores.
Butanol
R10 - Inflamável.
R22 – Nocivo por ingestão.
R37 - Irritante para as vias respiratórias.
R38 – Irritante para e pele.
R41 - Risco de lesões oculares graves.
R67 – Pode provocar sonolência e vertigens, por inalação dos vapores.
Tabela 2.7 - Aspectos de segurança associados às substâncias envolvidas na actividade laboratorial “Determinação da
entalpia de combustão de diferentes álcoois” (Sigma Aldrich, 2006); (Merck, 2006).
Substâncias
Metanol
Aspectos de segurança
S7 – Manter o recipiente bem fechado.
S16 – Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.
S36 – Usar vestuário de protecção adequado: bata.
S37 – Usar luvas*.
S45 – Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente
um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto).
Etanol
S7- Manter o recipiente bem fechado.
S16 - Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.
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Propanol
S7 – Manter o recipiente bem fechado.
S16 – Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.
S24 – Evitar o contacto com a pele.
S25 – Evitar o contacto com os olhos: óculos de segurança.
S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e
abundantemente com água e chamar um médico.
Butanol
S7 – Manter o recipiente bem fechado.
S9 - Manter o recipiente num lugar bem ventilado: hotte.
S13 - Manter longe de comida e bebidas incluindo as dos animais.
S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e
abundantemente em água e chamar um médico.
S37 – Usar luvas*.
S39 - Usar protecção adequada para os olhos: óculos de segurança.
S46 - Em caso de ingestão consultar imediatamente um médico e
mostrar o rótulo ou a embalagem.
*Nota: Nesta actividade laboratorial deve-se utilizar luvas de borracha natural ou nitrilo.
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