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“ESTADO DA ARTE”
2.1 Soluções: princípios da solubilidade
2.1.1
Noções básicas sobre soluções e solubilidade
Todos os corpos existentes na Terra, assim como todos existentes no Universo
têm uma característica em comum: são constituídos por matéria. Entendemos por
matéria tudo o que ocupa espaço e possui massa. O diagrama seguinte apresenta a
classificação da matéria.
Matéria
Substâncias
Puras
Compostas
(ou compostos)
Elementares
Misturas
Heterogéneas
Homogéneas
Coloidais
Figura 2-1 – Classificação da matéria
As substâncias puras são substâncias cuja composição química é constante e são
constituídas por um ou vários elementos químicos. Neste último caso as quantidades
relativas de cada elemento envolvido são fixas e invariáveis. Têm propriedades únicas,
características e bem definidas. A separação dos diferentes constituintes, quando tal é
possível, só é conseguida através de processos químicos. As substâncias puras podem
ainda dividir-se em:
ƒ Substâncias puras compostas (ou compostos) constituídas por dois ou mais
elementos que se encontram ligados em proporção fixa e, consequentemente,
apenas podem ser separados nos componentes puros através de processos
químicos. A água é um exemplo de uma substância pura composta: é constituída
por oxigénio e hidrogénio, sempre numa proporção de 1 para 2.
ƒ Substâncias puras elementares (ou elementos) são aquelas que, constituídas por
um único tipo de elemento, não podem ser decompostas em substâncias mais
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simples. Actualmente são conhecidos 119 elementos, mas apenas cerca de 92
existem naturalmente. Um exemplo destas substâncias é o oxigénio, constituído
por partículas todas iguais entre si. Contudo, ainda dentro desta classificação
podemos encontrar as designadas formas alotrópicas, onde o mesmo elemento
pode aparecer associado de diferentes modos, o que lhe confere propriedades
diferentes. Recorrendo ao mesmo exemplo do oxigénio, este gás pode existir
como O2, em que cada partícula representativa é constituída por dois átomos de
oxigénio (essencial à respiração aeróbia), ou sob a forma de O3 (ozono), onde
cada partícula representativa contém três átomos de oxigénio (substância
conhecida pela importância que desempenha na filtração dos raios ultravioleta
oriundos do Sol).
As misturas, como a designação indica, são associações ou combinações de
diferentes substâncias, mas em que estas não perdem a sua identidade. Dentro desta
classificação temos:
ƒ Misturas heterogéneas, que são misturas de diferentes materiais em que é
possível a olho nu, distinguir diferentes fases. As diferentes fases, mesmo que
estejam no mesmo estado físico, dizem-se imiscíveis porque não se dissolvem
mutuamente;
ƒ Misturas coloidais, que são misturas de diferentes substâncias em que, por
simples observação, não se consegue distinguir os diferentes componentes.
No
entanto,
recorrendo
nomeadamente
a
microscópios,
métodos
já
é
de
observação
possível
mais
identificar
os
possantes,
diferentes
participantes. Normalmente, são misturas que apresentam um aspecto
translúcido, como por exemplo, o leite, o nevoeiro, o fumo, os géis, os
aerossóis, entre outros. Uma técnica para a identificação de misturas coloidais
consiste em fazer passar através da mesma, um feixe de luz que, ao
atravessá-la, vai sofrer uma dispersão formando uma luz difusa; este efeito é
conhecido como o efeito de Tyndall;
Figura 2-2 – Efeito de Tyndall
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ƒ Misturas homogéneas, que são misturas onde não é possível a identificação
dos componentes, quer a olho nu, quer recorrendo a equipamento mais
potente. As misturas homogéneas apresentam-se totalmente uniformes, ou
seja, numa única fase.
Um caso particular das misturas homogéneas são as soluções. Entende-se por
solução, uma mistura homogénea na qual os componentes se encontram identificados
qualitativa e quantitativamente. Neste caso, as misturas homogéneas são também
designadas por soluções.
Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias numa única fase. A
substância que se dissolve ou dispersa (geralmente de menor quantidade) é chamada
soluto. A substância onde a outra se dissolve, geralmente de maior quantidade, é
chamada solvente. Diz-se que o soluto se dissolve no solvente para formar uma solução.
As soluções podem ser classificadas, de acordo com o estado físico dos intervenientes,
em:
ƒ Soluções gasosas – quando se está perante uma mistura de gases miscíveis
em qualquer proporção. Por exemplo, a solução gasosa usada em
procedimentos anestésicos, composta por oxigénio, óxido de azoto e
isoflorano, em proporções bem definidas;
ƒ Soluções líquidas – trata-se de misturas onde se encontram dissolvidas no seio
de um líquido outras substâncias. São exemplos: o oxigénio gasoso dissolvido
na água; álcool etílico dissolvido em água; sal de cozinha dissolvido em água;
ƒ Soluções sólidas – trata-se de misturas em que o meio suporte é um sólido.
Um exemplo muito comum é o da solução sólida de ouro e cobre que os
ourives usam como matéria-prima para a elaboração de jóias ou peças de
ourivesaria. Assim, quando nos referimos a ouro de 18 quilates, significa que a
solução sólida foi preparada com uma proporção de 18 g de ouro para 24 g de
mistura, ou seja, com 6 g de cobre. Outro exemplo muito conhecido é a
amálgama que os dentistas usam para reparação e reconstituição do esmalte
dentário, cuja composição é de 30% de cobre e 70% de mercúrio (como este
último metal é líquido nas condições normais de pressão e temperatura, a
mistura apresenta-se inicialmente pastosa, solidificando pouco tempo depois).
Este capítulo concentrar-se-á fundamentalmente nas soluções líquidas por serem
tão importantes na química experimental, na indústria e no dia-a-dia. Daremos ênfase
particular às soluções aquosas, porque a água é o solvente mais vulgarmente usado e é
importante em soluções biológicas.
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2.1.2 Concentração de soluções
A composição de uma solução é expressa através da indicação da concentração
dos solutos que a compõem. Há muitas unidades diferentes de concentração, mas todas
elas exprimem a composição da solução como a quantidade de soluto que está presente
numa determinada quantidade de solução ou solvente.
Concentração mássica
Um dos métodos para expressar a concentração de uma solução, consiste em
indicar a massa de um soluto A que se encontra dissolvida em cada decímetro cúbico de
solução, ou seja:
CA =
mA
V
Eq. 2-1
onde CA é a concentração da solução (em g dm-3), mA a massa de soluto (g) e V o volume
da solução (dm3).
Concentração molar
A concentração de uma solução pode também ser definida como a razão entre a
quantidade de um soluto A e o volume total de solução. Neste caso:
CA =
nA
V
Eq. 2-2
onde CA é a concentração da solução (em mol dm-3), nA a quantidade expressa em moles
do soluto A (mol) e V o volume de solução (dm3).
Para exprimir a concentração molar (molaridade) de um soluto A também se usa a
notação [A] 1.
Concentração molal (molalidade)
A molalidade (m) de uma solução é definida como:
m=
1
nA
m
Eq. 2-3
Em rigor, esta notação só é válida para exprimir concentrações molares; no entanto e por razões de
facilidade de escrita, verificamos que muitas vezes esta notação é usada sempre que se fala de
concentrações, independentemente das unidades em que estamos a trabalhar. Este procedimento, apesar de
não ser rigoroso é actualmente aceite pela comunidade científica.
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onde m é a concentração da solução expressa em mol/kg, nA é a quantidade do soluto A
(mol) e m é a massa de solvente em Kg.
Percentagem em massa
O cálculo da percentagem em massa, % (m/m), pode ser efectuado para qualquer
dos componentes de uma solução, calculando-se a razão percentual da massa de um
componente em estudo (mA), relativamente à massa total de solução (m):
% de A (m/m) =
mA
× 100
m
Eq. 2-4
A percentagem em massa é adimensional.
Este tipo de determinação é mais frequente na análise de soluções de gases, que
são misturas homogéneas de gases.
Fracção molar
A fracção molar de um componente A ( χ A ) é o quociente entre a quantidade de
soluto dissolvido, nA, e o total das quantidades dos componentes da solução (nA + nB + nC
+ …).
χA =
nA
n A + n B + nc + ...
Eq. 2-5
A fracção molar é adimensional.
Partes por milhão (ppm)
É muito comum a preparação e utilização de soluções de concentrações muito
baixas, onde os solutos se encontram presentes em quantidades vestigiais, o que requer
o uso de unidades mais sensíveis, como por exemplo partes por milhão, cujo símbolo é
ppm. Uma solução de um dado soluto A, que apresente uma concentração de 1 ppm,
significa que em 1 milhão de gramas de solução, ou seja, em 1 tonelada de solução
existe apenas 1 g do soluto A.
2.1.3 Solubilidade
O "desaparecimento" de uma substância quando misturada com outra é um
interessante fenómeno que fascina cientistas há anos, além de despertar interesses
económicos e, até mesmo, de saúde pública. Um exemplo que abalou a sociedade
brasileira foi a suspeita de contaminação de um contraste à base de sulfato de bário
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(BaSO4), usado em radioscopia e radiografia para destacar órgãos, que pode ter causado
a morte de pelo menos vinte e uma pessoas no Brasil. O sulfato de bário é usado para
este fim por ser um sal praticamente insolúvel em água (0,0002 g/100 g de água) e em
soluções ácidas diluídas. Análises de amostras deste medicamento, produzido por um
determinado fabricante, constataram a presença de carbonato de bário (BaCO3). Embora
o carbonato de bário apresente também baixa solubilidade em água (0,002 g/100 g de
água), este sal é solúvel em soluções ácidas diluídas como o suco gástrico, fluido
digestivo ácido que contém, entre outras substâncias, ácido clorídrico (Eq 2-6). Além
disso, o carbonato de bário, em presença de dióxido de carbono e água, forma
bicarbonato de bário, que é um sal solúvel na água (Eq. 2-7).
BaCO3 (s) + 2H + (aq) → Ba 2+ (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l)
Eq. 2-6
BaCO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) → Ba(HCO 3 ) 2 (aq)
Eq. 2-7
Como todos os compostos de bário solúveis em água ou em ácidos são
venenosos, o carbonato de bário tem efeitos nocivos para a saúde humana. Este caso
ilustra bem a importância do conhecimento da solubilidade, pois o engano em relação ao
meio reaccional pode ter sido o motivo que levou à morte de várias pessoas.
A solubilidade é definida como sendo a quantidade máxima de soluto que pode
ser dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, e é
representada por S. Na ausência de indicações contrárias, admite-se que o solvente é a
água e a temperatura é de 25°C. Para um determinado solvente e temperatura, as
soluções podem ser classificadas em:
ƒ soluções saturadas – são aquelas que estão em equilíbrio com um excesso de
soluto. A concentração de uma solução saturada é igual à solubilidade;
ƒ soluções insaturadas – são aquelas em que a concentração do soluto é menor
que a sua solubilidade;
ƒ soluções sobressaturadas – são aquelas que, em algumas condições,
apresentam uma concentração de soluto temporariamente maior que a sua
solubilidade.
A adição de uma pequena quantidade de soluto a uma solução é uma maneira
simples de distinguir entre soluções saturadas, insaturadas e sobressaturadas. Se a
solução está insaturada, o soluto adicionado dissolve-se, aumentando a concentração da
solução. Se a solução está saturada, a adição de soluto não produz alteração na
concentração da solução. Quando a solução está sobressaturada, a adição de soluto
puro provoca a precipitação do soluto adicional.
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É necessário ter presente que soluções saturadas e concentradas não são a
mesma coisa. Por exemplo, a baixa solubilidade do cloreto de prata na água origina uma
solução saturada com uma concentração de aproximadamente 10-5 mol dm-3 (a 25 ºC), o
que obviamente não corresponde a uma solução concentrada.
A solubilidade pode ser expressa de diferentes formas. As mais vulgares são a
concentração mássica, concentração molar e massa de soluto /100 g de solução.
O processo de dissolução é bastante complexo. A experiência mostra que alguns
materiais são muito solúveis em água, enquanto que outros são bastante insolúveis. A
partir da solubilidade de compostos determinada experimentalmente foi possível
estabelecer regras de solubilidade. Na Tabela I apresentamos algumas regras simples de
solubilidade.
Para as solubilidades contribuem muitos factores, sendo a variação de entalpia
que acompanha as interacções soluto – solvente e a alteração do grau de ordenação do
sistema os mais importantes e aqueles que podem providenciar uma melhor
compreensão dos princípios gerais de solubilidade.
Compostos solúveis
Excepções
Quase todos os sais de Na+, K+, NH4+,
Halogenetos: sais de Cl-, Br- e I-
Halogenetos de Ag+, Hg22+ e Pb2+
Fluoretos
Fluoretos de Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+
Sais de NO3-, ClO3-, ClO4-, CH3COOSulfatos de Sr2+, Ba2+, Pb2+ e Ca2+
Sulfatos
Ácido inorgânicos
Compostos Insolúveis
Sais de CO32-, PO43-, C2O42- e CrO42-,
Excepções
Sais de NH4+ e de catiões de metais
alcalinos
Sulfuretos
Sais de NH4+, Ca2+, Sr2+ e de catiões de
metais alcalinos
Hidróxidos e óxidos metálicos
Hidróxidos e óxidos de Ca2+, Sr2+, Ba2+ e
dos catiões de metais alcalinos
Tabela I – Regras de solubilidade para compostos iónicos em água 2 a 298 K
2
Uma substância diz-se solúvel num dado solvente se for possível dissolvê-la de forma a atingir uma
concentração de 0,01 mol dm-3 ou maior.
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2.1.3.1 Entalpia de dissolução
A solubilidade de sólidos na água ou noutros solventes é a manifestação visível
da competição entre dois processos diferentes. O primeiro, chamado cristalização, é o
resultado das forças de ligação no sólido. É responsável pelo crescimento do cristal
sólido exposto a um ambiente que contém os seus próprios iões ou moléculas
constituintes. O segundo, chamado dissolução, é o resultado das interacções entre as
moléculas de solvente e as moléculas ou iões do soluto à superfície da fase sólida. Esta
interacção conduz à destruição da estrutura do cristal sólido e leva à formação de uma
solução cada vez mais concentrada até que toda a fase sólida esteja dissolvida, ou até
que se estabeleça um equilíbrio entre os processos em competição.
A dissolução de uma substância não conduz à existência de iões ou moléculas
isolados em solução, uma vez que não seria favorável em termos energéticos ou
entrópicos e, consequentemente, as partículas dissolvidas tendem a sofrer agregação ou
solvatação. Neste momento, interessa-nos compreender os dois processos em causa, a
cristalização e a dissolução, respectivamente:
ƒ
As interacções atractivas entre as partículas de soluto resultam na formação
de agregados e, nomeadamente, de precipitados. Neste processo há
estabilização do conjunto de partículas pois, apesar da diminuição de entropia
que a organização cristalina implica, há uma forte estabilização energética,
denominada energia de rede. Quanto maior for a energia de rede, mais
partículas de soluto são removidas da solução. Convém lembrar que a
superfície do precipitado permanece insaturada, isto é, os iões ou moléculas
que ocupam as posições à superfície possuem locais de interacção que não
são usados. Consequentemente, podem ser observados efeitos particulares à
superfície
(adsorção
e
outros
fenómenos
de
superfície)
ou
mais
especificamente, as moléculas de solvente interactuam com as partículas de
soluto situadas na superfície e transferem-nas da superfície do sólido para a
solução.
ƒ
Estabelecimento de interacções entre a hipotética partícula de soluto “despida”
e as moléculas de solvente. Esta interacção conduz à formação de uma
partícula de soluto hidratada ou solvatada, com diminuição da energia do
conjunto e consequente estabilização global neste processo. Esta interacção
pode-se estender a outras células de hidratação, e pequenos iões, em
particular, podem ser incorporados na estrutura do solvente.
Existe, portanto, uma competição entre a cristalização e a solvatação na solução.
Na maior parte dos casos, as interacções resultantes da solvatação são mais fracas que
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as interacções sólido – sólido, mas normalmente o seu número sobrepõe-se ao número
de interacções de cada molécula ou ião na fase sólida.
Resumindo, nos líquidos e nos sólidos os corpúsculos que os constituem mantêmse juntos devido às interacções intermoleculares. Estas forças desempenham um papel
fundamental na formação das soluções. Quando um soluto se dissolve num solvente, as
partículas do soluto dispersam-se no seio do solvente. As partículas do soluto ocupam
posições que estão normalmente ocupadas por moléculas de solvente. A facilidade com
que uma partícula de soluto substitui uma molécula de solvente depende das
intensidades relativas dos três tipos de interacções:
ƒ Interacção solvente – solvente;
ƒ Interacção soluto – soluto;
ƒ Interacção solvente – soluto.
Para simplificar, podemos imaginar que o processo de dissolução se dá em três
passos diferentes (Figura 2-3).
O passo 1 envolve a separação das partículas do solvente e o passo 2 envolve a
separação das partículas do soluto. Estes passos necessitam de energia para vencer as
forças intermoleculares atractivas; portanto, são endotérmicos. No passo 3 as moléculas
de solvente e de soluto misturam-se. O processo global pode ser exotérmico ou
endotérmico dependendo da intensidade relativa das forças intermoleculares envolvidas.
Passo 2
ΔH2
Passo 1
ΔH1
Soluto
Solvente
Passo 3
ΔH3
Solução
Figura 2-3 – Representação ilustrada dos factores que contribuem para a entalpia de uma
dissolução
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A entalpia de dissolução, ΔdissH, é dada por:
Δ diss H = ΔH1 + ΔH 2 + ΔH 3
Eq. 2-8
Se a estabilização energética correspondente ao conjunto das interacções soluto
– solvente for mais forte do que a necessária para quebrar as interacções solvente –
solvente e soluto – soluto, o processo de dissolução é energeticamente favorável, isto é,
o processo de dissolução é exotérmico (ΔdissH < 0).
Se, pelo contrário a estabilização energética resultante das interacções soluto –
solvente for mais fraca do que as interacções solvente – solvente e soluto – soluto, então
o processo de dissolução é endotérmico (ΔdissH > 0).
Em geral, substâncias que tenham propriedades semelhantes e, por isso, forças
intermoleculares semelhantes, terão interacções soluto – solvente fortes e tenderão a
formar soluções. A afirmação “o semelhante dissolve o semelhante” é uma simplificação
que é frequentemente usada para explicar tendências na solubilidade. Isto significa que
solutos iónicos ou polares se dissolvem em solventes polares. Os solutos não polares
dissolvem-se em solventes não polares. Os solutos iónicos e polares não se dissolvem
em solventes não polares.
Notemos que, quando se aplica a regra da solubilidade “o semelhante dissolve o
semelhante”, verificamos algumas excepções. Esta regra é útil quando se pretende
comparar a solubilidade de séries de compostos.
2.1.3.2 Espontaneidade
O processo de dissolução, tal como qualquer processo químico e físico, depende
de dois factores. Um deles é a energia que determina se o processo de dissolução é
endotérmico ou exotérmico. O segundo factor é a tendência intrínseca para a desordem
que se verifica em todos os processos naturais. Quando as partículas de soluto e
solvente se misturam para formar a solução há um aumento da desordem. No estado
puro, o soluto e o solvente possuem uma certa ordem, caracterizada pela disposição
mais ou menos regular dos átomos, moléculas ou iões no espaço tridimensional. Grande
parte dessa ordem é destruída quando o soluto se dissolve no solvente. Portanto, o
processo de dissolução é sempre acompanhado por um aumento da desordem (aumento
de entropia). É este aumento da desordem do sistema que favorece a solubilidade de
qualquer substância, mesmo se o processo de dissolução for endotérmico.
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2.1.3.3 Solubilidade de compostos iónicos em água
A água é o solvente mais comum usado para dissolver compostos iónicos. As
variações de entalpia que ocorrem na formação de soluções aquosas são um factor
importante para determinar a solubilidade das substâncias iónicas. As substâncias
iónicas são constituídas por iões de cargas opostas, mantidos juntos por forças
electrostáticas. Os sólidos iónicos manifestam uma grande solubilidade na água mas são
muito pouco solúveis nos solventes não polares. Os sólidos com interacções
predominantemente iónicas são denominados de sais. A solubilidade dos sais diminui à
medida que se adicionam solventes orgânicos às soluções aquosas. Este facto é
normalmente usado nas análises gravimétricas. Todos os sais puros são electrólitos
fortes e as cores dos sólidos e das respectivas soluções aquosas são geralmente as
cores dos iões individuais.
Se um composto for solúvel, a entalpia de atracção entre os iões no sólido tem de
ser comparável (até cerca de 50 kJ mol-1) à entalpia das atracções entre as moléculas de
água e os iões na solução. As forças que mantêm o sólido iónico unido advêm da
atracção electrostática entre os iões de cargas opostas, e são muito intensas, com
energias da ordem de 400 KJ mol-1 ou superiores.
Consideremos o exemplo da dissolução do cloreto de sódio (NaCl) em água. Em
solução, as moléculas polares de água são atraídas pelas cargas dos iões Na+ e Cl(Figura 2-4). Várias moléculas de água são atraídas para cada ião na solução. As
atracções do tipo ião-dipolo, que se estabelecem entre os iões Na+ e Cl- com a água, são
suficientemente fortes para separar os iões do cristal.
Figura 2-4 – Dissolução de um cristal de sal na água (esquerda), hidratação de iões
(direita).
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Em solução, cada catião Na+ é rodeado por moléculas de água, orientadas com a
sua extremidade negativa para o catião. Da mesma forma, cada anião Cl- é rodeado por
moléculas de água com a sua extremidade positiva orientada para o anião. Esta
interacção dos iões com as moléculas de solvente é denominada solvatação. No caso de
o solvente ser a água, designa-se por hidratação.
Uma vez que muitos compostos iónicos são solúveis na água, pode-se concluir
que as entalpias de hidratação devem ter valores semelhantes aos das entalpias de rede
cristalina nos compostos sólidos (Figura 2-5).
Quando as substâncias iónicas se dissolvem em água, o aumento da desordem
do soluto é óbvio, visto que os iões ficam livres para se movimentarem. Quando as
moléculas de água se separam para criar espaços para os iões, também há um aumento
da desordem. Ao mesmo tempo, contudo, a hidratação dos iões restringe a liberdade de
algumas das moléculas de solvente, diminuindo a sua desordem. Assim, dependendo do
soluto particular e da sua hidratação pela água, a desordem do solvente poderá aumentar
ou diminuir.
ΔhidH
ΔHrede
ΔdissH
Figura 2-5 – Processo de dissolução endotérmico
2.1.3.4 Solubilidade de compostos moleculares
Os sólidos covalentes apresentam geralmente uma baixa solubilidade na água.
Estes compostos são geralmente electrólitos fracos e têm uma tendência para sofrer
reacções de complexação em solução aquosa. Muitas vezes a cor da solução difere da
cor do sólido.
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As forças atractivas entre as moléculas de um soluto molecular são forças dipolo –
dipolo, forças de dispersão de London e/ou ligações de hidrogénio. Consideremos o
exemplo do etanol que é miscível com a água. No etanol líquido as moléculas mantêm-se
ligadas por ligações de hidrogénio, tal como as moléculas de água. Por este motivo o
etanol dissolve-se muito facilmente na água, ocorrendo ligações de hidrogénio entre o
grupo –OH das moléculas do álcool e o átomo de oxigénio das moléculas de água. Nesta
categoria encontra-se uma grande variedade de soluções como o açúcar na água, álcool
na água, ácidos clorídrico e acético na água.
Figura 2-6 – Formação de ligações de hidrogénio entre as moléculas de etanol e água
Por outro lado, existem muitos compostos moleculares, como o iodo, que não são
muito solúveis na água. As atracções intermoleculares existentes entre as moléculas de
iodo são forças de dispersão de London fracas. As forças intermoleculares entre um
dipolo permanente na molécula da água e um dipolo induzido na molécula de iodo não
são muito fortes, comparadas com as ligações de hidrogénio existentes entre as
moléculas da água. Portanto, a energia necessária para quebrar as ligações de
hidrogénio no processo de dissolução é muitíssimo maior do que a energia libertada
quando as moléculas de água e iodo se atraem umas às outras. Neste caso, o aumento
da desordem da mistura não é suficiente para vencer a variação de entalpia desfavorável,
pelo que dai resulta uma solubilidade muito baixa.
O iodo e o bromo são dois compostos moleculares apolares. Em ambos, as
atracções intermoleculares são fracas (forças de dispersão de London). Estas forças,
sendo da mesma ordem de grandeza, são responsáveis pela atracção entre as moléculas
de iodo e bromo, o que explica a dissolução do iodo no bromo líquido.
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2.1.4 Equilíbrios de solubilidade
No ponto anterior fizemos referência ao equilíbrio de solubilidade. Os equilíbrios
de solubilidade são reacções que envolvem a dissolução e a formação de um sólido
(precipitado) a partir de uma solução. Estes processos são equilíbrios heterogéneos, pois
envolvem mais do que uma fase.
Equilíbrios deste tipo são, frequentemente, observados quer em processos
industriais quer no nosso quotidiano. Por exemplo, as estalactites e estalagmites das
grutas, não são mais do que equilíbrios de solubilidade entre os depósitos subterrâneos,
constituídos essencialmente por carbonato de cálcio (CaCO3) e as águas naturais, como
por exemplo a água da chuva.
Uma reacção de precipitação importante nos laboratórios de química é o teste
clássico usado para determinar a presença de iões prata em solução. Adiciona-se
algumas gotas de solução de ácido clorídrico à solução teste; a formação de um sólido
branco (cloreto de prata) indica a presença de prata.
Ag+ (aq) + Cl- (aq) ' AgCl (s)
Eq. 2-9
Os dois processos competitivos, solubilidade e precipitação, estabelecem um
equilíbrio termodinâmico o qual é deslocado na direcção do produto de menor energia.
Neste equilíbrio, ocorre uma constante alteração de partículas de soluto na superfície do
sólido. Quando se estabelece um estado de equilíbrio pode-se aplicar a lei das
actividades e o equilíbrio pode ser expresso através de uma constante de equilíbrio. Esta
constante de equilíbrio também deve estar relacionada com a solubilidade do sólido na
fase líquida. Walther H. Nernst chamou a esta constante de equilíbrio produto de
solubilidade, Kps.
Na secção seguinte discutiremos a relação entre a solubilidade e o produto de
solubilidade. Contudo, salientamos que nem sempre se pode determinar a solubilidade
apenas a partir do produto de solubilidade. Nernst salientou que a solubilidade
determinada a partir do Kps só tem significado quando a solução em equilíbrio com a fase
sólida contém os constituintes do soluto sólido exclusivamente na forma de iões livres.
Svante Arrhenius já tinha desenvolvido esta teoria de electrólitos fortes e fracos e
demonstrou que mesmo os electrólitos fracos estão completamente dissociados em
soluções diluídas. Pouco depois de Nernst publicar as suas ideias, Niels Bjerrum
introduziu o conceito de dissociação completa para compostos iónicos (sais) numa
solução electrolítica, eliminando as limitações referidas por Nernst. Durante os anos
seguintes, nem sempre se levou a sério a diferença entre os compostos iónicos e os
compostos covalentes. Acreditava-se que as substâncias com solubilidade baixa
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(compostos covalentes) também estavam completamente dissociadas, uma vez que
apenas se obtinham baixas concentrações, devido às suas baixas solubilidades. Por este
motivo, também eram tratados como sais. Esta ideia não é muito correcta, como vamos
ver mais à frente, e esta concepção alternativa causa alguma confusão, particularmente a
alunos pouco experientes.
2.1.4.1 O produto de solubilidade
Por razões históricas, os equilíbrios que envolvem reacções de precipitação são
escritos como a dissolução de um sólido (dissociação em iões), o inverso da reacção de
precipitação. Se assumirmos que o soluto está totalmente dissociado (electrólitos fortes,
sais, etc.) o sistema de duas fases pode ser descrito através do seguinte equilíbrio, no
qual tomamos como exemplo de um electrólito forte, o cloreto de sódio:
NaCl (s) ' Na+ (aq) + Cl- (aq)
Eq. 2-10
Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogéneo, a uma temperatura constante,
há uma constante de equilíbrio que é definida como:
K=
[Na ][Cl ]
+
-
[NaCl]
Eq. 2-11
A actividade de uma fase sólida pura é sempre, por definição, unitária. Como
resultado desta simplificação, obteve-se uma relação conhecida por produto de
solubilidade, Kps:
[
][ ]
K ps = Na + Cl -
Eq. 2-12
Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogéneo, o produto de
solubilidade de um composto, Kps, é definido como o produto das concentrações dos iões
constituintes, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos da equação de
equilíbrio. Esta constante traduz a maior ou menor solubilidade de um composto em água
e, tal como seria de esperar, quanto mais insolúvel é o sal mais baixa é a concentração
dos seus iões em solução e, consequentemente, mais pequeno é o valor da constante do
produto de solubilidade.
Se as cargas dos iões não forem numericamente iguais, a equação
correspondente torna-se mais complicada. Para um sal com uma composição genérica
MaBb, que se dissocia em solução aquosa nos correspondentes iões, o equilíbrio de
solubilidade é expresso da seguinte forma:
27
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
MaBb (s) ' a Mγ+ (aq) + b Bβ- (aq)
Eq. 2-13
E o produto de solubilidade é
[
K ps = M γ +
] [B ]
β- b
a
Eq. 2-14
No caso da dissociação ser completa e os iões Mγ+ e Bβ- se encontrarem na forma
de iões livres, cada mole de sal dissolvido origina a moles de catiões e b moles de aniões
na fase aquosa e, neste caso, a solubilidade e o produto de solubilidade estão
relacionados de uma forma simples. A solubilidade S expressa em moles da fase sólida
por dm3 de solução (e não em termos da concentração de cada ião individual) está
relacionada com a concentração iónica de Mγ+ e Bβ- através da seguinte expressão:
[M ]= a S
Eq. 2-15
[B ]= b S
Eq. 2-16
γ+
e
β-
onde S é a solubilidade em mol dm-3. O produto de solubilidade pode ser definido como:
[
K ps = M γ +
] [B ]
a
β- b
= (aS ) (bS ) = a a b b S a +b
a
b
Eq. 2-17
e portanto
(K ) (
1 a +b )
S=
ps
a abb
Eq. 2-18
Esta equação estabelece a relação entre a solubilidade e o produto de
solubilidade em condições específicas (quando a solução está em equilíbrio com a fase
sólida cujos iões se encontram na forma livre) e apenas se forem tidas em conta as
seguintes considerações:
ƒ
A relação entre a solubilidade e o produto de solubilidade verifica-se se o
composto dissolvido se encontrar completamente dissociado. Se existir em
solução soluto indissociado, ou se os catiões e os aniões produzidos na
dissolução formarem complexos, então a solubilidade é maior do que o valor
determinado a partir do produto de solubilidade.
ƒ
Se a fase aquosa inicial possuir algum dos iões produzidos pela dissolução do
sólido, então a solubilidade torna-se menor que o valor determinado a partir do
produto de solubilidade.
28
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
ƒ
A alteração dos coeficientes de actividade tem um efeito na solubilidade de um
electrólito. De um modo geral, os coeficientes de actividade diminuem com o
aumento da concentração total de electrólito inerte (força iónica) e,
consequentemente, a solubilidade torna-se maior.
A solubilidade não é uma grandeza termodinâmica, mas o produto de solubilidade
é uma expressão termodinâmica, desde que nela figurem as actividades das espécies
envolvidas.
2.1.5 Formação de precipitados
As reacções de precipitação são caracterizadas pela formação de um composto
insolúvel, que se separa da solução, e a que se dá o nome de precipitado.
Com base nos conceitos de produto de solubilidade e de solubilidade, podemos
agora prever se a mistura de duas soluções vai ou não dar origem à formação de um
precipitado. De forma a prever a possível formação destes, recorre-se ao quociente de
reacção (Q). Este quociente envolve o produto das concentrações dos iões envolvidos
elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos, de forma semelhante à que se
utiliza para calcular o Kps. Salientamos que o produto de solubilidade corresponde ao
quociente de reacção quando a solução está saturada, ou seja, quando as concentrações
dos iões correspondem às suas concentrações de equilíbrio na presença de excesso do
sólido relativamente à sua solubilidade. Assim comparando os valores numéricos de
ambos (Q com Kps) pode-se observar três situações distintas:
ƒ
Q < Kps, o que significa que se está na presença de uma solução não saturada
ou insaturada, isto é, não houve ainda formação de precipitado;
ƒ
Q = Kps, o que significa que se está na presença de uma solução saturada, ou
seja, atingiu-se o limite máximo de dissolução;
ƒ
Q > Kps, o que significa que se está na presença de uma solução
sobressaturada, ou seja, não é possível dissolver mais soluto e há formação
de precipitado.
2.1.6 Alguns factores que influenciam a solubilidade
A solubilidade de um soluto depende de vários factores, como por exemplo:
temperatura, pressão, presença na solução de um ião comum, ocorrência de reacções
laterais, formação de complexos, pH do meio e dimensões moleculares ou iónicas.
29
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Como estamos a estudar o caso particular da solubilidade de solutos sólidos em
solventes líquidos, nesta secção são discutidos apenas os factores que influenciam a
solubilidade de sólidos em líquidos.
2.1.6.1 Efeito da temperatura na solubilidade
Como já referimos, as características das interacções soluto – solvente
influenciam a solubilidade das substâncias. A solubilidade de um composto depende
também da temperatura.
Podemos preparar uma solução saturada por mistura do solvente com excesso de
um soluto sólido. Este sistema está em equilíbrio dinâmico, com moléculas ou iões que
estão constantemente a abandonar o sólido e outros a depositar-se na superfície do
sólido com velocidades iguais. Este processo pode ser representado por:
soluto (s) ' soluto (aq)
Eq. 2-19
Uma vez estabelecido o equilíbrio não há uma variação observável da
concentração da solução, desde que a temperatura e a pressão não sejam alteradas. O
princípio de Le Chatelier aplica-se a qualquer sistema em equilíbrio dinâmico, pelo que
será usado para estabelecer a influência da temperatura na solubilidade de um
composto.
Para elevar a temperatura de uma amostra de matéria é necessário fornecer-lhe
calor. O fornecimento de calor a uma solução saturada em equilíbrio com um excesso de
soluto representa uma alteração ao sistema. De acordo com o princípio de Le Chatelier,
ocorrerá uma reacção no sentido que contrarie essa alteração exterior. Consideremos em
primeiro lugar um composto cuja dissolução seja endotérmica. Quando o soluto se
dissolve absorve calor, pelo que é um “reagente” na equação:
calor + soluto (s) ' soluto (aq)
Eq. 2-20
Quando se fornece calor ao sistema, a reacção tem de ocorrer no sentido dos
reagentes para os produtos de forma a contrariar o efeito da perturbação introduzida. Por
este motivo, quando o equilíbrio é restabelecido, a quantidade de soluto em solução
aumenta. Por outras palavras, quando a entalpia de dissolução é positiva, a solubilidade
do soluto aumenta com a temperatura.
Um composto que tenha uma entalpia de dissolução negativa liberta calor no
processo, tal como está representado na equação de equilíbrio:
soluto (s) ' soluto (aq) + calor
Eq. 2-21
30
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Quando se fornece calor a este sistema, a reacção ocorre no sentido inverso,
reduzindo a concentração de equilíbrio do soluto. Resumindo, um aumento da
temperatura faz aumentar a solubilidade de um composto se o processo de dissolução for
endotérmico e faz diminuir a solubilidade quando o processo de dissolução é exotérmico.
As solubilidades da maioria dos sólidos aumentam quando a temperatura da
solução aumenta. O gráfico da Figura 2-7 mostra a solubilidade de diversos compostos
Solubilidade (g/100 cm3 de água)
em função da temperatura.
Temperatura (ºC)
Figura 2-7 – Variação da solubilidade com a temperatura
Em geral, quanto mais endotérmica for a dissolução, maior será a variação da
solubilidade com a temperatura. Pode-se observar que a solubilidade do sulfato de cério
(III) vai diminuindo à medida que a temperatura aumenta, o que está de acordo com a
entalpia de dissolução negativa (dissolução exotérmica).
É importante notar que o estado de divisão de um soluto e a agitação da solução
não aumentam a solubilidade do soluto; apenas interferem no tempo de dissolução,
mantendo a temperatura constante.
31
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
2.1.6.2 Efeito do tamanho das partículas na solubilidade
As partículas sólidas pequenas estão num estado energeticamente menos estável
que as partículas de maiores dimensões. Isto deve-se ao facto da sua superfície ser
relativamente grande comparada com o seu volume.
Numa partícula sólida de maiores dimensões, apenas uma fracção extremamente
pequena de átomos ou moléculas ocupam sítios à superfície. Pelo contrário, as partículas
extremamente pequenas possuem uma fracção significativa de átomos ou moléculas nas
posições superficiais. Por este motivo, a energia total de uma partícula pequena é mais
afectada pelas contribuições da superfície. Uma vez que as energias das partículas
pequenas
e
grandes
são
diferentes,
elas
também
devem
exibir
diferentes
comportamentos quanto à solubilidade. Esta diferença é designada macro e micro
solubilidade. Como regra geral, a (macro) solubilidade é constante quando o diâmetro
das partículas é superior a 10-3 mm, enquanto que para cristais menores a solubilidade
Solubilidade
depende do tamanho das partículas.
≈ 10-3 mm
Tamanho das partículas
Figura 2-8 – Macro e micro solubilidade de um sólido cristalino
2.1.6.3 Ião comum
Até agora tratamos a solubilidade de um electrólito em que a fase sólida se
encontra em equilíbrio com a água pura. Convém lembrar que não é importante o modo
como o estado de equilíbrio é alcançado. Obtém-se o mesmo resultado quando um sólido
está em equilíbrio com uma certa solução aquosa ou quando um sólido é formado numa
reacção de precipitação por adição de duas soluções aquosas. Na prática, a precipitação
é induzida por soluções que contêm um reagente de precipitação em excesso.
Está claro que a solubilidade de um sólido numa solução saturada é zero e que é
pequena numa solução que já contenha os iões da substância que se dissolve (ião
comum), mas que ainda não esteja saturada. Da mesma forma, será de esperar uma
32
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
solubilidade reduzida num sistema no qual esteja presente na solução original apenas um
dos iões constituintes do soluto. Este resultado pode ser deduzido a partir da aplicação
do Principio de Le Chatelier ao equilíbrio seguinte:
MaBb (s) ' a Mγ+ (aq) + b Bβ- (aq)
Eq. 2-22
O principio de Le Chetelier estabelece que quando os iões Mγ+ ou Bβ- existem em
excesso na solução, o equilíbrio desloca-se no sentido dos reagentes. Isto conduz a uma
solubilidade menor, comparativamente à solubilidade num sistema em que os iões Mγ+ ou
Bβ- não estão presentes na solução original.
A partir destas considerações, conclui-se que o efeito do ião comum reduz a
solubilidade, a expressão do produto de solubilidade continua a ser válida uma vez que
se trata de uma constante termodinâmica.
2.1.6.4 Formação de complexos
A solubilidade dos sais aumenta sempre que à solução saturada se adiciona uma
substância que reaja com um dos iões. Neste caso particular, a substância adicionada vai
originar, por reacção com um dos iões, um complexo solúvel e estável, diminuindo assim
a concentração do referido ião. Por exemplo, verifica-se este caso na solubilização de um
precipitado de cloreto de prata, AgCl, por adição de uma solução aquosa de amoníaco,
NH3.
As equações químicas que traduzem as reacções são as seguintes:
AgCl (s) ' Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Eq. 2-23
Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) ' [Ag(NH3)2]+ (aq)
Eq. 2-24
Ao ocorrer a formação do ião diaminoprata, um ião complexo estável, existe uma
diminuição da concentração do catião prata, pelo que a primeira reacção se vai deslocar
no sentido directo, para contrariar a perturbação introduzida ao sistema, inicialmente em
equilíbrio, provocando, assim, um aumento da solubilidade do cloreto de prata.
2.1.6.5 pH do meio
O pH das soluções afecta a solubilidade dos sais. Vejamos, por exemplo, o efeito
da variação do pH na dissolução de Ca(OH)2 (s) em água:
Ca(OH)2 (s) ' Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Eq. 2-25
33
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Pelo princípio de Le Chatelier, verificamos que, ao aumentar a concentração de
iões OH- (aumentando o pH) na solução, o equilíbrio desloca-se no sentido da formação
de Ca(OH)2 sólido, reduzindo, assim, a solubilidade deste. Por outro lado, ao aumentar a
concentração de iões H+ (diminuindo o pH), reduz-se a concentração de iões OH- em
solução, pelo que a solubilidade aumenta.
Concluímos, pois, que as bases insolúveis se dissolvem mais facilmente em
soluções ácidas, e que, de forma análoga, os ácidos insolúveis se dissolvem mais
facilmente em soluções básicas.
2.1.6.6 Troca de iões
A solubilidade de um sólido num solvente é uma propriedade bem definida de
todos os sólidos cristalinos. Nas soluções aquosas, a maior parte dos sólidos dissocia-se
e existe na forma dos correspondentes catiões e aniões.
Se a solução não contém outros electrólitos, os catiões e os aniões estão
presentes na solução nas proporções estequiométricas do sólido e a solubilidade pode
ser expressa em termos do Kps. Contudo, nem sempre se observa este comportamento.
Muitos minerais comportam-se de uma forma diferente. Tem-se observado que os aniões
(por exemplo silicatos) fazem parte de uma estrutura cristalina rígida insolúvel e que os
catiões estão presentes apenas para compensar o excesso de carga negativa dos aniões
da estrutura rígida. Os catiões são mantidos na estrutura cristalina por forças
electrostáticas puras. No processo de dissolução, as ligações polares (electrostáticas)
podem ser facilmente quebradas pelos dipólos da água (“semelhante dissolve
semelhante”), mas as ligações covalentes são bastante resistentes à interacção com as
moléculas de água.
Uma vez que os catiões são mantidos na estrutura cristalina por forças
electrostáticas, eles ocupam espaços vazios da estrutura, e podem facilmente serem
substituídos por outros catiões de carga e tamanho semelhantes. Contudo, catiões com
maior carga e menor raio iónico são mais fortemente retidos na superfície do sólido do
que os catiões com menor carga e maior raio iónico.
A argila é um exemplo deste tipo de minerais. Neste caso, a estequiometria dos
compostos não é fixa. Estes materiais exibem uma baixa solubilidade, mas podem trocar
certos catiões na sua estrutura com catiões presentes na solução aquosa (exemplo, água
do mar, a qual contém cerca de 0,7 mol dm-3 de electrólitos). Esta substituição é
chamada de processo de troca de iões.
34
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
2.2 Enquadramento do ensino da solubilidade nos curricula
português
2.2.1 Curricula
O conceito de solubilidade está presente no programa de Ciências Físico Químicas do 3º Ciclo do Ensino Básico e no programa da componente de Química do 11º
ano de escolaridade da disciplina de Ciências Físico – Químicas.
A primeira abordagem da solubilidade é feita no tema C – “Sustentabilidade na
Terra” e no capítulo II – “Reacções Químicas”, da disciplina de Ciências Físico –
Químicas do 3º ciclo do Ensino Básico. De seguida, apresentamos uma tabela com os
conteúdos a abordar (Tabela II), as competências específicas que os alunos devem atingir
e um conjunto de experiências educativas propostas nas orientações curriculares de
Ciências Físicas e Naturais do 3º ciclo do Ensino Básico (ME Básico, 2001).
O conceito de solubilidade é abordado de uma forma mais complexa no programa
de Física e Química A do 11º Ano do Ensino Secundário, mais especificamente na
Unidade 2 – “Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra”. Nesta
unidade tem-se as soluções aquosas naturais como contexto para a abordagem e
aprofundamento de muitos conceitos químicos importantes, como equilíbrio químico,
ácido – base, oxidação – redução e solubilidade (Figura 2-9).
35
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Tema C – Sustentabilidade na Terra
Capítulo II – Reacções Químicas
Subcapítulo
Conteúdos
Tipos
Reacções de
reacções
de
Competências
♦
precipitação
químicas
♦
Experiências Educativas
Distinguir entre
♦
os
alunos
acerca
da
sais solúveis e
solubilidade de diferentes substâncias
insolúveis
em água. Incentivá-los a pesquisar as
Interpretar
propriedades da água existente em
reacções
diferentes regiões do país, a dureza da
de
água em diversas amostras e métodos
precipitação
♦
Questionar
Reconhecer
usados para diminuir a dureza da água
a
de consumo.
aplicabilidade
das
reacções
♦
Realizar reacções de precipitação e
verificar a formação de sais pouco
de precipitação
solúveis (precipitados) a partir de sais
solúveis. Este conteúdo pode ser
relacionado
com
aprendizagens
já
realizadas em Ciências Naturais; por
exemplo, relacionar com a formação de
estalactites e estalagmites nas grutas
calcárias
e
com
a
formação
de
conchas e de corais.
♦
Incentivar os alunos a escrever as
equações de palavras correspondentes
às reacções químicas realizadas e a
investigar o que acontece à massa das
substâncias que tomam parte numa
reacção química.
Tabela II – Inserção do conceito de solubilidade no Programa de Ciências Físico – Químicas
do 3º ciclo do Ensino Básico
36
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Figura 2-9 – Ilustração da organização da Unidade 2 – “Da Atmosfera ao Oceano: Soluções
na Terra e para a Terra”, do programa de Física e Química A do 11º Ano do Ensino
Secundário (ME 10-11, 2003)
37
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Apresentamos de seguida os objectivos de ensino e os objectivos de
aprendizagem enunciados no programa de 11º Ano de Química.
Objecto de ensino
2 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra
ƒ A água na Terra e a sua distribuição: problemas de abundância e de escassez.
ƒ Os encontros mundiais sobre a água, com vista à resolução da escassez de
água potável.
2.4. Mineralização e desmineralização de águas
2.4.1 A solubilidade e o controlo da mineralização das águas.
ƒ Mineralização das águas e dissolução de sais.
ƒ Solubilidade: solutos e solventes.
ƒ Solubilidade de sais em água: muito e pouco solúveis.
ƒ Solução não saturada e saturada de sais em água.
ƒ Aplicação da constante de equilíbrio à solubilidade de sais pouco
solúveis: constante do produto de solubilidade (Kps).
Objectivos de aprendizagem
2.4. Mineralização e desmineralização de águas
2.4.1. A solubilidade e o controlo da mineralização das águas.
ƒ Relacionar a existência de determinadas espécies químicas numa água
com a dissolução de sais e do dióxido de carbono na atmosfera.
ƒ Relacionar a concentração de soluções saturadas e não saturadas
numa determinada substância com a solubilidade respectiva, a uma
determinada temperatura e pressão.
ƒ Diferenciar sais pelo valor da solubilidade em água (muito, pouco e
medianamente solúveis).
ƒ Caracterizar o fenómeno da dissolução como o resultado de uma
interacção soluto – solvente.
ƒ Apresentar razões que justificam a não existência de um solvente
universal e a existência de limite da dissolução de qualquer soluto, em
soluções reais.
ƒ Identificar fenómenos do quotidiano como dissoluções.
ƒ Explicitar formas de controlar o tempo de dissolução (estado de divisão
e agitação) mantendo a temperatura e a pressão constantes.
38
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
ƒ Compreender que numa solução saturada de um sal na presença deste
no estado sólido, o equilíbrio é dinâmico (há trocas recíprocas entre
iões da rede e da solução).
ƒ Explicitar o significado da constante de produto de solubilidade - Kps.
ƒ Compreender as razões pelas quais a presença de algumas espécies
químicas em solução pode alterar a dissolução de outras substâncias.
ƒ Interpretar a formação de estalactites e estalagmites em grutas
calcárias.
ƒ Apresentar razões para a facilidade da ocorrência da poluição das
águas e a dificuldade de despoluição das mesmas em termos da
solubilidade.
2.3 Concepções alternativas
2.3.1 Ensino por mudança conceptual
Aprender pressupõe um processo pessoal e activo de construção de
conhecimento. Esta perspectiva construtivista opõe-se à concepção do sujeito receptor
passivo de saberes transmitidos e supõe que, num qualquer processo de ensino e de
aprendizagem, o aluno deva ser considerado um sujeito activo, possuidor de vivências e
objectivos próprios que lhe permitem interagir com o meio físico e social e que
condicionam, de forma decisiva, as novas aprendizagens. Isto significa reconhecer que, a
par com aprendizagens formais, os alunos possuem ideias ou “teorias informais” sobre os
mais diversos domínios que afectam a interpretação do quotidiano. Neste sentido, cada
aluno chega à escola com “uma física” e “uma química” intuitivas e também com um
conhecimento informal sobre o mundo social, histórico e económico, para além de uma
psicologia intuitiva que, no seu dia-a-dia, lhe conferem adaptabilidade (Pozo, 1996).
No ensino das Ciências é, por isso, fundamental ter em conta as ideias e as
explicações sobre os fenómenos naturais que os alunos trazem para a escola. Estas
concepções, vulgarmente designadas por concepções alternativas (CA’s), poderão ser
mais ou menos divergentes dos conceitos cientificamente aceites.
Segundo Cachapuz (1995), a designação de concepções alternativas (CA's) surge
por se tratar de "…ideias que aparecem como alternativas a versões científicas de
momento aceites…" não podendo ser encaradas como "... distracções, lapsos de
39
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
memória ou erros de cálculo, mas sim como potenciais modelos explicativos... resultando
de um esforço consciente de teorização…".
Admitimos alguma controvérsia na definição e importância atribuída no ensino da
Química às CA’s. Muitas vezes, por outro lado, as CA’s podem ser “rótulos”
desculpabilizadores de verdadeiros erros ou mesmo falta de estudo e organização (dos
alunos e professores). A nossa posição é de equilíbrio: nem o dogmatismos de achar que
os alunos não têm CA’s e que elas não importam, nem o fundamentalismo de que basta
saber e trabalhar as CA’s dos alunos para ensinarmos e aprendermos Química…A
mesma posição moderada temos face ao construtivismo que subjaz ao movimento das
CA’s. As ideias do construtivismo são boas e cruciais mas nem tudo que é “behaviorista”
é negativo no processo de ensino – aprendizagem.
A consciência da existência destas ideias exige, necessariamente, respostas
didácticas adequadas. Nos últimos vinte/trinta anos têm sido identificadas CA's em várias
áreas. Pfundt e Duit inventariaram 3500 estudos nesta linha de investigação, publicados
nas mais importantes revistas de divulgação internacional de Educação em Ciências
(Pfundt e Duit, 1994).
Com a finalidade de contribuir para facilitar a utilização, pelos professores, dos
resultados da investigação em CA's, Furió (1996) enumerou, de forma simples e sintética,
sete aspectos:
1. os estudantes chegam à sala de aula com um conjunto variado de CA's e muitas
delas possuem uma certa coerência interna;
2. as CA's são comuns a estudantes de diferentes meios, idade e género;
3. as CA's são persistentes e não se modificam facilmente com estratégias de
ensino convencionais;
4. as CA’s apresentam um certo isomorfismo com concepções vigentes em períodos
da história do pensamento científico e filosófico;
5. o conhecimento anterior dos alunos interage com aquilo que se ensina na aula e
serão de esperar consequências imprevistas na aprendizagem;
6. as CA's podem surgir a partir de experiências pessoais muito variadas, que
incluem a percepção, a cultura, a linguagem, os métodos de ensino dos
professores, os materiais educativos,…;
7. as estratégias que facilitam a mudança conceptual podem ser ferramentas
eficazes na sala de aula.
A origem das CA's dos alunos é um campo de interesse para muitos autores e
Pozo (1996) propõe mesmo três vias principais para explicar o seu aparecimento:
sensorial, cultural e analógica. Uma origem sensorial, para explicar o que designa por
“concepções espontâneas” na percepção de fenómenos, processos e observações na
40
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
vida quotidiana; uma origem cultural, para explicar as chamadas “concepções sociais”
resultantes da influência do meio social e cultural que envolve o aluno, sendo a sua
transmissão feita através da linguagem; uma origem analógica, para explicar as
“concepções analógicas” que aparecem no desempenho de tarefas onde são
estabelecidas analogias com ideias ou esquemas de conhecimentos provenientes de
outras áreas. Estes aspectos contribuem certamente para ajudar os professores a
diagnosticar e compreender as ideias dos alunos, a escolher as estratégias mais
adequadas à sua abordagem didáctica e a reflectir sobre as próprias práticas. Neste
sentido, Cachapuz (1995) chama a atenção para a possibilidade de algumas CA's serem
reforçadas nas próprias situações de aprendizagem, através dos manuais escolares ou
do próprio professor, ao serem utilizadas analogias, linguagem e representações
diagramáticas inadequadas ou excessivamente simplistas.
Vários autores alertam para a dificuldade de, na prática, se conseguir ultrapassar
algumas CA's dos alunos, já que, como afirma Santos (1992), estas concepções resistem
à mudança, constituem verdadeiros obstáculos epistemológicos e impedem (iludem) a
construção do saber científico. Para além desta estabilidade, registam-se ainda, com
frequência, efeitos regressivos, ou seja, o ressurgimento de concepções que pareciam ter
sido abandonadas.
A existência de CA's nos alunos não deve, porém, ser encarada de forma fatalista
pelos professores. Opostamente, deve aceitar-se como natural o carácter evolutivo do
aluno, colocando a contribuição do professor no desafio desse desenvolvimento. Os
resultados da investigação afiguram-se muito importantes, não só para o professor
conhecer as ideias dos alunos, como para poder criticar, de forma fundamentada, o
paradigma de ensino pela transmissão verbal de conhecimentos acabados.
Em oposição aos modelos de ensino destinados à exclusiva aquisição conceptual
surgem hoje propostas de ensino para a mudança conceptual. Estas enquadram
estratégias que, partindo das CA's, procuram criar situações onde o aluno construa ou
reconstrua novas estruturas conceptuais.
O
reconhecimento
da
importância
das
interacções
sócio-culturais
na
aprendizagem, nomeadamente como fonte de algumas CA's, pode constituir, também,
um importante instrumento de reflexão didáctica, fazendo prever que a construção dos
conceitos científicos será promovida se o aluno tiver oportunidade de, em grupo,
expressar e ouvir outras ideias e interpretações, dúvidas ou explicações, o que requer,
naturalmente, aulas organizadas nesse sentido.
Mas “aprender Ciência pressupõe ser-se iniciado numa cultura de Ciência” (Driver
et al., 1994), o que significa que a aprendizagem não se pode esgotar nos conceitos,
41
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
devendo também contemplar aspectos relativos à natureza do conhecimento científico,
aos processos e aos valores envolvidos na sua construção.
O campo de investigação acima referido e inicialmente centrado na identificação
das ideias dos alunos sobre conceitos científicos alargou-se às estratégias didácticas de
“mudança conceptual” e, ultimamente, tem posto em evidência outros aspectos da
aprendizagem em Ciências. Para além dos conceitos e das relações entre conceitos,
estão também em causa aspectos epistemológicos, metodológicos e axiológicos, como
sejam, respectivamente, as concepções sobre a natureza da Ciência, as concepções
sobre as formas de pensar e proceder na actividade científica e o interesse, as atitudes e
os valores dos alunos face à aprendizagem em Ciências (Furió, 1996).
Indissociáveis da aprendizagem estão também as práticas de avaliação. Num
paradigma sensível às ideias construtivistas não faz sentido avaliar somente os produtos
ou os conceitos, em detrimento dos processos, das atitudes e dos valores que se
reconhecem como fundamentais na construção do conhecimento científico. A
investigação nunca fornecerá qualquer algoritmo de ensino aos professores, mas
permitir-lhes-á analisar as próprias práticas, tomando decisões de forma mais coerente e
fundamentada. Neste sentido, o desenvolvimento profissional dos professores é
fundamental, sendo de especial importância a actualização permanente, a troca de
experiências e a identificação das próprias concepções de ensino e de Ciência.
2.3.2 Principais concepções alternativas em solubilidade
Um grande número de investigações desenvolvidas tem revelado que, antes de
serem sujeitos ao processo de ensino – aprendizagem, os alunos já têm algumas ideias
acerca de muitos processos naturais (Driver e Erickson, 1983). Estes estudos mostram
ainda que, frequentemente, estas ideias diferem substancialmente das ideias tidas como
cientificamente verdadeiras e que formam esboços conceptuais difíceis de modificar.
Uma das muitas áreas da ciência onde os alunos revelam concepções alternativas
é na dissolução de uma substância noutra. Uma incompreensão do fenómeno de
dissolução é muito importante sob o ponto de vista químico, uma vez que o tópico da
dissolução é um aspecto básico em qualquer tema do programa de química no ensino.
Existem poucos estudos sobre as ideias dos alunos sobre soluções e dissolução,
embora este assunto seja muitas vezes focado em alguns estudos mais generalistas. Por
exemplo, Driver (1985), num estudo sobre o princípio da conservação da matéria usou,
como um dos exemplos, o processo de dissolução. Este estudo com alunos da Nova
Zelândia, mostra que 25 % dos alunos usam os termos “difunde” e “dissolve” com o
mesmo significado e que alguns alunos ficam de tal modo presos às suas ideias
42
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
preconcebidas que consideram que o açúcar em solução não permanece a mesma
substância, por se combinar com a água. Por ultimo, este trabalho mostra que só alguns
alunos (com 13 anos de idade ou mais velhos) usam as ideias de partículas nas suas
explicações acerca do processo de dissolução.
Prieto, Blanco e Rodrigues (1989) realizaram um estudo sobre as ideias de alunos
espanhóis, com idades compreendidas entre os 11 e os 14 anos, acerca da natureza das
soluções e o processo de dissolução. De acordo com estes autores, as explicações do
fenómeno de dissolução de uma substância noutra, apresentada pelos alunos, indica a
familiarização com uma pequena variedade de exemplos concretos deste fenómeno. Os
alunos inquiridos basearam as suas respostas nas suas experiências do dia-a-dia, as
quais poderão ter condicionado largamente as ideias dos alunos sobre soluções e o
processo de dissolução. As observações particulares que podem ser feitas com base
neste estudo são:
ƒ
existe uma pequena diferença na terminologia usada para descrever o
fenómeno de dissolução pelos alunos dos 6º e 8º anos de escolaridade e
estão relacionadas basicamente com as experiências diárias. Os termos
científicos encontrados nos livros de texto não surgem como uma parte
importante na terminologia dos alunos;
ƒ
os exemplos dados pelos alunos tendem a referir-se a casos do dia-a-dia e
estão restritos a sólidos particulares que se dissolvem em líquidos;
ƒ
os conceitos que os alunos têm do processo de dissolução estão muitas vezes
misturados com noções que, no sentido restrito, estão pouco relacionados
com a dissolução.
A maior parte das respostas dos alunos de todos os anos lectivos atribui uma
grande importância às acções mecânicas envolvidas na dissolução de substâncias, como
por exemplo a agitação e o aquecimento. Outro ponto que emergiu deste estudo foi que
os alunos vêem o soluto como o componente mais importante do processo de dissolução;
o solvente é visto como o componente passivo do processo. Apenas os alunos do 8º ano
de escolaridade começaram a reconhecer a importância das interacções soluto –
solvente. Contudo, neste contexto, o processo de dissolução é geralmente visto como
uma transformação química.
Jazlin V. Ebenezer e Gaalen L. Erickson (1996) realizaram um estudo mais vasto
sobre as concepções de solubilidade de alunos do 11º ano de escolaridade de Química.
Foram realizadas entrevistas a 13 alunos do 11º ano após a realização de uma actividade
que serviu de mote para uma discussão, envolvendo três sistemas:
a) Açúcar / água (sistema A)
b) Água / álcool / tinta de pintar (sistema B)
43
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
c) Sal / água (sistema C)
Após a análise dos três sistemas, surgiram seis concepções qualitativas diferentes
a partir das respostas dos alunos entrevistados:
I. Muitos alunos viam o processo de dissolução como sendo a transformação
física de um sólido na sua forma líquida. Alguns alunos chamaram a este
processo “fusão”.
II. Alguns alunos tinham a noção que quando se adiciona o açúcar à água ocorre
uma reacção química. Aproximadamente metade dos alunos tem a concepção
que o processo de dissolução é um processo de combinação de duas ou mais
substâncias.
III. A diferença de densidade entre duas substâncias foi apresentada como uma
razão para o facto de dois líquidos não se combinarem ou para explicar a
razão pela qual o sal se deposita no fundo de um gobelé com água.
IV. Alguns alunos argumentaram que as substâncias não se dissolvem porque
não encontram espaço suficiente no meio dissolvente.
V. Um aluno afirmou que as partículas do soluto devem ser suficientemente
pequenas para que a dissolução ocorra; se o soluto for dividido em partes
mais pequenas então dissolve-se no solvente.
VI. Alguns alunos consideram que, para uma substância se dissolver noutra, o
soluto necessita de possuir certas propriedades, contudo não conseguem
especificar essas propriedades.
Angel Blanco e Teresa Prieto (1997) realizaram um estudo com o objectivo de
identificar as ideias dos alunos acerca dos efeitos da agitação e da temperatura na
dissolução de um sal em água. O estudo foi realizado com dois grupos distintos de
alunos: um grupo que não tinha qualquer conhecimento em química (possuíam apenas
as suas ideias); e um outro grupo de alunos com níveis diferentes de conhecimento em
química. Verificaram que os alunos que já tinham sido submetidos ao ensino formal em
química explicavam o processo de dissolução tendo em conta os dois factores (agitação
e a temperatura); os alunos que não tinham conhecimentos na área, ou apenas tinham
tido Ciências Naturais, explicavam o processo de dissolução tendo em conta apenas um
dos dois parâmetros. O mais relevante neste artigo é que a maior parte dos alunos tinha
a percepção de que:
ƒ
A dissolução é um processo reversível, que pode ser interrompido, fazendo
com que o sistema volte ao seu estado original;
ƒ
A variação da temperatura actua indirectamente na dissolução;
ƒ
A dissolução é considerada como um fenómeno momentâneo.
44
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Apresentam-se a seguir (Tabela III) algumas das ideias sobre os termos
“dissolução” e “precipitação” retiradas do trabalho de Barker (2004).
Dissolução
Precipitação
“Os materiais dissolvem-se esmagando e
Ao formar-se um precipitado:
misturando em água”
“A massa aumenta porque um sólido é
“mais pesado” do que um líquido”
“O sal não é suficientemente duro ou denso
para resistir à dissolução”
“Água tem “força” para dissolver um sal”
“Derreter e dissolver são sinónimos”
“A massa diminui porque ao se formar o
precipitado, produz-se também um gás”
Alguns alunos referem-se ao líquido da
solução como o “solvente” mas raros são
“O sal torna-se líquido quando se dissolve”
os casos em que descrevem o sólido
formado como “precipitado”.
“Ao se dissolver o açúcar, este derrete-se”
“O açúcar desaparece quando dissolvido
“Quando se dissolve o açúcar, a água fica
na água”.
com as propriedades do açúcar e o açúcar
com as da água”
“Quando o açúcar se dissolve na água, o
açúcar não tem massa, passamos a ter só
“Perde-se peso na dissolução”
água.”
Tabela III – Ideias dos alunos sobre “dissolução” e “precipitação”
Reúnem-se de seguida algumas ideias apresentadas pelos alunos sobre
solubilidade e dissolução. Algumas das ideias são apresentadas na bibliografia da
especialidade mas outras emergem das conversas tidas com alunos e professores de
Química (C7).
C1 – O processo de dissolução é geralmente visto como uma transformação
química (quando se dissolve o açúcar na água, este combina-se com a água).
C2 – Existe uma pequena diferença na terminologia usada por alunos de níveis de
escolaridade mais baixos e níveis de escolaridade mais elevados; a terminologia
usada está relacionada essencialmente com as experiências do dia-a-dia.
C3 – Os termos “derreter” e “dissolver” são muitas vezes usados com o mesmo
significado.
C4 – Os termos “fundir” e “dissolver” são muitas vezes usados com o mesmo
significado.
45
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
C5 – Os alunos estão familiarizados apenas com alguns processos de dissolução
do dia-a-dia.
C6 – O soluto é visto como o agente activo da dissolução.
C7 – Os alunos consideram que praticamente todas as substâncias se dissolvem
na água.
C8 – Muitas vezes os alunos explicam o processo de dissolução considerando
apenas uma das acções mecânicas (agitação e temperatura).
2.4 Recursos digitais no Ensino – Aprendizagem das ciências
Relativamente aos produtos multimédia interactivos, Lévy (1990) refere que são
“particularmente adequados aos usos educativos. Conhece-se há muito o papel
fundamental do envolvimento pessoal do aluno na aprendizagem. Quanto mais
activamente participa na aquisição de um saber, melhor uma pessoa integra e retém
aquilo que aprendeu. Ora, graças à sua dimensão reticular ou não linear, o multimédia
interactivo favorece uma atitude exploratória ou mesmo lúdica, face ao material a
assimilar. É, portanto, um instrumento bem adaptado a uma pedagogia activa”.
Há muito boa e extrema bibliografia sobre o uso das Tecnologias de Informação e
Comunicação na educação em geral, e na química em particular. Optaremos, neste
trabalho, por fazer um resumo sintético das ideias principais a este propósito.
2.4.1 TIC e educação
Numa sociedade de informação, é indispensável pensar em novas ferramentas
pedagógicas que permitam responder às necessidades de actualização constante do
conhecimento e uma maior eficiência na forma de comunicar. O dinamismo próprio às
ciências Físico – Químicas pode ser valorizado e facilmente transmitido com o recurso às
Tecnologias de Informação e Comunicação.
Podemos definir “Novas Tecnologias” como sendo a reunião dos meios
audiovisuais, informáticos e comunicacionais que permitem criar, armazenar, recuperar e
transmitir informação a grande velocidade e em grandes quantidades. A utilização destas
tecnologias torna-se cada vez mais indispensável na organização curricular da
aprendizagem. As novas tecnologias devem ser utilizadas em função das exigências
actuais da aprendizagem. Torna-se, assim, importante criar contextos, interacções e
46
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
ambientes de aprendizagem baseados nas Tecnologias de Informação e Comunicação
(TIC).
A sociedade da informação resulta do desenvolvimento destas novas tecnologias.
Portugal acompanha, ao seu ritmo, os outros países nesta revolucionária forma de
pensar o conhecimento. Os estabelecimentos de ensino têm vindo a adaptar as suas
formas de formar jovens adultos e profissionais às novas exigências e oportunidades
desta sociedade.
2.4.1.1 As TIC na escola
A implementação das TIC nas escolas representa um dos maiores desafios de
inovação tecnológica enfrentada pelos sistemas de educação em todo o mundo. Uma
escola que não integre os novos meios informáticos, corre o risco de se tornar antiquada.
Como diz Adell (1997): “As Tecnologias de Informação e Comunicação não são mais
uma ferramenta didáctica ao serviço dos professores e alunos… elas são e estão no
mundo onde crescem os jovens que ensinamos…”
Quando se fala de TIC no ensino, podem considerar-se duas vertentes (Paiva,
2002):
ƒ O contexto pessoal, isto é, a forma como professores e alunos usam o
computador como pessoas individuais e não ligadas pela relação pedagógica;
ƒ O contexto educativo, disciplinar ou não, em que há interacção directa do
professor com os alunos e com a “máquina”. Aqui se inclui, igualmente, a
relação pedagógica professor/aluno fora da sala de aula, que pode ocorrer nos
mais variados contextos, incluindo comunicação electrónica com a família dos
alunos.
No contexto pessoal, as vantagens dos computadores prendem-se com o ganho
de tempo na execução de tarefas rotineiras (tais como preparar testes, elaborar fichas,
realizar trabalhos de casa, fazer pesquisas, tratar dados, fotografia digital e imagem,
trocar informação via correio electrónico, etc.), bem como com a possibilidade de
formação à distância, participação em trabalhos e experiências conjuntas à escala
nacional e internacional, etc.
No contexto educativo, são de referir, entre outras vantagens, a interacção
diferenciada que o professor pode estabelecer com os seus alunos quando recorre a
software específico, a pesquisa on-line dirigida, a possibilidade de comunicação por
correio electrónico para tirar dúvidas, enviar ficheiros, entrar em contacto com os
47
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
encarregados de educação, etc. Neste contexto, o professor tem um papel decisivo na
formação do aluno. Cabe ao professor:
ƒ Orientar o aluno, dando-lhe pistas e objectivos concretos;
ƒ Estabelecer com o aluno uma relação baseada na confiança, no conselho e no
acompanhamento;
ƒ Propor o reforço de certas noções abordadas nas aulas;
ƒ Propor a realização de projectos de investigação documental informatizada,
para desenvolver a sua motivação, associar o domínio de ferramentas
informáticas à procura de informações precisas e, finalmente, melhorar a sua
competência de leitura;
ƒ Abordar projectos baseada na análise critica e comparativa dos media
(televisão, imprensa, Internet).
Na Tabela IV estão enumeradas algumas aplicações das TIC no ensino e algumas
actividades que, com elas, os alunos podem realizar. Na Tabela V apresentam-se
possíveis contextos educativos de utilização das aplicações TIC e respectivas
actividades, a desenvolver na escola.
Aplicações das TIC
Processador de texto (Word, Publisher,
etc.)
Programas gráficos / de desenho
Actividades realizadas
Produção e edição de informação
Produção de informação em forma gráfica /
Actividades artísticas
Folha de calculo (Excel, SPSS, etc.)
Organização e gestão de informação
Multimédia / CD-ROM
Consulta e pesquisa de informação
Correio electrónico
Comunicação e intercambio em rede
Internet (www)
Simulações / Jogos
Software pedagógico
Recolha e tratamento de dados em
ciências
Software de aquisição de dados
Tabela IV – Algumas aplicações das TIC e respectivas actividades a desenvolver com os
alunos (Paiva, 2002)
48
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Contextos de utilização das TIC
Disciplinar
Trabalho de área projecto
Apoio Pedagógico
Apoio a alunos com necessidades educativas especiais
Clubes / Núcleos
Trabalhos de casa
Aulas laboratoriais
Tabela V – Alguns contextos educativos do uso das aplicações TIC na escola (Paiva, 2002)
O uso das TIC no ensino das Ciências Físico-Químicas, em particular, tem sofrido
algumas evoluções. Se inicialmente os computadores eram usados nos cálculos
científicos (simulações, análise numérica, etc.) e como auxiliares de elaborações teóricas,
hoje eles são usados em tempo real na aquisição de dados e como controladores de
experiências. Salienta-se o uso cada vez mais frequente de sistemas periciais quer na
investigação, quer no ensino.
Em Ciências Físicas e Químicas algumas das funcionalidades dos computadores
podem ser as seguintes (Correia, 2005):
A. Controlo de Experiências: uma grande parte dos aparelhos laboratoriais tem
processadores incorporados para realizar tarefas como detecção de erros,
calibração, ajuste para condições especiais, etc.
B. Aquisição de dados e controlo experimental: permite utilizar o computador no
controlo de experiências com elevada precisão e de onde se tira partido das
potencialidades do computador (rapidez de cálculo, grafismo, etc).
C. Modelação e Simulação: a elaboração de modelos conceptuais ajuda na
compreensão dos fenómenos naturais. Não devem ser esquecidas as suas
limitações e o papel fundamental do professor na sua utilização. É importante
salientar que uma simulação em computador não substitui a experiência
laboratorial; como as suas potencialidades são diferentes, a sua utilização deve
ser complementar.
D. Armazenamento de informação: a utilização dos computadores como base de
dados é extremamente vantajosa, bem como os programas que permitem
trabalhá-las. (ex: bases de dados de espectros de massa, IV, e ressonância
magnética, Chemical Abstracts, etc).
49
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
E. Resolução de Problemas: existem programas importantes para a elucidação de
estruturas e síntese de compostos complexos.
F. Representação gráfica de dados e estruturas: a importância dos gráficos está na
possibilidade dos químicos e dos físicos os poderem manipular (mudança de
escala, por várias estruturas complexas em contacto, rotação, etc) e poderem
fazer um tratamento interactivo dos resultados.
G. Cálculos numéricos: a facilidade e rapidez de cálculos dos computadores é
aproveitada quer na Física (Física Nuclear, por exemplo), quer na Química
(cálculos, quânticos, simulação do comportamento de sólidos e líquidos, dinâmica
das reacções químicas, etc).
H. Exercícios e prática: É uma modalidade de programa que possibilita o exercício
de certas habilidades. Quando bem elaborado e adequado, pode ser um óptimo
auxilio de treino. Uma das suas grandes vantagens é a grande interacção entre
utilizador e programa, porque requer a resposta frequente do aluno, oferece
feedback imediato e explora as características gráficas e sonoras do computador.
Com este tipo de programa, o professor fica munido de uma imensidão de
exercícios com diferentes graus de complexidade. Se o software, além de
apresentar o exercício, recolher as respostas, o professor verifica a performance
do aluno, embora seja impossível avaliar as causas dos erros. Este método é
pobre em termos pedagógicos mas bastante útil.
I.
Aplicativos: São programas voltados para aplicações específicas (processadores
de texto, folhas de cálculo, bases de dados) que, embora não tenham sido
desenvolvidas com fim educacional podem ser usadas em diversas disciplinas.
J. Jogos: Apesar promoverem a aprendizagem, pretendem ser divertidos. Estes
jogos são normalmente executados sob o comando de um conjunto de regras
bastante claras e há sempre um vencedor, mesmo quando o jogador disputa com
o computador! Embora divertidos, a competição desvia a atenção do aluno do
conceito envolvido no jogo, que geralmente é simples, e é incapaz de discernir
quais as causas de falha do jogador. Para tornear estes problemas, o jogador,
após falhar, deve reflectir sobre a causa do engano e tomar consciência do erro
conceptual envolvido.
K. Tutoriais: transmitem a informação de uma forma pedagogicamente organizada,
como um livro animado ou um vídeo interactivo. Os conteúdos dividem-se
segundo um tema central e várias ramificações, planeadas para proporcionar uma
instrução mais detalhada e acessível. O sistema é gerador de uma lógica
específica a ser usada pelo aluno; além disso, é capaz de acumular informação
sobre o aluno e decidir, automaticamente, se o aluno, ao cometer um erro, deve
50
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
passar por uma sequência instrucional. Estes sistemas não permitem uma
intervenção profunda no processo de ensino – aprendizagem. Por outro lado,
permite que o aluno aprenda com o seu próprio ritmo e através de métodos mais
apelativos do que o papel: animação, som e interactividade.
L. Sistemas tutoriais inteligentes: baseia-se na articulação de três módulos – um
módulo de conhecimento (em que reside o conhecimento dos peritos), outro que
modela a aprendizagem, explicando as modificações cognitivas ocorridas no
aprendiz, e o módulo tutorial que decide sobre a estratégia a seguir, tendo em
conta o traço de aprendizagem e o campo de conhecimentos.
2.4.1.2 Potencialidades e limitações das TIC
Para as crianças em idade pré-escolar, o multimédia em CD-ROM, por exemplo,
pode contribuir decisivamente para o desenvolvimento das capacidades de observação e
reflexão e coordenação psicomotora. As potencialidades do multimédia tornam-no um
instrumento quase insuperável já que reúne em simultâneo a imagem, a cor, o som e
ainda todos os efeitos visuais e sonoros que conseguem prender a atenção da criança.
Porém, há que ter cuidado com “as ambiguidades do ludo-educativo” (Carrier, 1997),
etiqueta frequentemente usada pelo marketing para atrair as crianças (ludo) e os pais
(educativo) e que muitas vezes tem muito do primeiro e pouco do segundo.
Para todos os alunos (sobretudo do básico e secundário), as práticas pedagógicas
que utilizam as TIC duma forma planeada e sistemática permitem:
P1. o desenvolvimento de uma competência de trabalho em autonomia
(fundamental ao longo da vida), já que os alunos podem dispor, desde muito
novos, de uma enorme variedade de ferramentas de investigação. “Se é
verdade que nenhuma tecnologia poderá jamais transformar a realidade do
sistema educativo, as tecnologias de informação e comunicação trazem dentro
de si uma nova possibilidade: a de poder confiar realmente a todos os alunos
a responsabilidade das suas aprendizagens (Carrier, 1998)”;
P2. uma prática de análise e de reflexão, confrontação, verificação, organização,
selecção e estruturação, já que as informações não estão apenas numa fonte.
As inúmeras informações disponíveis não significarão nada se o utilizador não
for capaz de as verificar e de as confrontar para depois as seleccionar. A
recolha de informações sem limite pode muito bem provocar apenas uma
simples acumulação de saberes;
51
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
P3. a abertura ao mundo e disponibilidade para conhecer e compreender outras
culturas;
P4. a criação de sites (em colaboração com os colegas e professores da sua ou
de outras escolas), a qual vai permitir que os alunos realizem um trabalho de
estruturação das suas ideias; uma organização espacial; uma preocupação
estética; uma pesquisa histórica, geográfica e cultural sobre a escola, o local e
a região onde habitam e estudam; um registo de sons e imagens (fotografia e
vídeo); uma tradução em várias línguas;
P5. um acesso à informação com rapidez e facilidade (um dos seus principais
trunfos);
P6. o trabalho em simultâneo com um ou mais colegas situados em diferentes
pontos do planeta;
P7. um ensino activo, baseado na descoberta progressiva do conhecimento pelo
aluno. O professor é intermediário entre os alunos e a informação, indicando
caminhos e ao mesmo tempo deixando espaço livre para a sua autonomia,
reflexão crítica e criatividade. Desta forma, está-se a contribuir para a
formação do cidadão, capaz de interagir com o ambiente em que vive,
respeitando-o e procurando soluções científicas para os problemas do dia-adia;
P8. ajudar a reflectir sobre o próprio pensamento (metacognição), permitindo
concretizar as questões de domínio formal e ajudando, por isso, os alunos no
desenvolvimento cognitivo e intelectual, em especial o raciocínio lógico formal;
P9. a utilização de poderosas ferramentas intelectuais para professores e alunos
que vão desde as folhas de cálculo, às bases de dados, aos processadores de
texto, aos programas estatísticos, à manipulação de equações de funções,
etc.;
P10.
uma diversificação na metodologia que conduz a um enriquecimento das
aulas;
P11.
a motivação do aluno ou até mesmo do professor, para as aulas;
P12.
um maior volume de informação que está disponível para os alunos;
P13.
o seu uso em simultâneo com a investigação científica, sendo possível
desenvolver hipóteses, testá-las, analisar os resultados e aperfeiçoar os
conceitos;
P14.
a interdisciplinaridade;
P15.
a verificação e confrontação de fontes diversas, permitindo ao aluno
seleccionar o documento que lhe parece mais adequado;
P16.
a organização do pensamento dos alunos;
52
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
P17.
proporcionar o recurso a medidas rigorosas de grandezas físicas e o
controlo de equipamento laboratorial com interfaces e sensores adequados
(uma importante utilização das TIC que, contudo, não será aprofundada neste
trabalho);
P18.
a criação de micromundos de aprendizagem, por exemplo, proporcionando
de modo rápido, barato e inofensivo, simulações computacionais de
experiências que são: rápidas demais para serem controladas, inacessíveis à
escola, excessivamente perigosas, ou mesmo artificiais exigindo condições
impossíveis de obter na prática;
P19.
a utilização das potencialidades gráficas notáveis que podem ser
rentabilizadas para uma aprendizagem significativa;
P20.
o acesso a explorações lúdicas, nomeadamente por meio de actividades
didácticas centradas em jogos.
Contudo, ao seleccionar e planificar estratégias usando as TIC devem ser tidas
em conta algumas dificuldades/constrangimentos (Wild, 1996).
D1. A escola é uma instituição social muito conservadora que apresenta barreiras
às inovações tecnológicas. Estas instituições resistem mesmo às mais
pequenas tentativas de mudança, sendo necessário todo um processo de
sensibilização da escola;
D2. Muitos alunos (de extractos sócio-económicos baixos) não possuem
computador;
D3. A falta de formação dos docentes, quer no início quer durante o exercício da
profissão docente, para utilizarem as novas tecnologias pedagógicas;
D4. O stress do professor ao ter que lidar com o desconhecido. Os professores
sentem-se preocupados com as TIC, principalmente porque muitos desses
professores admitem não compreender bem as novas tecnologias.
D5. Alguns docentes não gostam das novas tecnologias e não incentivam o seu
uso. Os docentes que fazem uso mais efectivo das TIC são aqueles
comprometidos com métodos de ensino inovadores e de qualidade e gostam
da tecnologia, sentindo-se confortáveis em usá-la;
D6. O uso de novas tecnologias exige muito tempo (necessidade de tempo para
preparar as aulas, tempo para aprender a usar as tecnologias, etc.);
D7. A falta de conhecimento sobre o impacto do uso das TIC no contexto
educativo;
D8. O uso inadequado das TIC, quando as tecnologias são utilizadas sem critérios
de selecção da informação;
53
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
D9. A falta de segurança para os mais jovens (por exemplo, com o material
pornográfico de fácil acesso na Internet);
D10.
A alteração da relação professor/aluno, quando a tecnologia substitui o
professor e provoca um distanciamento entre o professor e o aluno;
D11.
A passividade e desinteresse dos alunos, quando a tecnologia leva o aluno
a uma maior passividade, em que o aluno “recebe tudo pronto”.
Apesar destes constrangimentos, de uma forma geral, é possível afirmar que a
integração das TIC é um meio auxiliar bastante poderoso para ensinar e aprender
Ciência e poderá inovar o processo de ensino – aprendizagem.
A escola tem de se consciencializar que já não detém o monopólio da transmissão
do conhecimento e que o aluno vai absorver a maior parte das informações ao mundo
exterior. Para que a escola se torne mais atraente para o aluno, terá de lhe proporcionar
os meios necessários para aprender a obter a informação, para construir o conhecimento
e para adquirir competências.
Em Portugal já se está a caminhar nesse sentido, dado que, segundo dados
recentes, nos últimos anos, ocorreu um apetrechamento das escolas em hardware, e um
aumento da formação dos professores em TIC. Contudo, ainda existe muito a fazer para
que a integração das TIC no sistema educativo, ocorra de uma forma sistemática e
estruturada.
Segundo Rosa (1999) para melhorar a integração das TIC na educação é
necessário ter em consideração várias condições: uma utilização das TIC devidamente
planeada, inserida numa ampla estratégia educativa centrada no aluno; uma
transformação da atitude da escola e dos professores e uma correcta e actualizada
formação dos professores.
“Será pelos professores e em torno dos professores, que lenta e seguramente as
TIC irão modificar, de forma visível e sensível, os métodos de ensino praticados na
escola...” (Paiva, 2002).
2.4.2 TIC e o caso particular da solubilidade
No sentido de termos uma ideia dos recursos digitais que existem, tais como
simulações computacionais on-line, e/ou recursos computacionais que estão disponíveis
em unidades de armazenamento locais (CD-ROM, o DVD, o disco rígido do computador,
etc.) relativas ao conceito de solubilidade, efectuamos uma pesquisa na Internet sobre
este assunto. Contudo, verificamos uma escassez destes recursos, o que significa que de
algum modo, ainda há um longo caminho a percorrer nesta área da química.
54
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
De seguida, apresentamos alguns endereços de recursos digitais sobre
solubilidade com a respectiva descrição.
Título: Simulação computacional da dissolução de sais
URL: http://molecularium.net/molecularium/pt/sais/index.html
Descrição: Simulação computacional de Victor M. S. Gil e João C. M. Paiva para o
estudo da solubilidade de sais (Paiva e Gil, 2003). Trata-se de uma interpretação visual e
animada das diferenças de solubilidade de sais semelhantes, baseadas nas alterações
de solubilidade associadas à dissolução: desordem configuracional e térmica (Figura 210). Esta animação também pode ajudar os alunos na compreensão conceptual do
equilíbrio químico antes de uma interpretação quantitativa da constante de equilíbrio.
Figura 2-10 – Simulação computacional da dissolução de sais: dissolução do cloreto de
sódio em água
O programa compara os estados “antes” e “depois” para a dissolução de iguais
quantidades de dois sais em volumes iguais de água. As alterações da entropia total e
dos seus componentes são representadas qualitativamente em gráficos de barras (Figura
2-11).
55
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Figura 2-11 – Imagem da simulação computacional da solubilidade de sais que permite a
comparação da dissolução do MgCO3 e do MgSO4
Título: Educational Technology for Technological Education at University of MissouriRolla: Dissolution processes
URL: http://web.umr.edu/~gbert/animated/Asoly.HTML
Descrição: Simulação computacional que aborda o processo de dissolução de três
compostos diferentes: um sólido molecular (iodo), um sólido iónico (hidróxido de sódio) e
um gás (cloreto de hidrogénio). Cada uma das animações das dissoluções é
acompanhada por uma explicação escrita do processo (Figura 2-12).
Figura 2-12 – Imagem da simulação computacional on-line do processo de dissolução do
iodo
56
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Este recurso digital contém, ainda, uma animação de um processo de dissolução
com reacção, nomeadamente, a dissolução de cloreto de hidrogénio gasoso numa
solução aquosa de hidróxido de sódio (Figura 2-13).
Figura 2-13 – Imagem da simulação computacional on-line do processo de dissolução
com reacção do cloreto de hidrogénio numa solução aquosa de hidróxido de sódio
Título: Molecular Expressions Digital Video Gallery: Chemical Crystals
URL: http://mark.mongabay.com/medications/academic/Calcium_Chloride.html
http://mark.mongabay.com/medications/academic/Silver_Nitrate.html
Descrição Apresenta vídeos de dissolução de alguns sais, observada através de um
microscópio digital com utilização de uma lente polarizada.
Figura 2-14 – Imagem parada de um vídeo de dissolução do cloreto de cálcio observada
através de uma lente polarizada de um microscópio digital
57
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Título: The solubility of salts
URL: http://www.cwrl.utexas.edu/~bump/E388M2/students/christie/experiment.html
Descrição: Tem uma breve descrição dos termos “solubilidade”, “soluto”, “solvente”,
“solução” e “insolúvel”. Propõe, ainda, experiências simples de dissolução de cloreto de
prata e cloreto de sódio em água; cada passo da actividade é acompanhado por um
vídeo do processo.
Título: ACD/Solubility DB
URL: http://www.acdlabs.com/products/phys_chem_lab/aqsol/aqsol_intr.html
Descrição: Utilização computacional de algoritmos na previsão da solubilidade com
variação de pH. Este tipo de recurso permite antecipar as características de um
composto, por exemplo, antes de um composto ser sintetizado (Figura 2-15).
Figura 2-15 – Imagem da aplicação informática que permite o cálculo da solubilidade de
compostos para diferentes valores de pH
58
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Título: Solubility and temperature Gizmo – Explore learning
URL:
http://www.explorelearning.com/index.cfm?method=cResource.dspView&ResourceID=38
4&
Descrição: Apresenta uma pequena simulação interactiva da variação da solubilidade de
dois sais (cloreto de sódio e nitrato de potássio) com a temperatura, sendo possível
adicionar diferentes massas de sal à água e ajustar o valor da temperatura. Mede,
também, o valor da concentração no ponto de saturação. Não é gratuita, é necessário
fazer um registo dos dados pessoais, e só está disponível gratuitamente durante cinco
minutos (Figura 2-16).
Figura 2-16 – Imagem da simulação “Solubility and Temperature Gizmo” que permite
explorar o modo como a solubilidade do cloreto de sódio ou do nitrato de potássio na água
é afectada pela temperatura
59
Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade
Título: CHEMIX School & Lab - Software for Chemistry Learning - Software to Grow With
URL: http://home.c2i.net/astandne/help_htm/english/cmxsed30.exe
Descrição: Software para o ensino da Química, onde está disponível o download grátis
de uma aplicação útil em várias áreas da disciplina: equações de balanço químico;
Termoquímica; Tabela Periódica; pH; produto de solubilidade, etc (Figura 2-17).
Figura 2-17 – Imagem do software educativo para download
Título: Solubility & Temperature
URL: http://www.btinternet.com/~n.j.f/Y7science/WATER/solubility.htm
Descrição: Trata-se de uma simulação simples que pretende mostrar o modo como a
temperatura do solvente (água) influência o processo de dissolução de um sólido
molecular, o açúcar (Figura 2-18). Fornece ainda a possibilidade de construção de um
gráfico da solubilidade em função da temperatura. As ideias chave focadas são: solúvel,
insolúvel, concentração e solução saturada.
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Figura 2-18 – Imagem da simulação computacional da dissolução de um pedaço de açúcar,
em forma de rato, em águas com diferentes temperaturas
Título: Ponte de hidrogénio: força intermolecular intrigante
URL: http://www.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_33.htm
Descrição: Explica a solubilidade de solutos em solventes com base na famosa frase
“semelhante dissolve semelhante”. Apresenta duas animações que simulam a formação
de ligações de hidrogénio entre as moléculas de açúcar e água e entre os iões
constituintes do cloreto de sódio e as moléculas de água, respectivamente.
Figura 2-19 – Imagem da animação “Pontes de hidrogénio e solubilidade”
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Título: Solubilidade de compostos orgânicos
URL: http://www.qmc.ufsc.br/organica/exp4/index.html
Descrição: Fornece informação sobre a solubilidade de compostos orgânicos em água,
bem como a classificação destes compostos em diferentes classes de solubilidade de
acordo com os testes realizados. Apresenta várias simulações dos referidos processos
de dissolução de alguns compostos orgânicos e a identificação de uma amostra
desconhecida com base nos testes de solubilidade simulados.
Figura 2-20 – Imagem da simulação computacional do teste de solubilidade de um
composto orgânico (p – metil anilina) em água
Título: Soluble puzzles
URL:
http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/qual/soluble.SolubleAppletA.html
Descrição: Permite a análise qualitativa de aniões presentes em diferentes amostras
sólidas como cristais de sal da cozinha e soda caustica, através do uso do equipamento
laboratorial e reagentes adequados, existentes num laboratório virtual. Possui um bloco
de notas onde o utilizador pode registar as suas observações e uma secção com as
equações químicas das reacções possíveis.
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Figura 2-21 – Imagem do laboratório virtual que permite identificar os aniões presentes em
certas amostras sólidas
Título: Salt dissolving – Northland Community and Technical College
URL: http://www.northland.cc.mn.us/biology1111/animations/dissolve.html
Descrição: Apresenta uma simulação que pretende esquematizar de uma forma simples
o modo como os compostos iónicos de dissolvem na água, usando como exemplo a
dissolução do cloreto de sódio. A simulação é acompanhada por pequenos textos
informativos de todo o processo de dissolução.
Figura 2-22 – Imagem da simulação computacional da dissolução do cloreto de sódio em
água
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Título: Salt dissolving – Essential Chemistry, 2/e by Raymond Chang
URL: http://www.mhhe.com/physsci/chemistruy/essencialchemistry/flash/molvie1.swf
Descrição: Apresenta uma simulação que pretende esquematizar de uma forma simples
o modo como o cloreto de sódio se dissolve na água. A simulação tem acompanhamento
áudio da explicação do processo de dissolução do cloreto de sódio na água.
Figura 2-23 – Imagem da simulação computacional da dissolução do cloreto de sódio em
água (direita); esquema da dissolução a nível microscópico (direita)
Os recursos acima descritos apresentam potencialidades interessantes sendo,
porém, mais adequados, na sua maioria, a alunos dos níveis de escolaridade secundário
e superior.
Neste sentido, elaboramos alguns recursos mais dirigidos ao ensino básico
(capítulo 3). Esta pesquisa, descrição e análise dos recursos existentes, porém, ajudounos a conceber os nossos recursos, quer naquilo que produzimos, quer naquilo que
propomos optimizar.
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2.5 Importância do trabalho experimental
Os vídeos que fizemos e disponibilizamos, como não é demais referir, não
substituem, mas antes visam promover o trabalho experimental.
É fundamental compreender e clarificar a distinção do conceito de trabalho
experimental e outros tipos de trabalho prático. Refira-se que, para alguns autores,
trabalho prático é trabalho experimental e, por sua vez, trabalho experimental baseia-se
na prática ou no conhecimento adquirido pela prática.
De acordo com Santos (2002), actividades práticas ou trabalhos práticos são dois
termos que podem ser usados com idêntico significado, ou seja, como trabalho realizado
pelos alunos, havendo interacção com materiais e equipamento para observar
fenómenos, em actividades realizadas na aula ou no campo.
Atendendo a todo esse envolvimento, podemos referir, tal como Leite (2001), que
o trabalho prático pode incluir actividades de resolução de exercícios, actividades
laboratoriais, trabalhos de campo, realização de entrevistas a membros da comunidade e
pesquisa de informação, entre outros.
De uma forma geral, os objectivos do trabalho prático em ciências e segundo
Wellington (1996; in Santos, 2002), resumem-se em: (i) desenvolver competências como
procedimentos, técnicas, cooperação, comunicação, relação com os outros e resolução
de problemas; (ii) ilustrar conceitos, teorias, fenómenos, entre outros; (iii) motivar e
estimular, despertar interesse e curiosidade de forma a promover atitudes; (iv) desafiar e
confrontar, para que os alunos procurem as respostas adequadas às questões
colocadas.
Assim sendo, o trabalho prático é mais abrangente que o trabalho laboratorial e de
campo, e que o trabalho experimental.
Segundo Cachapuz et al. (2001), muitos dos trabalhos experimentais podem
ajudar a diminuir as dificuldades de aprendizagem existentes, não só pela natureza das
suas interpretações, mesmo que seleccionados pelos professores, mas porque permitem
a discussão e o confronto de ideias entre os alunos.
Relativamente ao trabalho laboratorial, este 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. Nestas situações, em que o trabalho laboratorial exige medidas especiais de
segurança, podemos conjugar as actividades experimentais com outros recursos
pedagógicos, como é o caso do recurso digital desenvolvido: na elaboração de alguns
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vídeos laboratoriais usamos o tetracloreto de carbono 3, um solvente cujo manuseamento
requer cuidados especiais. Para além de se ter usado um solvente cuja manipulação
requer medidas especiais de segurança, como o seu uso numa hotte, que muitas vezes
não existem nas escolas, também se utilizaram alguns solutos pouco vulgares nos
laboratórios das escolas do nosso país.
Mais importante do que a clarificação ortodoxa e rígida entre trabalho
experimental, laboratorial, prático, etc., importa, a um professor de Química, a plena
convicção e prática adequada da crucialidade do laboratório em Química, uma ciência
experimental!
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Perigoso!!! Causa irritação da pele, olhos e tracto respiratório. Suspeito de ser causador de cancro (o que
depende do nível e duração da exposição). Pode afectar o sistema nervoso central, pulmões, fígado e rins. A
sua manipulação exige utilização de procedimentos de segurança: utilizar óculos de protecção, bata e luvas
apropriadas; trabalhar numa hotte.
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