Quimica Jogo de Particulas Professor

(1)

Índice

Introdução

. . . 3

Estrutura do Projecto

. . . 5

Avaliação em Química . . . .

9

Objectivos de Aprendizagem

. . . 11

Unidade 1 – Química e Indústria: Equilíbrio e Desequilíbrios . . . 11

Unidade 2 – Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra . . . 15

Anexos

Anexo 1 – Registo dos trabalhos de casa efectuados . . . 23

Anexo 2 – Grelha de observação de comportamento em aula prática . . . 24

Anexo 3 – Grelha de avaliação de relatórios . . . 25

(2)

(3)

Introdução

Na elaboração deste projecto

consideraram-se os princípios organizadores do

nível de aprofundamento da componente de Química da disciplina de Física e Química A, que

são os seguintes:

R

Ensinar menos para ensinar melhor.

Ensinar menos, não necessariamente em número de conceitos e princípios, mas antes em

pro-fundidade; ensinar melhor o que é essencial, central e verdadeiramente importante; ensinar

melhor a pensar; ensinar melhor a aprender.

R

Valorizar a aprendizagem anterior dos alunos; ajudar na integração de conceitos prévios;

par-tir do que é admissível que os alunos já saibam, mas evitar a frustração por nada de novo

acres-centar.

R

Escolher situações-problema do quotidiano.

R

Envolver o aluno na sua própria aprendizagem.

R

Partir de um conjunto de objectivos essenciais, cabendo ao professor decidir em que situação

poderão ser perseguidos outros objectivos, implementando sempre que possível novos tipos de

aprendizagem.

Bom trabalho!

(4)

(5)

Estrutura do Projecto

Na sequência do trabalho reiniciado no 10.º ano, o projecto Jogo de Partículas, 11.º ano, inclui:

R

Para o aluno:

• Manual;

• Caderno de Actividades Laboratorias;

• Caderno de Exercícios e Problemas;

• Manual Multimédia.

R

Para o professor (exclusivo):

• Caderno de Apoio ao Professor;

• Manual Multimédia Versão do Professor, que, por sua vez, inclui:

– Manual Multimédia;

– Caderno de Apoio ao Professor;

– Exames Nacionais e Critérios de Classificação;

– Banco de Imagens;

– Programa da Disciplina;

– Estatuto da Carreira Docente e Avaliação de Desempenho (Legislação e Modelos);

– Utilitários.

Os materiais que compõem o projecto Jogo de Partículas, para 11.º ano, respeitam o Programa do 11.º ano

que está organizado em duas unidades:

– Unidade 1 – «Química e Indústria: Equilíbrios e Desequilíbrios»;

– Unidade 2 – «Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra».

No Manual, empregando uma linguagem simples mas cientificamente correcta, os conteúdos estão

organizados por subtemas de acordo com o Programa, podendo cada um deles, em princípio, ser

trata-do numa aula, cabentrata-do ao professor esta decisão, tentrata-do em conta a natureza trata-dos alunos da sua turma.

Ao longo da exploração de cada subtema estão assinalados os tópicos essenciais, acompanhados de

diagramas, fotos e esquemas que apoiam a respectiva concretização.

No final de cada subtema são propostos actividades/exercícios, destinados à consolidação e

verifica-ção das aprendizagens, organizadas por grau crescente de dificuldade.

Algumas destas actividades poderão executar-se na aula, outras como trabalho de casa, podendo

ainda algumas delas, conjuntamente com as incluídas neste caderno de apoio, ser seleccionadas pelo

professor para uma avaliação formativa, dado que esta avaliação deverá, constantemente, recolher

infor-mações acerca da evolução da aprendizagem do aluno.

As actividades propostas constarão essencialmente de:

R

questões/problemas de aplicação;

R

demonstração experimental;

R

trabalhos de pesquisa.

Far-se-á uma globalização final, através de um fluxograma, numa perspectiva de inter-relação entre

os conceitos tratados, ou para um dado subtema ou para um conjunto de dois ou mais subtemas.

(6)

O Caderno de Actividades Laboratoriais foi elaborado de modo a que nas aulas se aplique uma

metodologia adequada, que pode envolver várias etapas, tais como:

R

discussão e compreensão do problema;

R

recolha de informação;

R

planificação de um procedimento experimental que conduza à resolução do problema;

R

execução dessa actividade (procedimento experimental);

R

análise crítica sobre a metodologia seguida e os resultados obtidos.

Nesta perspectiva, cada Aula Prático-Laboratorial foi estruturada de modo a conter:

R

pequenas introduções teóricas às actividades laboratoriais que podem incluir técnicas de utilização

de instrumentos/aparelhos;

R

protocolos das actividades com vista à organização/planificação da actividade experimental, que

incluem os seguintes aspectos:

• indicação do problema a resolver;

• passos a dar na resolução do problema;

• sugestões de avaliação/fichas de controlo.

R

Na Unidade 1 estão previstas três aulas (4,5 horas) de índole prático-laboratorial e ainda uma

**visi-ta de estudo (VE)* a uma insvisi-talação industrial, de preferência, química, na região onde a escola se**

situa.

Nas três aulas prático-laboratoriais realizar-se-ão três actividades experimentais:

• A.L. 1.1 – Amoníaco e compostos de amónio em materiais de uso comum (1 aula);

• A.L. 1.2 – Síntese do sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado (2 aulas, incluindo AL 1.3);

• A.L. 1.3 – Efeitos da temperatura e da concentração na progressão global de uma reacção (1 aula).

Quanto à visita de estudo, esta deve ser desenvolvida com os alunos e exige um trabalho de

prepara-ção, de modo a evitar riscos e a rentabilizar o tempo dedicado à visita. Neste trabalho de preparaprepara-ção, os

alunos devem estar empenhados e ser encorajados a envolverem-se em todos os passos, de modo a

aumentar a sua co-responsabilidade no êxito da iniciativa.

Sugerem-se três etapas, escalonadas no tempo:

1. Preparação e planificação 1. Plano da visita: definir objectivos e preparar-se para os atingir

2. Realização 2. Experiência: realização da visita

3. Actividades pós-visita

3. Reflexão: reflectir sobre a experiência e registá-la 4. Avaliação: analisar os registos e tirar conclusões

(7)

R

Na Unidade 2 estão previstas nove aulas (13,5 horas) de índole prático-laboratorial, repartidas por

seis actividades laboratoriais:

• A.L. 2.1 – Ácido ou base: uma classificação de alguns materiais (1 aula);

• A.L. 2.2 – Chuva «normal» e chuva ácida (2 aulas);

• A.L. 2.3 – Neutralização: uma reacção de ácido-base (2 aulas);

• A.L. 2.4 – Série electroquímica: o caso dos metais (1 aula);

• A.L. 2.5 – Solubilidade: solutos e solventes (2 aulas);

• A.L. 2.6 – Dureza da água e problemas de lavagem (1 aula).

O Caderno de Exercícios e Problemas inclui exercícios para os alunos aplicarem os conhecimentos

aprendidos nas aulas teóricas, surgindo como um complemento mais variado aos exercícios disponíveis

no manual. Inclui também questões de exame nacional. Todos estes exercícios têm respostas, que estão

incluídas no final desta publicação.

O Caderno de Apoio ao Professor inclui:

R

objectivos de aprendizagem por cada tema e com a indicação das páginas do manual onde eles são

tratados. No final destes objectivos estão indicadas as sugestões metodológicas propostas quanto às

Actividades Prático-Laboratoriais, referenciadas com o número da actividade proposto no Programa;

(8)

(9)

Avaliação em Química

Neste Programa continua a salientar-se o papel da avaliação formativa.

R

Esta deverá permitir a regulação do ensino/aprendizagem por parte do professor e dos alunos.

R

Deverá ser adequada a cada uma das tarefas e incidir sobre todas elas.

R

Deverá ser fomentada como elemento de auto-avaliação do aluno, constituindo um factor

determi-nante para o respectivo envolvimento na sua própria aprendizagem.

R

Os elementos recolhidos nestas avaliações permitem ao professor observar a evolução do aluno e

reorientar o seu trabalho.

Poderão constar como elementos de avaliação:

R

testes;

R

trabalhos de casa (controlados por grelhas – ver Anexo 1, na página 23);

R

participação na aula;

R

construção de pequenos fluxogramas de conceitos;

R

elaboração de trabalhos de pesquisa.

O peso de cada um destes itens na avaliação teórico-prática será definido em reunião de grupo

dis-ciplinar.

Quanto à avaliação das Actividades Experimentais, ela pode subdividir-se em dois aspectos:

R

um, respeitante à realização propriamente dita da actividade experimental;

R

outro, respeitante ao nível de concretização dos objectivos subjacentes à realização da actividade

experimental.

A importância de cada um destes aspectos na avaliação da componente experimental deverá também

ser definida em reunião de grupo disciplinar.

Quanto ao primeiro aspecto, serão avaliados, entre outros, os seguintes itens:

R

cumprimento das regras de segurança;

R

utilização correcta do material e/ou dos aparelhos de medida;

R

cumprimento do protocolo experimental;

R

discussão/debate com os colegas de grupo acerca da evolução da actividade experimental;

R

execução das tarefas a seu cargo;

R

registo das medições / dos resultados obtidos e das observações efectuadas.

Esta avaliação será feita a partir do preenchimento de uma grelha de observação de

comportamen-tos/atitudes em aula prática (ver Anexo 2, na página 24).

(10)

A avaliação do nível de concretização dos objectivos da aula experimental será efectuada com base

em relatórios, cuja estrutura pressupõe os seguintes itens:

R

objectivo do trabalho;

R

introdução teórica;

R

técnica experimental com referência a materiais e reagentes, modo de proceder, registos de

resulta-dos/observações;

R

cálculos;

R

análise dos resultados / das observações;

R

conclusão e crítica.

Dependendo do tipo de trabalho experimental efectuado, o professor poderá valorizar alguns itens

em detrimento de outros, podendo o relatório incluir apenas alguns deles.

O Anexo 3, que se encontra na página 25, é um exemplo de uma grelha de avaliação de relatórios. O

peso de cada um dos itens do relatório dependerá, portanto, do tipo de relatório efectuado, podendo ser

redefinido pelo professor, turma a turma (tendo em conta a especificidade dos alunos a avaliar) ou pelo

grupo disciplinar.

(11)

Unidade 1

Química e Indústria: Equilíbrios e Desequilíbrios

Objectivos

1. O amoníaco como matéria-prima

Objectivos de Aprendizagem

Objectivos de aprendizagem Página(s)

Relacionar aspectos históricos da síntese do amoníaco (laboratorial) e da sua produção industrial (Fritz Haber,

1905). 14

Referir o processo actual de obtenção industrial do hidrogénio a partir do gás natural ou da nafta. 14 Identificar o azoto e o hidrogénio como matérias-primas para a produção industrial do amoníaco. 14–16 Reconhecer o amoníaco como uma substância inorgânica importante, usada, por exemplo, como matéria-prima no

fabrico de fertilizantes, de ácido nítrico, de explosivos e como meio de arrefecimento em diversas indústrias ali-mentares.

17

Associar o contacto com o amoníaco, no estado gasoso e em solução aquosa, a lesões graves na pele, nos olhos

e nos pulmões, consoante o tempo de exposição e/ou a concentração. 17–18 Constatar que o amoníaco que é libertado para a atmosfera pode dar origem a nitrato e a sulfato de amónio,

con-siderados matérias particuladas (PM10e PM2,5), e a óxidos de azoto com implicações para a saúde e ambiente. 18

A importância do amoníaco

Identificar quantidade de substância (n) como uma das sete grandezas fundamentais do Sistema Internacional (SI). 27 Caracterizar a unidade de quantidade de substância, mole (símbolo mol), como a quantidade de substância que

contém tantas entidades quantos os átomos existentes em 1,2 × 10–3_{kg do nuclido (as entidades devem ser}

espe-cificadas).

27–28

Constatar que, em função da definição da grandeza quantidade de substância, o número de entidades (N) presen-tes numa amostra é proporcional à quantidade de substância respectiva (n), sendo a constante de

proporcionali-dade a constante de Avogadro (6,022 _{× 10}23 _mol–1_). 27

Estabelecer que amostras de substâncias diferentes com o mesmo número de entidades constituintes (N) têm a

Reacções químicas e equações químicas

Quantidade em química – mole

(12)

Objectivos de aprendizagem Página(s) Interpretar o grau de pureza de um material como o quociente entre a massa da substância (pura) e a massa da

amostra onde aquela massa está contida. 37

Constatar que um dado «reagente químico» pode apresentar diferentes graus de pureza e, consoante as

finalida-des do uso, se deverá escolher um deles. 37

R

Identificar compostos de amónio e amoníaco usando testes químicos específicos.

R

Inferir a presença de compostos de amónio em materiais de uso diário.

A.L. 1.1

Caderno de Actividades Laboratoriais – Págs. 6–13

1 aula

Informações quantitativas de fórmulas químicas e de equações químicas

Identificar o reagente limitante de uma dada reacção como aquele cuja quantidade condiciona a quantidade de

produtos formados. 43

Identificar o reagente em excesso como aquele cuja quantidade presente na mistura é superior à prevista pela

proporção estequiométrica. 43

Identificar o rendimento de uma reacção como o quociente entre a massa, o volume (gases) ou a quantidade de substância efectivamente obtida de um dado produto, e a massa, o volume (gases) ou a quantidade de substân-cia que teoricamente seria obtida (por reacção completa dos reagentes na proporção estequiométrica).

45

Interpretar o facto de o rendimento de uma reacção ser quase sempre inferior a 1 (ou 100%). 45

R

Traduzir a reacção química da síntese por uma equação química.

R

Efectuar cálculos estequiométricos.

R

Calcular o rendimento da síntese.

A.L. 1.2

1 aula

Rendimento de uma reacção química

2. Síntese do amoníaco e balanço energético

Classificar reacções químicas em exoenergéticas ou em endoenergéticas como aquelas que, em sistema isolado,

ocorrem, respectivamente, com elevação ou diminuição de temperatura. 50 Interpretar a energia de reacção como um saldo energético entre a energia envolvida na ruptura e na formação

de ligações químicas e exprimir o seu valor, a pressão constante em termos da variação da entalpia (ΔH em J/mol de reacção).

52

Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a ruptura como um processo

endoenergético. 53

Interpretar a ocorrência de uma reacção química como um processo em que a ruptura e a formação de ligações

químicas ocorrem simultaneamente. 54–55

(13)

3. Produção industrial do amoníaco

Interpretar uma reacção completa como aquela em que pelo menos um dos seus reagentes atinge valores de con-centração não mensuráveis facilmente e uma reacção incompleta como a reacção em que nenhum dos reagen-tes se esgota no seu decorrer.

62

Identificar reacções de combustão, em sistema aberto, como exemplos que se aproximam de reacções completas. 62 Identificar a reacção de síntese do amoníaco e a decomposição do amoníaco como reacções inversas uma da outra. 63 Representar uma reacção reversível pela notação de duas setas com sentidos opostos a separar as

representa-ções simbólicas dos intervenientes na reacção. 63

Identificar a reacção directa como a reacção em que, na equação química, os reagentes se apresentam à esquer-da esquer-das setas e os produtos à direita esquer-das mesmas e reacção inversa aquela em que, na equação química, os rea-gentes se representam à direita das setas e os produtos à esquerda das mesmas.

63

Interpretar uma reacção reversível como uma reacção em que os reagentes formam os produtos de reacção, dimi-nuem a sua concentração não se esgotando e em que, simultaneamente, os produtos da reacção reagem entre si para originar os reagentes da primeira.

64

Associar estado de equilíbrio dinâmico ao estado de equilíbrio de um sistema, em que a rapidez de variação de

uma dada propriedade num sentido é igual à rapidez de variação da mesma propriedade no sentido inverso. 65–66

Identificar equilíbrio químico como um estado de equilíbrio dinâmico. 65 Associar estado de equilíbrio a todo o estado de um sistema em que, macroscopicamente, não se registam

varia-ções de propriedades físico-químicas. 66

Associar o equilíbrio químico homogéneo ao estado de equilíbrio que se verifica numa mistura reaccional com

uma só fase. 66

Identificar a reacção de síntese do amoníaco como um exemplo de um equilíbrio homogéneo, em sistema fechado. 66 Caracterizar o estado de equilíbrio como uma situação dinâmica em que há conservação da concentração de cada

um dos componentes da mistura reaccional, no tempo. 68

Interpretar gráficos que traduzem a variação da concentração em função do tempo, para cada um dos componentes

de uma mistura reaccional. 67–68

O equilíbrio químico

Escrever as expressões matemáticas que traduzem a constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) de

acordo com a Lei de Guldberg e Waage. 75

Relacionar a extensão de uma reacção com os valores de Kcdessa reacção. 76

Relacionar o valor de Kccom K’c, sendo K’ca constante de equilíbrio da reacção inversa. 77

Utilizar os valores de Kcda reacção no sentido directo e K’cda reacção no sentido inverso, para discutir a

exten-são relativa daquelas reacções. 77

(14)

Objectivos de aprendizagem Página(s) Traduzir quociente da reacção, Q, através de expressões idênticas às de K em que as concentrações dos

compo-nentes da mistura reaccional são avaliados em situações de não equilíbrio (desequilíbrio). 85–86 Comparar valores de Q com valores conhecidos de Kcpara prever o sentido da progressão da reacção

relativa-mente a um estado de equilíbrio. 86

Quociente de reacção

4. Controlo da produção industrial

Referir os factores que podem alterar o estado de equilíbrio de uma mistura reaccional (temperatura,

concentra-ção e pressão) e que influenciam o sentido global de progressão para um novo estado de equilíbrio. 91 Prever a evolução do sistema reaccional quando se verifica uma variação na concentração dos reagentes e

pro-dutos de reacção. 91–93

Prever a evolução do sistema reaccional quando se verifica uma variação na pressão em sistemas reaccionais

com componentes gasosos. 93–95

Prever a evolução do sistema reaccional quando se verifica uma variação da temperatura nesse sistema. 95–96 Identificar a Lei de Le Chatelier, enunciada em 1884, como a lei que prevê o sentido da progressão de uma

reac-ção por variareac-ção de temperatura, da concentrareac-ção ou da pressão da mistura reaccional. 91–96

R

Estudar o efeito da variação da temperatura no equilíbrio homogéneo CoC_ᐍ2· x H2O (aq) →← CoCᐍ2· (x - y) H2O (aq) + y H2O (ᐍ)

R

Estudar o efeito da variação da concentração no equilíbrio homogéneo 2 CrO42–(aq) + 2 H+(aq) →← Cr2O72–(aq) + H2O (ᐍ)

A.L. 1.3

1 aula

Alteração do estado de equilíbrio de um sistema

Discutir o compromisso entre os valores de pressão e temperatura e o uso de catalisador para optimizar a

pro-dução de amoníaco na mesma reacção de síntese. 97

Associar o processo de obtenção do amoníaco conhecido como processo de Haber à síntese daquele composto

catalisada pelo ferro em condições adequadas de pressão e temperatura. 97 Reconhecer que o papel desempenhado pelo catalisador é o de aumentar a rapidez das reacções directa e inversa,

por forma a atingir-se mais rapidamente o estado de equilíbrio (aumento de eficiência, não havendo, no entanto, influência na quantidade de produto obtida.

97

R

Organizar, realizar e avaliar uma visita de estudo a uma indústria da região onde a escola se situa, com pre-ferência uma indústria química, onde se verifique a variação da temperatura no equilíbrio homogéneo.

Visita a uma instalação industrial

(15)

Unidade 2

Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra

Objectivos

1. Água da chuva, água destilada e água pura

Descrever as assimetrias da distribuição da água no planeta Terra. 108 Caracterizar os problemas da distribuição mundial da água no que respeita à sua escassez, à sua qualidade e

aos aumentos de consumo. 109

Perspectivar o problema da água como um dos maiores recursos do futuro tendo em conta o aumento

demográ-fico, a contaminação dos recursos hídricos, a alteração de hábitos e a assimetria da distribuição. 110–111 Explicitar o significado de água potável de acordo com a legislação em vigor. 112 Distinguir águas naturais de águas de abastecimento público. 112 Indicar parâmetros que permitem distinguir entre água potável e outras águas. 112

Diferenciar os conceitos de VMA e de VMR. 112

A água na Terra

Explicitar marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos de ácido-base. 113 Interpretar os conceitos de ácido e de base segundo a teoria de Arrhenius. 113 Interpretar os conceitos de ácido e de base segundo a teoria protónica de Brönsted-Lowry. 113–115 Interpretar a reacção entre um ácido e uma base em termos de teoria protónica. 115 Estabelecer a relação entre ácido e base conjugada ou entre base e ácido conjugado, e, conjuntamente, explicitar

o conceito de par conjugado de ácido-base. 116

Interpretar o significado de espécie química anfotérica e exemplificar. 117 Aplicar em casos concretos o conceito de ácido forte e de base forte. 117–118

(16)

Objectivos de aprendizagem Página(s) Caracterizar o fenómeno da auto-ionização da água em termos da sua extensão e das espécies químicas

envol-vidas. 123

Explicitar o efeito da variação da temperatura na auto-ionização da água com base na Lei de Le Chatelier. 123

Reconhecer que na água «pura» a concentração do ião hidrogénio é igual à concentração do ião hidróxido. 124 Estabelecer as relações existentes, qualitativas e quantitativas (Kw) entre a concentração do ião hidrogénio e a

concentração do ião hidróxido, resultantes da auto-ionização da água. 124 Diferenciar reacção de ionização de «reacção» de dissociação. 125–126 Explicitar os significados de ionização (de um ácido e de algumas bases) e de dissociação (de um hidróxido e

de um sal). 127

R

Classificar uma solução aquosa como ácida, neutra ou alcalina a partir da medição do pH ou do uso de indi-cadores.

R

Comparar vantagens e desvantagens de diferentes processos de avaliação da acidez/alcalinidade de uma solução aquosa.

R

Verificar a variação do valor do pH provocado pela alteração da temperatura.

R

Interpretar a variação do valor do pH provocado pela alteração da temperatura com base na auto-ionização da água e na Lei de Le Chatelier.

R

Relacionar a natureza ácida ou básica da água analisada com as características geológicas das regiões de captação. A.L. 2.1 Caderno de Actividades Laboratoriais – Págs. 26–32 1 aula

A auto-ionização da água

(17)

Objectivos de aprendizagem Página(s) Interpretar o comportamento ácido-base das soluções de sais. 147

Prever as características ácidas, básicas ou neutras de um sal derivado de ácido forte e base fraca. 147 Prever as características ácidas, básicas ou neutras de um sal derivado de ácido fraco e base forte. 148 Prever as características ácidas, básicas ou neutras de um sal derivado de ácido forte e base forte. 148 Prever as características ácidas, básicas ou neutras de um sal derivado de ácido fraco e base fraca. 148

Soluções aquosas de sais

2. Águas minerais e de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas

Relacionar os valores das constantes de acidez (Ka) de ácidos distintos com a extensão das respectivas ionizações. 132

Comparar as constantes de acidez (Ka) e de basicidade (Kb) de um par ácido-base conjugado. 133

Relacionar, para um dado par conjugado ácido-base, o valor das constantes Kae Kb. 133

Utilizar o valor de pH de uma solução para classificar como ácida, alcalina ou neutra. 134 Explicitar o significado da escala Sorensen quanto às condições de definição e aos limites da sua aplicação. 135 Relacionar quantitativamente a concentração hidrogeniónica de uma solução e o seu valor de pH. 135 Discutir, para uma solução e qualquer que seja o valor de pH, a acidez e alcalinidade relativas (por exemplo:

quanto mais ácida menos alcalina). 135

Associar indicador de ácido-base a um par conjugado ácido-base, em que as formas ácida e básica são

respon-sáveis por cores diferentes. 138–139

Reconhecer que cada indicador tem como característica uma zona de viragem que corresponde ao intervalo de pH

em que se verifica a mudança de «cor ácida» para «cor alcalina» ou a situação inversa. 138

R

Interpretar, qualitativamente, a acidificação de uma água, ou de uma solução aquosa, provocada pela reacção do dióxido de carbono.

R

Interpretar o efeito de quantidades iguais de ácidos fortes e fracos num mesmo meio.

R

Distinguir um ácido forte de um ácido fraco conhecidas as concentrações iniciais do ácido.

R

Prever a força relativa de um ácido monoprótico a partir do valor de Ka.

A.L. 2.2

2 aulas

Aplicação das constantes de equilíbrio à ionização de ácidos e de bases

(18)

Objectivos de aprendizagem Página(s) Interpretar uma reacção entre um ácido forte e uma base forte. 152 Associar o ponto de equivalência à situação em que a reacção química entre as duas soluções é

comple-ta e o ponto final de uma volumetria à situação em que se deteccomple-ta experimencomple-talmente uma variação brus-ca de uma propriedade físibrus-ca ou químibrus-ca da mistura reaccional.

152

Reconhecer a dificuldade da determinação operacional do ponto de equivalência de uma volumetria o que

justifica o recurso à detecção do ponto final da volumetria. 153 Referir alguns processos de detecção do «ponto final»: o aparecimento ou o desaparecimento de uma

tur-vação, a mudança de coloração na solução ou a mudança de cor de uma substância intencionalmente adi-cionada designada por indicador.

153

Relacionar o ponto de equivalência de uma neutralização com a selecção do indicador. 153 Conhecer critérios de selecção de um indicador e aplicá-los em casos concretos para uma volumetria. 153–154

Indicar alguns dos indicadores mais vulgarmente utilizados: a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o

ala-ranjado de metilo. 154

R

Conhecer processos para neutralizar resíduos de ácidos/bases.

R

Realizar tecnicamente uma titulação.

R

Seleccionar indicadores adequados à titulação de um ácido forte e uma base forte, de acordo com a zona de viragem do indicador.

R

Determinar graficamente o ponto de equivalência e compará-lo com o valor teoricamente previsto.

R

Identificar um ácido forte através da curva de titulação obtida usando uma base forte como titulante.

R

Determinar a concentração do titulado a partir dos resultados, nomeadamente os extrapolados da curva

de titulação. A.L. 2.3 Caderno de Actividades Laboratoriais – Págs. 40–45 2 aulas

Titulação ácido-base

Interpretar a estrutura de sais em termos das ligações químicas neles existentes. 158 Explicitar o significado da ligação iónica distinguindo-a da ligação covalente. 158–160

Representar quimicamente sais a partir da sua designação. 159

Interpretar a polaridade da ligação covalente. 162

Classificar as ligações químicas como ligações covalentes polares, ligações covalentes apolares e ligações

iónicas com base nos valores de electronegatividades dos elementos. 164

(19)

3. Chuva ácida

Caracterizar as composições químicas médias da chuva «normal», da água destilada e da água pura relacionando-as

com os respectivos valores de pH. 168

Distinguir chuva ácida de chuva «normal» quanto ao valor de pH, tendo como referência

pH = 5,6 (limite inferior e actual do pH da água da chuva «normal»), à temperatura de 25 o_C. 168

Reconhecer que os fenómenos de acidificação na atmosfera podem assumir as formas «húmida» (chuva, nevoeiro

e neve) e «seca» (deposição de matéria particulada). 168

Relacionar o valor de 5,6 do pH da água da chuva com o valor do pH mínimo devido à presença de dióxido de

carbono na atmosfera. 169

Relacionar o valor inferior a 5,6 do pH da chuva ácida com a presença, na atmosfera, de poluentes (SOx, NOxe outros). 169

Identificar a origem dos óxidos de enxofre e óxidos de azoto responsáveis pela acidificação da chuva. 169 Interpretar a formação de ácidos a partir de óxidos de enxofre e de azoto, na atmosfera, explicitando as

corres-pondentes equações químicas. 169

Explicitar algumas das principais consequências da chuva ácida nos ecossistemas e no património arquitectónico

natural e edificado. 170

Relacionar o aumento de chuvas ácidas com a industrialização e alguns hábitos de consumo das sociedades

tecnológicas. 170

Justificar a necessidade do estabelecimento de acordos internacionais para minorar os problemas ambientais e

nomeadamente o problema da chuva ácida. 170

Compreender algumas formas de minimizar a chuva ácida, a nível pessoal, social e industrial: combustíveis

menos poluentes, energias alternativas, novos processos industriais e utilização de conversores catalíticos. 171–172 Interpretar a adição de cal aos solos como forma de minorar a sua acidez. 172

(20)

4. Reacções de oxidação-redução

Situar, cronologicamente, a evolução conceptual do termo oxidação.

Interpretar uma reacção de oxidação-redução em termos de transferência de electrões. 176 Reconhecer que a oxidação envolve cedência de electrões e que a redução envolve ganho de electrões. 177 Interpretar uma reacção de oxidação-redução como um processo de ocorrência simultânea de uma oxidação e

de uma redução, cada uma correspondendo a uma semi-reacção. 177

Caracterizar o impacto dos ácidos sobre alguns metais como uma reacção de oxidação-redução onde um dos

produtos é o hidrogénio gasoso. 177

Associar a ocorrência de uma reacção ácido-metal à possibilidade do metal se oxidar com redução simultânea

do ião hidrogénio. 177

Reconhecer que existem espécies químicas que podem comportar-se como espécie oxidada ou espécie

reduzi-da consoante a outra espécie química com que reage. 178

Atribuir estados de oxidação dos elementos, em substâncias simples e compostas, a partir do número de oxidação. 180 Enumerar alguns elementos que podem apresentar diferentes estados de oxidação. 180 Associar o número de oxidação de um elemento constituinte de um ião monoatómico ao valor da carga

eléctri-ca deste último. 180

Associar o número de oxidação 0 (zero) aos elementos quando constituintes de substâncias elementares e

dife-rente de zero quando constituintes de substâncias compostas. 180 Usar o conceito de número de oxidação na identificação das reacções de oxidação-redução. 183–184

Os conceitos de reacção de oxidação-redução

Identificar, numa reacção de oxidação-redução, os pares conjugados de oxidação-redução. 187

Relacionar a força relativa de oxidantes e redutores. 188

Prever a ocorrência ou não ocorrência de uma reacção de oxidação-redução com base na série electroquímica. 190–192 Interpretar a corrosão dos metais como uma reacção de oxidação-redução. 193

R

Organizar uma série electroquímica.

R

Seleccionar um metal a usar como protecção de outro.

A.L. 2.4

1 aula

Força relativa de oxidantes e redutores

(21)

5. Mineralização e desmineralização de águas

Referir a importância da água como solvente. 200

Relacionar a existência de determinadas espécies químicas numa água com a dissolução de sais e do dióxido

de carbono da atmosfera. 200

Relacionar a concentração de soluções saturadas e não saturadas numa determinada substância com a

solubili-dade respectiva, a uma determinada temperatura e pressão. 201

Caracterizar o fenómeno da dissolução como o resultado de uma interacção soluto-solvente. 202 Explicitar formas de controlar o tempo de dissolução (estado de divisão e agitação) mantendo a temperatura e a

pressão constantes. 202–203

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). 203

Explicitar o significado da constante de produto de solubilidade, Ks. 203

Relacionar a solubilidade, s, com a constante do produto de solubilidade, Ks. 204

Associar dureza total de uma água à presença predominante dos catiões cálcio e magnésio.

Interpretar a origem da dureza de uma água em casos particulares: tipo dos solos e adição de compostos de cál-cio nas Estações de Tratamento de águas.

217

Prospectivar consequências da dureza de uma água a nível doméstico (alimentação, higiene, limpeza e

electro-domésticos que utilizam essa água) e a nível industrial. 217–218

R

Concluir sobre alguns factores que afectam a solubilidade de um soluto num solvente.

R

Traçar a curva de solubilidade de um soluto num solvente em função da temperatura.

R

Aplicar técnicas e princípios subjacentes à medição e transferência de sólidos e líquidos.

R

Proceder à recuperação/eliminação dos materiais utilizados, de acordo com as regras de segurança.

A.L. 2.5

2 aulas

R

Associar a dureza total de uma água à presença predominante de iões cálcio e magnésio.

R

Classificar uma água em dura, branda ou macia.

R

Interpretar a origem da dureza de uma água em termos da natureza do solo.

R

Conhecer processos de minimizar a dureza das águas.

A.L. 2.6

1 aula

Mineralização das águas. Dissolução de sais

(22)

Objectivos de aprendizagem Página(s) Relacionar o quociente da reacção com a constante do produto de solubilidade. 210 Reconhecer a precipitação de um sal por evaporação do soluto. 213 Associar a precipitação selectiva de sais à evaporação do solvente. 213 Associar a precipitação selectiva de sais à adição de um precipitante. 213

Formação de precipitados

Referir os factores que podem alterar a solubilidade de sais. 215 Prever a solubilidade de um sal quando se verifica uma variação de temperatura. 215 Prever a solubilidade de um sal quando se verifica uma variação de concentração. 215–217

Explicar a formação de estalactites e estalagmites. 219

Interpretar a desmineralização da água do mar. 220–222

Variação da solubilidade de sais.

Solubilização de precipitados

(23)

Dia do

mês 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31

Turma

_______________________________

Mês de

_______________________________

Número

_____

F – Fez o trabalho de casa.

N – Não fez o trabalho de casa.

P – Fez parte do trabalho de casa.

Observações: ______________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________

(24)

ANEX

O 2

– Gr

elha de obser

vação de comp

or

tament

o em a

u

la

prática

T

urma

__________________________________________________

M

ês de

__________________________________________________

Obedece _{às regras} de segurança

Número e nome _{do aluno}

Utiliza com correcçã o o ma terial de labora tório Utiliza com correcçã o os apare-lhos de medida Data da observação Data da observação Data da observação Data da observação Data da observação Data da observação Data da observação Data da observação Segue o protocolo _experimental Discute com os _{colegas o evoluir} do trabalho

É cuida doso no seu _trabalho Executa _{as tarefas} a seu cargo Regis ta observa ções e resulta dos

S

–

S

em

p

re

N

–

N

u

n

ca

PV

– P

o

r v

ezes

(25)

ANEX

O 3

– Gr

elha de a

valiação de r

e

la

tór

ios

_________________________________________________________________________________________________________________________

_________________________

M

ês de

_________________________

P arâme tros para avalia çã o dos rela tórios

R

Objec tivo do trabalho Introduçã o teórica Cálculos Análise de resulta dos Conclusã o e crítica Protocolo experimental cotação

R

Material/ reagentes M odo de processar Registos/ observações Aluno/Grupo

R

(26)

(27)

Índice de Fichas Formativas

Unidade 1 – Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios

Ficha formativa

Reacções químicas e equações químicas

Quantidade em Química – Mole . . . 28 Respostas . . . 30

Ficha formativa

Cálculos estequiométricos

Reagente limitante; impurezas; rendimento de uma reacção química . . . 31 Respostas . . . 33

Ficha formativa

Energia e reacções químicas . . . 34 Respostas . . . 35

Ficha formativa

Equilíbrio químico

Alteração ao estado de equilíbrio de um sistema reaccional . . . 36 Respostas . . . 38

Unidade 2 – Da atmosfera ao oceano: soluções na terra e para

a terra

Ficha formativa

Equilíbrio ácido-base

Ionização de ácidos e de bases; pH de soluções aquosas; titulação ácido-base . . . 39 Respostas . . . 41

Ficha formativa

Ligações químicas nos sais . . . 42 Respostas . . . 43

Ficha formativa

Equilíbrio oxidação-redução

Oxidantes e redutores; números de oxidação; pares redox;

acerto de equações redox; série electroquímica . . . 44 Respostas . . . 46

Ficha formativa

Mineralização das águas. Dissolução de sais

Produto de solubilidade; relação entre solubilidade e o produto de solubilidade;

formação de precipitados . . . 47 Respostas . . . 48

(28)

Reacções químicas e equações químicas

Quantidade em Química – mole

1. Considere os seguintes esquemas químicos:

(A) N

2

(g) + H

2

(g)

→ NH

3

(g)

(B) Na

2

SO

4

(aq) + Pb(NO

3

)

2

→ PbSO

4

(s) + Na

3

PO

4

(aq)

(C) H

2

SO

4

(aq) + KOH (aq)

→ K

2

SO

4

(aq) + H

2

O (

ᐍ)

(D) CaCO

3

(s) → CaO (s) + CO

2

(g)

(E) HC

ᐍ (aq) + Mg (s) → MgCᐍ

2

(aq) + H

2

(g)

1.1 Acerte os esquemas químicos.

1.2 Identifique a(s) equação(ões) que representa(m) reacções de:

a) ácido-base;

b) análise;

c) síntese;

d) precipitação.

1.3 Escreva na forma iónica as equações representadas em B e em E e indique os iões espectadores.

2. Tenha em atenção as figuras seguintes.

I

II

III

146,1 g de NaCᐍ

2,50 mol de HCᐍ

250 ml de 1 solução

10 mol dm

–3

_{em NaOH}

Ficha formativa – Unidade 1

Escola

(29)

Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes afirmações:

(A) A amostra II é a que contém maior quantidade de substância.

(B) Na amostra III existem 1,5

× 10

24

_{iões Na}

+

_.

(C) A massa da amostra II é maior que a massa da amostra III.

(D) A razão entre a quantidade de substância entre I e III é 1.

3. Considere as seguintes amostras de substâncias.

A – Magnésio – m = 24,31 g

B – Cloreto de cálcio – m = 27,74 g

C – Dióxido de carbono – m = 22,00 g

Complete as frases que se seguem:

(A) A amostra que contém maior número de unidades estruturais é ____________ .

(B) O número de unidades estruturais presentes na amostra B é ____________ do que o número de unidades

estruturais presentes na amostra C.

(C) A quantidade de iões cálcio (Ca

2+

_{) presentes em B é de ____________ .}

(D) O número de iões cloreto (C

ᐍ

–

_{) presentes na amostra B é ____________ número de unidades estruturais}

presentes na amostra C.

4. Em dois vidros de relógio, pesou-se separadamente a mesma massa de sulfato de alumínio e de sulfato de ferro (III).

Em qual dos vidros de relógio existe menor quantidade de iões sulfato? Justifique a sua resposta.

(30)

1.

1.1 (A) N

₂

(g) + 3 H

₂

(g)

→ NH

₃

(g)

(B) Na

₂

SO

₄

(aq) + Pb(NO

₃

)

₂

(aq)

→ PbSO

₄

(s) + 2 NaNO

₃

(aq)

(C) H

₂

SO

₄

(aq) + 2 KOH (aq)

→ K

₂

SO

₄

(aq) + 2 H

₂

O (

ᐍ)

(D) CaCO

₃

(s)

→ CaO (s) + CO

₂

(g)

(E) 2 HC

ᐍ (aq) + Mg (s) → MgCᐍ

₂

(aq) + H

₂

(g)

1.2 a) (C)

c) (A)

b) (D)

d) (B)

1.3 (B) Pb

2+

_{(aq) + SO}

42–

(aq)

→ PbSO

4

(s)

Iões espectadores: Na

+

_{e NO}

3 –

(E) 2 H

+

_{(aq) + Mg (s)}

_{→ Mg}

2+

_{(aq) + H}

2

(q)

Iões espectadores: C

ᐍ

–

2. (A) Falsa; todas as amostras contêm igual quantidade de substância.

(B) Verdadeira; em 2,5 mol de NaOH existem 2,5 mol Na

+

2,5

× 6,022 × 10

23

_{= 1,5}

_{× 10}

24

_{iões Na}

+

(C) Falsa; m

_{amostra III}

= 100 g ; m

_{amostra II}

= 91 g

(D) Verdadeira; n

_I

= 2,5 mol NaC

ᐍ; n

_III

= 2,5 mol NaOH

=

ᎏ

2

2 ,

,

5

5 ᎏ = 1

3. (A) Amostra A (1 mol de átomos de Mg).

(B) Maior. Amostra B – número de unidades estruturais = 0,25

× 3 × 6,022 × 10

23

_iões

Amostra C – número de unidades estruturais = 0,5

× 6,022 × 10

23

_moléculas.

(C) A amostra B contém 0,25 mol CaC

ᐍ

2

.

Em 0,25 mol CaC

ᐍ

2

existem 0,25 mol iões Ca

2+

.

A quantidade de iões Ca

2+

_{presente em B é 0,25 mol Ca}

2+

_.

(D) Número de iões C

ᐍ

–

_{= 2}

_{× 0,25 × 6,022 × 10}

23

_.

Número de moléculas CO

2

= 0,5

× 6,022 × 10

23

.

O número de iões C

ᐍ

–

_{presentes em B é igual ao número de moléculas de CO}

2

presentes em C.

4. No vidro que contém sulfato de ferro (III).

n

I

ᎏ

_n

III

(31)

Ficha formativa – Unidade 1

Escola

Nome Turma

N.

o

Cálculos estequiométricos

reagente limitante;

impurezas; rendimento de uma reacção química

1. O óxido de cálcio (CaO) dissolve-se em ácido muriático (HCᐍ), originando cloreto de cálcio (CaCᐍ

₂

) e água.

CaO (s) + 2 HC

ᐍ (aq) → CaCᐍ

2

(aq) + H

2

O (

ᐍ)

1.1 Que massa de ácido é necessária para dissolver 7,5 mol de CaO?

1.2 Quantas moléculas de água se formam quando se consomem totalmente 13,0 g de CaO?

2. Num foguetão, usa-se o butano como combustível. A combustão do butano está traduzida na equação seguinte:

2 C

4

H

10

+ 13 O

2

→ 8 CO

2

+ 10 H

2

O

2.1 Para que a combustão de 581 g de butano seja completa são necessários...

(A) …65 moles de O

2

(B) …3,91

× 10

25

_{moléculas de O}

2

(C) …2250 g de O

2

(D) …1456 L de O

2

Escolha a opção errada.

2.2 Complete a frase seguinte: «Se adicionarmos massas iguais de C

4

H

10

e O

2

, o reagente limitante é

_________________ .»

2.3 Classifique cada uma das frases seguintes como verdadeira ou falsa.

(A) O volume de CO

2

é 4/5 do volume de H

2

O. (B) Os volumes de CO

2

e de H

2

O, nas mesmas condições de pressão e temperatura, são iguais.

(C) As massas de O

2

e de H

2

O são iguais.

3. O lítio é um das poucas substâncias que reage directamente com o azoto:

6 Li (s) + N

2

(g) → 2 Li

3

N (s)

(32)

4. Quando se faz borbulhar dióxido de carbono numa solução de hidróxido de cálcio forma-se um precipitado de

carbonato de cálcio, de acordo com a equação química seguinte:

CO

2

(g) + Ca(OH)

2

(aq) → CaCO

3

(s) + H

2

O (ᐍ)

Sabendo que o rendimento desta reacção é de 87,3% quando a solução de hidróxido de cálcio contém 4,00 g deste

composto, determine:

a) a massa de carbonato de cálcio que precipita;

b) a quantidade de dióxido de carbono necessária para que esta reacção se processe com este rendimento.

5. O cianeto de sódio (NaCN) obtém-se industrialmente pelo processo de Castner. Tem-se como reagentes o sódio,

o carbono e o amoníaco, e obtêm-se como produtos de reacção o cianeto de sódio e o hidrogénio. Para obter

9,00 toneladas de cianeto de sódio, a reacção tem de processar-se a uma temperatura de 750

o

_{C, durante 8 a}

12 horas.

A equação química que traduz esta reacção é:

2 Na (s) + 2 C (s) + 2 NH

3

(g) → 2 NaCN (s) + 3 H

2

(g)

Sabendo que se consumiram 4,8 toneladas de sódio, calcule:

a) o rendimento deste processo industrial;

(33)

1.

1.1 m

_HCᐍ

= 9,5 g HC

ᐍ

1.2 =

x = 1,40

× 10

23

_{moléculas de H}

2

O

2.

2.1 (A) Verdadeira; 581 g C

₄

H

₁₀

correspondem a 10 mol

ᎏ

2

1 m

3 o

m

l C

ol

4

H

O

1 2 0

ᎏ = ᎏ

10 mol

x

C

₄

H

₁₀

ᎏ

x = 65 mol O

2

(B) Verdadeira; número de moléculas de O

2

= 65

× 6,022 × 10

23

= 3,91

× 10

25

_{moléculas de O}

2

(C) Falsa; m

_O2

= 65

× 32

= 2080 g

(D) Verdadeira; V

_O2

= 65

× 22,4

= 1456 L

2.2 O reagente limitante é o O

2

.

2.3 (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Falsa.

3. Reagente limitante – Li

4,50 g Li

⬅ 0,64 mol Li

n =

⇔

n = 0,213 mol Li

3

N

4. a) m

_CaCO3

= 4,71 g

b) n = 4,7

× 10

–2

_{mol CO}

2

5. a)

ᎏ

2 ×

49

23 g N

g

a

N

C

a

N

ᎏ = ᎏ

4,8

× 1

x

0

6

_{g Na}

ᎏ

x = 10,226

× 10

6

_{g NaCN}

␩ =

× 100 ⇔ ␩ = 88%

b)

=

ᎏ

9,00

ᎏ

×10

V

6

_{g NaCN}

ᎏ

V = 6,2

× 10

6

_dm

3

_H

2

2 × 49 g NaCN

ᎏᎏ

3 × 22,42 dm

3

_H

2

9 × 10

6

ᎏᎏ

10,22 × 10

6

0,64 mol Li

× 2 mol Li

₃

N

ᎏᎏᎏ

6 mol Li

13,0 g CaO

ᎏᎏ

x

56 g CaO

ᎏᎏᎏᎏ

6,022

× 10

23

_{moléculas de H}

2

O

Respostas

(34)

Energia e reacções químicas

1. Escolha as opções que completam correctamente a frase seguinte.

«Num sistema isolado…

(A) … a temperatura mantém-se sempre constante.»

(B) … a energia é constante.»

(C) … há troca de energia, com a vizinhança, sob a forma de calor, mas não sob a forma de trabalho.»

(D) … se se processar uma reacção exotérmica, a energia potencial do sistema diminui.»

2. Classifique cada uma das frases como verdadeira ou falsa.

(A) Quando se rompe uma ligação química há absorção de energia.

(B) Nas reacções exotérmicas, a variação de entalpia é positiva.

(C) Numa reacção endotérmica, a soma da energia de ligação dos produtos de reacção é inferior à soma das

ener-gias de ligação dos reagentes.

(D) Numa reacção exotérmica, o somatório das entalpias dos produtos de reacção é menor do que a soma das

entalpias dos reagentes.

3. A equação química que traduz a síntese do amoníaco é:

3 H

2

(g) + N

2

(g) → 2 NH

3

(g) ; ΔH = –93 kJ

Considere: E

N⬅N

= 945 kJ ; E

H – H

= 436 kJ

3.1 Classifique, sob o ponto de vista termoquímico, a reacção de síntese do amoníaco.

3.2 Determine a energia de ligação N – H.

3.3 Construa o diagrama de energia correspondente.

4. Considere as equações químicas A, B e C e os respectivos calores de reacção:

(A) C

2

H

2

(g) + 5/2 O

2

(g) → 2 CO

2

(g) + H

2

O (ᐍ)

ΔH = –1299,6 kJ

(B) C (s) + O

2

(g) → CO

2

(g)

ΔH = –393,5 kJ

(C) H

2

(g) + 1/2 O

2

(g) → H

2

O (ᐍ)

ΔH = –285,9 kJ

Determine o calor de formação do etino (acetileno) para a reacção:

2 C (s) + H

2

(g) → C

2

H

2

(g)

Ficha formativa – Unidade 1

Escola

(35)

1. (B) e (D)

2. (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Verdadeira. (D) Falsa.

3.

3.1 Reacção exotérmica.

3.2 E

_{N – N}

= 391 kJ

3.3

4. Calor de formação: 226,7 kJ.

Respostas

(36)

Ficha formativa – Unidade 1

Escola

Nome Turma

N.

o

Equilíbrio químico

Alteração ao estado de equilíbrio de um sistema reaccional

1. Classifique cada uma das afirmações seguintes como falsa ou verdadeira.

(A) Numa reacção química reversível, os produtos de reacção regeneram os reagentes.

(B) Embora um sistema reaccional atinja o estado de equilíbrio, as concentrações dos seus constituintes não são

constantes.

(C) Num sistema em equilíbrio, a velocidade da reacção directa é igual à velocidade da reacção inversa.

(D) A velocidade com que os reagentes se consomem mantém-se constante até se atingir o equilíbrio químico.

(E) Um valor elevado da constante de equilíbrio significa que no equilíbrio existe maior quantidade de produtos

de reacção que de reagentes.

(F) O valor da constante de equilíbrio é independente da temperatura.

2. Escreva as expressões da constante de equilíbrio, K

c

, para as seguintes reacções:

(A) 2 NO (g) + Br

2

(g)

← 2 NOBr (g)

→

(B) 4 HC

ᐍ (g) + O

2

(g)

→

← 2 H

2

O (g) + 2 Cᐍ

2

(g)

(C) 4 NH

3

(g) + 5 O

2

(g)

→

← 4 NO (g) + 6 H

2

O (g)

(D) C

ᐍ

2

(g) + 3 F

2

(g)

→

← 2 CᐍF

3

(g)

3. Numa das etapas de fabricação do ácido sulfúrico, ocorre a transformação de dióxido de enxofre em trióxido de

enxofre:

2 SO

2

(g) + O

2

(g)

← 2 SO

→

3

(g)

A certa altura existem, a uma dada temperatura, num recipiente fechado de 4,0 L de capacidade, em equilíbrio,

0,80 mol de SO

2

, 40,0 g de O

2

e 1,2 × 10

24

moléculas de SO

3

. Calcule a constante de equilíbrio K

c

, a essa

tempe-ratura.

4. Num balão com 1,0 dm

3

_{de capacidade são introduzidos 5,0 mol de N}

2

O

4

. Esta substância, em determinadas

con-dições de pressão e temperatura, decompõe-se de acordo com a equação:

N

2

O

4

(g)

→

← 2 NO

2

(g)

Quando se atinge o equilíbrio, o sistema reaccional ainda contém 119,5 g de N

2

O

4

.

a) Calcule o valor da constante de equilíbrio.

b) Que percentagem de reagente se consumiu?

(37)

5. A reacção que se segue tem a constante de equilíbrio, K

c

, igual a 3,07 × 10

–4

, a 25

o

C. 2 NOBr (g)

_→

← 2 NO (g) + Br

2

(g)

No quadro que segue estão registadas as concentrações em mol dm

–3

_{da mistura reaccional em diversos estados,}

à temperatura de 25

o

_C.

a) Qual ou quais dos estados anteriores correspondem a uma situação de equilíbrio?

b) Nos casos em que o sistema não está em equilíbrio, em que sentido evolui?

6. No seguinte sistema em equilíbrio, a variação de entalpia diz respeito à equação directa:

N

2

(g) + O

2

(g)

→

← 2 NO (g) (ΔH > 0 )

Escolha a opção que completa correctamente a seguinte frase.

«Quando se aumenta a temperatura do sistema...

(A) … o equilíbrio desloca-se no sentido da reacção directa.»

(B) … o equilíbrio desloca-se no sentido da reacção inversa.»

(C) … o equilíbrio não se altera.»

(D) … a quantidade de NO diminui.»

[NOBr] [NO] [Br2]

A 0,0110 0,0151 0,0108

B 0,115 0,0169 0,0140

(38)

1. (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Verdadeira. (D) Falsa. (E) Verdadeira. (F) Falsa.

2. (A) K

c

=

(B) K

c

=

(C) K

c

=

(D) K

c

=

3. K

c

=

⇔

K

c

=

ᎏ

0,20

0

2

,

×

5

2

0,31

ᎏ

⇔

K

c

=

ᎏ

0

0 ,0

,2

1

5

24 ᎏ

⇔

K

c

= 20

4. a) K

c

= 4,21

b) % de reagente consumido = 74%

5. a) B

b) A e C; Q

c

> K

c

. A reacção ocorre no sentido de formação dos reagentes, ou seja, no sentido directo.

6. (A)

[SO

₃

]

_e2

ᎏᎏ

[SO

2

]

e2

[O

2

]

e

[C

ᐍF

₃

]

_e2

ᎏᎏ

[C

ᐍ

2

]

e

[F

2

]

3e

[NO]

e4

[H

2

O]

e6

ᎏᎏ

[NH

₃

]

_e4

_[O

2

]

5e

[H

₂

O]

_e2

_[C

_ᐉ

2

]

e2

ᎏᎏ

[HC

ᐍ]

e4

[O

2

]

e

[NOBr]

e2

ᎏᎏ

[NO]

_e2

_[Br

2

]

e

Respostas

(39)

Equilíbrio ácido-base

Ionização de ácidos e de bases; pH de soluções aquosas;

titulação ácido-base

1. De entre as afirmações seguintes, identifique a verdadeira.

(A) Uma base segundo Brönsted é uma base segundo Arrhenius.

(B) Em solução aquosa, um ácido aumenta a concentração em OH

–

_.

(C) Quanto mais forte for um ácido, mais forte é a sua base conjugada.

(D) Numa solução aquosa neutra, o valor de pH pode não ser igual a 7.

2. Três ácidos que se utilizam muito na indústria são: ácido clorídrico (HCᐍ); ácido fosfórico (H

3

PO

4

) e ácido

car-bónico (H

2

CO

3

). As constantes de acidez destes ácidos são:

K

a

(HCᐍ) ⯝ 1,0 × 10

7

; K

a

(H

3

PO

4

) = 7,5 × 10

–3

; K

a

(H

2

CO

3

) = 4,6 × 10

–7

Com base nestes dados, escolha a(s) opção(ões) correcta(s).

(A) H

2

CO

3

é o ácido mais fraco dos três.

(B) H

3

PO

4

é o ácido mais forte porque é o que apresenta maior número de átomos de hidrogénio por molécula.

(C) H

2

CO

3

é mais forte do que o HCᐍ porque as suas moléculas possuem mais átomos de oxigénio.

(D) HC

ᐍ é o ácido mais fraco dos três.

3. Qual é a constante de acidez do ácido fluorídrico (HF), sabendo que numa solução deste ácido com a

concentra-ção de 2,00 × 10

–2

_{mol dm}

–3

_{, este ácido está 15% ionizado?}

4. Calcule a concentração em OH

–

_{e o pH de uma solução 0,45 mol dm}

–3

_{em NH}

3

.

K

b

(NH

3

) = 1,8 × 10

–5

5. Determine o grau de ionização do ácido fórmico (HCOOH) com uma concentração de 0,25 mol dm

–3

_.

K

a

(HCOOH) = 1,82 × 10

–4

6. Uma solução de ácido clorídrico (HCᐍ) tem um pH igual a 2,30. Adiciona-se água desionizada a esta solução até

perfazer um volume de 1000 mL. A nova solução tem um pH igual a 3,0.

Que volume de água se deve adicionar à solução inicial?

Ficha formativa – Unidade 2

Escola

(40)

7. A 25,0 mL de uma solução 4,0 mol dm

–3

_{em ácido clorídrico adicionou-se um dado volume de água até obter}

uma nova solução de pH igual a 1,0. Determine:

a) o volume de água adicionado;

b) o factor de diluição.

8. Preparam-se 50,0 mL de uma solução, misturando 10,0 mL de uma solução aquosa (solução A) 3,0 × 10

–2

_mol

dm

–3

_{em hidróxido de potássio com 40,0 mL de uma solução aquosa (solução B) 1,4 g dm}

–3

_{, também em}

hidró-xido de potássio. Calcule:

a) a concentração em iões hidróxido das soluções A e B;

b) o pH da solução resultante.

9. No laboratório encontra-se um frasco de ácido clorídrico com as seguintes características:

ρ = 1,15 g cm

–3

_{e %(m/m) = 32%}

a) Indique a concentração molar desta solução ácida.

b) Como procederia para preparar 250 mL de uma solução 0,15 mol dm

–3

_{em HC}

_ᐍ?

c) A 50,0 mL de uma solução 0,15 mol dm

–3

_{em NaOH adicionaram-se umas gotas de fenolftaleína e em}

segui-da deixou-se cair, gota a gota, de uma bureta, a solução de ácido clorídrico atrás preparasegui-da, até ao

desapare-cimento da cor. O volume de solução ácida gasto foi de 25,0 mL.

(41)

1. (D)

2. (A)

3. K

a

= 5,3

× 10

–4

4. [OH

–

_{] = 2,84}

_{× 10}

–3

_{mol dm}

–3

pOH = 2,5

pH = 14 – 2,5

= 11,5

5. α = 2,68%

6. V

_{água a adicionar}

= 800 mL

7. a) V = 1000 – 25

= 975 mL

b) factor de diluição = 40

8. [KOH] = [OH

–

_{] = 0,026 mol dm}

–3

pOH = 1,6

pH = 12,4

9. a) c = 10 mol dm

–3

b) V

ácido a retirar

= 0,00375 dm

3

⇔ V

ácido a retirar

= 3,75 mL

Adicionar água a 3,75 mL de solução de HC

ᐍ até prefazer o volume de 250 mL.

c) Contém impurezas.

Respostas

(42)

Ligações químicas nos sais

1. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes afirmações.

(A) A energia de ligação é a energia libertada quando se forma uma ligação.

(B) Na ligação covalente, os átomos adquirem estabilidade por transferência de electrões.

(C) A polaridade de uma ligação aumenta da ligação covalente apolar para a ligação covalente polar.

(D) Entre um metal e um não metal estabelece-se uma ligação iónica.

2. Considere as seguintes espécies químicas:

O

2

; CO

32–

; O

3