RECURSOS DIGITAIS PARA O ENSINO SOBRE SOLUBILIDADE

FACULDADE DE CIÊNCIAS DA UNIVERSIDADE DO PORTO

Departamento de Química

RECURSOS DIGITAIS PARA O ENSINO

SOBRE SOLUBILIDADE

Carina Isabel Ferreira Moreira

II

AGRADECIMENTOS

Gostaria de expressar os meus profundos agradecimentos a todos que, de uma forma ou de outra, contribuíram para a realização e conclusão deste trabalho.

Agradeço em particular:

Ao Doutor João Paiva, orientador desta tese, por todo o apoio concedido, pelo estímulo e compreensão em todos os momentos e pelas sugestões, comentários e correcções que permitiram melhorar este trabalho.

Ao Doutor Luís Miguel Ribeiro, co-orientador desta tese, pela sua disponibilidade, pela ajuda prestada na leitura e revisão do texto e nas sugestões apresentadas.

A todos os professores que leccionaram a parte curricular deste mestrado, cujos ensinamentos me permitiram conduzir este trabalho.

Ao Engenheiro Ilídio Martins pela sua disponibilidade e criatividade na programação do recurso digital.

Ao Rijo Madeira pela sua disponibilidade e pela sua arte na elaboração de vídeos digitais.

Ao portal mocho, e em particular ao programa POS - CONHECIMENTO da Comunidade Europeia, por financiar este projecto.

À minha família por todo o apoio e incentivo prestado durante a realização deste trabalho.

Aos meus colegas de mestrado e a todas as pessoas que directa ou indirectamente participaram na concretização deste projecto.

III

RESUMO

Professores e alunos vivem actualmente uma época de mudança, porque já não se ensina (ou não se deveria ensinar!) como sempre se fez... Apesar de boas práticas a importar do ensino da Química tradicional, aprender implica adquirir múltiplas e novas competências, da parte de professores e alunos. Os métodos e as tecnologias que hoje existem à disposição dos docentes são muitas e é necessário que o professor saiba retirar delas o maior proveito. São várias as razões: para motivar os alunos, para despertar o seu interesse pela disciplina, para conduzir a uma aprendizagem efectiva.

A página de Internet “Solubilidade” pretende estimular o uso das novas Tecnologias de Informação e Comunicação no processo de ensino e aprendizagem da Química. Trata-se de um conjunto de vídeos de construção profissional, envolvendo experiências de química sobre solubilidade, disponibilizados em versão digital na Internet. Além dos vídeos, estão disponíveis informações complementares a uma vintena de experiências simples.

Esta investigação tem por objectivo averiguar se a página “Solubilidade” será uma boa ferramenta para os professores abordarem o conceito da solubilidade com os alunos do 3º ciclo do ensino básico. Para a concretizar, construiu-se o recurso multimédia referido. O objectivo é desenvolver as possibilidades da sua utilização, enquanto factor de motivação para os alunos e de criação de condições propícias à abordagem do tema por parte dos professores.

A revisão bibliográfica compreendeu o aprofundamento do conceito de solubilidade, uma pesquisa acerca de tecnologias de informação e comunicação no ensino e as dificuldades mais comuns em alunos no que diz respeito à solubilidade de uma substância noutra.

A investigação foi essencialmente qualitativa, baseada em entrevistas realizadas a professores sobre a aplicabilidade deste recurso, após a exploração da página. Extraíram-se algumas conclusões, destacando-se o bom acolhimento dos docentes aos recursos, um conjunto de sugestões de melhoria dos materiais digitais e, também, a constatação de alguns constrangimentos na aplicação destes elementos multimédia no terreno escolar.

A etapa final do trabalho centrou-se numa análise auto-crítica do recurso pedagógico produzido e da metodologia de investigação utilizada, estabelecendo-se pistas para a melhoria e continuidade do trabalho, sempre com a consciência de que estes vídeos não devem nunca substituir a prática laboratorial mas antes potenciá-la.

IV

ABSTRACT

Teachers and students live nowadays in a changing era, as we do not teach (or shouldn’t teach) as it used to be. In spite of the good practices imported from the traditional Chemistry teaching, learning involves to acquire multiple and new competences, from teachers and students. The methods and technologies that exist today available to teachers are many and it is necessary that the teacher know how to use the most of them. There are several reasons: to motivate students, to highlight their interest for the subject and to lead to an effective learning.

The web site “Solubility” intends to stimulate the use of the ICT in the Chemistry teaching/learning process. It is a set of videos of professional making, involving chemistry experiments on solubility available in the Internet in digital version. Beyond the videos further information on about twenty simple experiments are also available.

This investigation has the aim of examining if the web site “Solubility” will be a good tool for teachers to approach this concept with students of the 3rd cycle. To reach it we have built the multimedia referred. The aim is to develop its usage possibilities, as a motivation factor for students and the creation of suitable conditions to approach the topic by teachers.

The bibliographic revision of this thesis work has included the solubility concept, some research on ICT in teaching and the common difficulties among students concerning the solubility of a neuter substance.

Research was mainly qualitative, based in interviews performed by teachers on the applicability of this resource, after the web page searching. We have extracted some conclusions, pointing out the nice approval of these resources from teachers, a set of suggestion for improving the digital materials as well as the observation of some constraints in the application of these multimedia elements in schools.

The final stage of this work has been centred in an auto critical analysis of the produced pedagogical resource and of the research methodology used, establishing clues for the improving and continuing of the work, always aware that these videos should never substitute the laboratorial practice but should enhance it.

V

ÍNDICE

1

INTRODUÇÃO ... 11

2

“ESTADO DA ARTE”... 13

2.1

S

OLUÇÕES

:

PRINCÍPIOS DA SOLUBILIDADE

...13

2.1.1 Noções básicas sobre soluções e solubilidade ...13

2.1.2 Concentração de soluções ...16

2.1.3 Solubilidade ...17

2.1.4 Equilíbrios de solubilidade ...26

2.1.5 Formação de precipitados ...29

2.1.6 Alguns factores que influenciam a solubilidade ...29

2.2

E

NQUADRAMENTO DO ENSINO DA SOLUBILIDADE NOS CURRICULA PORTUGUÊS

...35

2.2.1 Curricula ...35

2.3

C

ONCEPÇÕES ALTERNATIVAS

...39

2.3.1 Ensino por mudança conceptual ...39

2.3.2 Principais concepções alternativas em solubilidade...42

2.4

R

ECURSOS DIGITAIS NO

E

NSINO

–

A

PRENDIZAGEM DAS CIÊNCIAS

...46

2.4.1 TIC e educação ...46

2.4.2 TIC e o caso particular da solubilidade ...54

2.5

I

MPORTÂNCIA DO TRABALHO EXPERIMENTAL

...65

3

RECURSO DIGITAL SOBRE SOLUBILIDADE PRODUZIDO NO

CONTEXTO DESTE TRABALHO ... 67

4

ESTUDO DE IMPACTO... 74

4.1

M

ETODOLOGIA DE INVESTIGAÇÃO

...74

4.1.1 Descrição do estudo ...74

4.1.2 Características da entrevista...75

4.1.3 Características da amostra...78

4.2

A

NÁLISE E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

...79

5

CONCLUSÕES E PROPOSTAS FUTURAS... 87

VI

7

ANEXOS ... 95

VII

ÍNDICE DE FIGURAS

Figura 2-1 – Classificação da matéria...13

Figura 2-2 – Efeito de Tyndall ...14

Figura 2-3 – Representação ilustrada dos factores que contribuem para a entalpia de uma dissolução ...21

Figura 2-4 – Dissolução de um cristal de sal na água (esquerda), hidratação de iões (direita). ...23

Figura 2-5 – Processo de dissolução endotérmico ...24

Figura 2-6 – Formação de ligações de hidrogénio entre as moléculas de etanol e água ...25

Figura 2-7 – Variação da solubilidade com a temperatura...31

Figura 2-8 – Macro e micro solubilidade de um sólido cristalino...32

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

Figura 2-10 – Simulação computacional da dissolução de sais: dissolução do cloreto de sódio em água...55

Figura 2-11 – Imagem da simulação computacional da solubilidade de sais que permite a comparação da dissolução do MgCO3 e do MgSO4...56

Figura 2-12 – Imagem da simulação computacional on-line do processo de dissolução do iodo...56

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...57

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

Figura 2-15 – Imagem da aplicação informática que permite o cálculo da solubilidade de compostos para diferentes valores de pH...58

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

Figura 2-17 – Imagem do software educativo para download ...60

Figura 2-18 – Imagem da simulação computacional da dissolução de um pedaço de açúcar, em forma de rato, em águas com diferentes temperaturas ...61

Figura 2-19 – Imagem da animação “Pontes de hidrogénio e solubilidade” ...61

Figura 2-20 – Imagem da simulação computacional do teste de solubilidade de um composto orgânico (p – metil anilina) em água ...62

VIII

Figura 2-21 – Imagem do laboratório virtual que permite identificar os aniões presentes em

certas amostras sólidas...63

Figura 2-22 – Imagem da simulação computacional da dissolução do cloreto de sódio em água ...63

Figura 2-23 – Imagem da simulação computacional da dissolução do cloreto de sódio em água (direita); esquema da dissolução a nível microscópico (direita)...64

Figura 3-1 – Imagem da secção 4.2 – Divulgação Científica do Portal Mocho...67

Figura 3-2 – Imagem do Portal Mocho...68

Figura 3-3 – Página inicial...68

Figura 3-4 – Imagem do processo de dissolução do sulfato de cobre (II) ...69

Figura 3-5 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do alúmen de crómio na água ...70

Figura 3-6 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do iodo na água ...71

Figura 3-7 – Imagem do vídeo da reacção do iodeto de estanho ao ser adicionada à água 72 Figura 3-8 – Imagem do processo de dissolução do iodeto de estanho em tetracloreto de carbono ...72

Figura 3-9 – Imagem do início do vídeo do processo de dissolução do iodeto de estanho em tetracloreto de carbono ...73

Figura 5-1 – Imagem da simulação da dissolução do cloreto de sódio na água ...88

Figura 7-1– Página inicial...97

Figura 7-2 – Imagem do processo de dissolução do sulfato de cobre (II) ...98

Figura 7-3 – Imagem do vídeo da dissolução do cloreto de sódio na água...102

Figura 7-4 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do sulfato de cobre (II) em água ...102

Figura 7-5 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do permanganato de potássio na água ...103

Figura 7-6 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do cloreto de níquel na água ...103

Figura 7-7 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do dicromato de potássio na água ...104

Figura 7-8 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do alúmen de crómio na água .104 Figura 7-9 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do açúcar...105

Figura 7-10 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do iodo molecular em água ...105

Figura 7-11 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do iodo no etanol ...106

Figura 7-12 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do ácido N-fenilantranilico na água ...106

Figura 7-13 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do ácido N-fenilantranilico no etanol...107

IX

Figura 7-14 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do iodeto de estanho na água ...107 Figura 7-15 – Imagem do vídeo do processo de dissolução do iodeto de estanho no tetracloreto de carbono ...108

X

ÍNDICE DE TABELAS

Tabela I – Regras de solubilidade para compostos iónicos em água a 298 K...19

Tabela II – Inserção do conceito de solubilidade no Programa de Ciências Físico – Químicas do 3º ciclo do Ensino Básico ...36

Tabela III – Ideias dos alunos sobre “dissolução” e “precipitação” ...45

Tabela IV – Algumas aplicações das TIC e respectivas actividades a desenvolver com os alunos (Paiva, 2002) ...48

Tabela V – Alguns contextos educativos do uso das aplicações TIC na escola (Paiva, 2002) ...49

Tabela VI – Vantagens e desvantagens da entrevista semi-estruturada...76

Tabela VII – Utilização das TIC pelos professores na sala de aula ...79

Tabela VIII – Exemplos de TIC, utilizadas na sala de aula ...80

Tabela IX – Alguns constrangimentos associados às TIC ...81

Tabela X – Pontos fortes e pontos fracos do recurso digital...82

Tabela XI – Alterações e melhorias ao recurso digital ...82

Tabela XII– Contextos propícios à utilização do recurso digital...83

Tabela XIII – Relação entre o recurso digital e a realização de actividades laboratoriais ...83

Tabela XIV – Contextos de utilização do programa por anos de serviço...84

Tabela XV – Relação do programa com as actividades laboratoriais por anos de serviço ...84

Tabela XVI – Resumo das CA’s focadas no trabalho ...85

Tabela XVII – Resumo das dificuldades/constrangimentos no uso das TIC confirmadas neste trabalho ...86

Tabela XVIII – Sugestões de melhorias do recurso multimédia a introduzir no futuro...88

Tabela XIX – Classificação dos aspectos abordados pelos professores relativamente aos pontos fortes e fracos do software ...131

11

1

INTRODUÇÃO

A sociedade está em constante transformação e a escola não pode ficar à margem das grandes mudanças que estão a ocorrer. É, então, necessário um ensino que não se limite a um conjunto de factos e conceitos, mais ao menos relacionados entre si, mas que provoque alterações do comportamento dos alunos, que os leve a reconhecer as potencialidades da Ciência e que os prepare de uma forma mais eficaz para as exigências da sociedade actual.

A implementação das Tecnologias de Informação e Comunicação nas escolas representa um dos maiores desafios de inovação pedagógica e tecnológico enfrentado pelos sistemas de educação em todo o mundo. A sua integração é um meio auxiliar bastante poderoso para ensinar e aprender Ciência e poderá modernizar o processo de ensino – aprendizagem, desde que a escola acompanhe as transformações sociais.

No presente estudo, pretende-se verificar se a utilização de um recurso multimédia, a página “Solubilidade”, é uma boa ferramenta para os professores abordarem o conceito solubilidade com os alunos do 3º ciclo do Ensino Básico.

Este trabalho inicia-se com uma abordagem cientifico-pedagógica dos princípios de solubilidade, apresentando algumas noções básicas sobre soluções e equilíbrios de solubilidade e precipitação (2.1). De seguida, procede-se ao enquadramento do ensino da solubilidade (2.2), fazendo-se uma análise dos conteúdos programáticos e/ou objectivos gerais da disciplina de Ciências Físicas e Químicas do 3º ciclo do Ensino Básico e do programa da componente de Química do 11º Ano de Escolaridade do Ensino Secundário. Salienta-se que o recurso multimédia desenvolvido se destina a alunos do 3º ciclo do ensino básico, uma vez que aborda o conceito solubilidade de uma forma muito elementar.

Por se considerar importante as ideias prévias que os alunos já têm sobre o tema a ser estudado nas aulas, e porque muitas vezes estas ideias constituem obstáculos às suas aprendizagens, fez-se um levantamento das concepções dos alunos sobre solubilidade a partir da revisão bibliográfica (2.3).

Uma vez que se pretende estudar a utilidade de um recurso multimédia no ensino da química, realizou-se uma revisão bibliográfica sobre o uso das Tecnologias de Informação e Comunicação (TIC) no processo de ensino – aprendizagem das Ciências (2.4). Inicialmente, procede-se a uma contextualização das Tecnologias de Informação e Comunicação na educação (2.4.1). De seguida, apresenta-se uma descrição de algumas páginas da Internet e simulações on-line existentes sobre solubilidade (2.4.2).

12

No capítulo 3 faz-se a descrição detalhada do recurso multimédia desenvolvido

no âmbito deste trabalho.

O capítulo 4 refere-se à metodologia seguida na investigação empreendida. Inicialmente, descreve-se a metodologia de investigação utilizada (4.1.), referindo-se a hipótese do estudo (“O recurso digital sobre solubilidade será um recurso pedagógico útil para os Professores na abordagem do conceito solubilidade, com os alunos do 3º ciclo do ensino básico”). A metodologia de investigação foi qualitativa, baseada nas entrevistas realizadas a professores sobre a aplicabilidade deste recurso, após a exploração da página. A análise e discussão dos resultados obtidos, a partir das entrevistas realizadas, são apresentadas no ponto 4.2.

O capítulo 5 engloba as considerações finais, onde se salientam as conclusões

do estudo e sugestões de reformulação do recurso digital a desenvolver no futuro. A dissertação termina com a bibliografia e os anexos.

Este trabalho está integralmente disponível online, incluindo os recursos a ele associados, em http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/carina. Acompanha este trabalho, também, um CD-ROM que contém a própria dissertação em formato digital e o recurso multimédia desenvolvido.

13

2

“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.

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

Matéria

Substâncias

Puras Misturas

Compostas

14

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 a métodos de observação mais possantes, nomeadamente microscópios, já é possível identificar os 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;

15

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.

16

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:

V

m

C

A

=

A 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:

V n

CA = A 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 n m= A Eq. 2-3

1

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.

17

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):

100

m m A (m/m)

% de = A × 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

+ …).

...

+

+

+

=

c B A A A

n

n

n

n

χ

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

18

(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).

(l)

O

H

(g)

CO

(aq)

Ba

(aq)

2H

(s)

BaCO

₃

+

+

→

2+

+

₂

+

₂ 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.

19

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-, CH3COO

-Sulfatos Sulfatos de Sr2+, Ba2+, Pb2+ e Ca2+ Ácido inorgânicos

Compostos Insolúveis Excepções

Sais de CO32-, PO43-, C2O42- e CrO42-, 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 água2 a 298 K

2

Uma substância diz-se solúvel num dado solvente se for possível dissolvê-la de forma a atingir uma

20

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

21

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 mantêm-se juntos devido às interacções intermoleculares. Estas forças demantêm-sempenham 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.

Figura 2-3 – Representação ilustrada dos factores que contribuem para a entalpia de uma dissolução Solvente Passo 1

Δ

H1 Passo 2

Δ

H2 Soluto Solução Passo 3

Δ

H3

22

A entalpia de dissolução, ΔdissH, é dada por:

3 2 1

H

H

H

H

diss

=

Δ

+

Δ

+

Δ

Δ

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.

23

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).

24

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.

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.

ΔHrede

ΔhidH

25

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.

26

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

27

(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:

[ ][ ]

[

NaCl

]

Cl Na+ -= K 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:

[ ][ ]

-Cl Na+ = ps K 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

28

MaBb (s) ' a Mγ+ (aq) + b Bβ- (aq) Eq. 2-13 E o produto de solubilidade é

[ ] [ ]

b ps

K

=

M

γ + a

B

β 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:

[ ]

γ+

M

_{= a S Eq. 2-15} e

[ ]

-B

β _{= b S Eq. 2-16} onde S é a solubilidade em mol dm-3. O produto de solubilidade pode ser definido como:

[ ] [ ]

b

( ) ( )

a b a b a b ps

aS

bS

a

b

S

K

=

M

γ+ a

B

β-

=

=

+ Eq. 2-17 e portanto

( )

( ) b a b a ps b a K S + = 1 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.

29

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.

30

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:

31

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 em função da temperatura.

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.

Temperatura (ºC)

Solubilidade (g/100 cm

32

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 depende do 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

Solub

ili

dade

Tamanho das partículas

≈ 10-3

33

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:

34

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.

35

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).

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Tema C – Sustentabilidade na Terra

Capítulo II – Reacções Químicas

Subcapítulo Conteúdos Competências Experiências Educativas

Tipos de reacções químicas Reacções de precipitação ♦ Distinguir entre sais solúveis e insolúveis ♦ Interpretar reacções de precipitação ♦ Reconhecer a aplicabilidade das reacções de precipitação

♦ Questionar os alunos acerca da solubilidade de diferentes substâncias em água. Incentivá-los a pesquisar as propriedades da água existente em diferentes regiões do país, a dureza da água em diversas amostras e métodos usados para diminuir a dureza da água de consumo.

♦ Realizar reacções de precipitação e verificar a formação de sais pouco 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

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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)