Caderno de Apoio Ao Professor12

12

q

química

12.

o

_ano

CADERNO DE APOIO AO PROFESSOR

Victor Gil João Paiva

António José Ferreira João Vale

Índice

1.

Objectivos do Caderno de Apoio ao Professor

2.

Linhas orientadoras do manual 12 Q

3.

Uma calendarização possível

4.

Respostas às Actividades do manual

5.

Textos complementares ao manual

6.

Apoio complementar à componente laboratorial

6.1Directrizes e sugestões para a componente laboratorial ... 42

6.2Respostas às questões das Actividades Laboratoriais ... 54

6.3Instruções de funcionamento de equipamento laboratorial ... 67

7.

Guião de utilização de transparências

8.

Exploração de simulações computacionais

8.1Gases perfeitos ... 77

8.2Ligações intermoleculares ... 78

8.3Tabela Periódica ... 79

8.4Modelos moleculares estereoscópicos ... 81

9.

Notas históricas e biográficas

9.1Notas históricas relevantes para a Química ... 82

9.2Datas de descoberta dos elementos químicos mais importantes ... 88

9.3Notas biográficas de cientistas ... 89

10.

Apoio a Trabalho de Projecto em Química 12.

_Ano

10.1Algumas generalidades sobre o Trabalho de Projecto ... 93

10.2Tarefas e exemplos de situações-problema ... 96

10.3Alguns temas e recursos para projectos em ciências ... 97

11.

Tabelas de consulta

12.

Bibliografia

12.1Bibliografia sobre química e tecnologia ... 101

12.2Bibliografia sobre ensino da química ... 102

12.3Bibliografia sobre trabalho laboratorial ... 103

1.

Objectivos do Caderno de Apoio ao Professor

Este Caderno de Apoio ao Professor fornece informação e recursos complementares, concebidos como auxiliares para os professores que se encontrem a trabalhar com o manual 12 Q.

Inicia-se com a caracterização das linhas orientadoras do manual e com uma possível calendarização das actividades lectivas, em estreita relação com o Programa. Uma larga parte deste Caderno centra-se no traba-lho laboratorial, considerando, por um lado, a importância central do trabatraba-lho experimental em Química e, por outro, as múltiplas dificuldades que tradicionalmente se apresentam aos professores neste domínio.

Com o duplo intuito de melhor balizar conteúdos programáticos e de permitir aos professores um enqua-dramento mais geral de certos tópicos, incluem-se alguns aprofundamentos complementares e extensões.

Este Caderno de Apoio termina com pistas e sugestões para exploração dos materiais que acompanham o manual e informação adicional (notas históricas e biográficas, materiais para apoio ao Trabalho de Projecto, tabelas e referências bibliográficas).

2.

Linhas orientadoras do manual 12 Q

Embora com algumas novidades, o manual 12 Q é a continuação, no 12.o _{ano, dos projectos para os}

10.o_{e 11.}o_{anos de escolaridade (10 Q e 11 Q), publicados nos anteriores anos lectivos pela Texto Editores.}

Não se encontra agora, contudo, a mesma proximidade com o livro de Física, 12 F, dada a natureza autónoma das disciplinas de Química e de Física no 12.o_{ano de escolaridade.}

Mantivemos em 12 Q muitas das linhas orientadoras que já tínhamos adoptado, ou seja: – pleno cumprimento do Programa;

– rigor e grau de aprofundamento adequado; – multiplicidade de actividades e questões;

– diversificação das opções de ensino e aprendizagem; – valorização da componente laboratorial do Programa.

Merecem realce alguns aspectos que caracterizam este manual, como:

– interdisciplinaridade da Química com outros saberes (particularmente com as Ciências da Terra e da Vida); – atenção permanente às relações entre Ciência, Tecnologia, Sociedade e Ambiente;

– actividades para realizar na aula ou em casa;

– conjunto de questões representativas com resolução (e não apenas solução) no final do manual;

– conjunto de questões resolvidas, cuja selecção criteriosa permitirá uma melhor orientação do ensino/ aprendizagem;

– questões e actividades gerais da unidade: questões de âmbito transversal associadas à unidade em estudo; – questões sobre actividades laboratoriais obrigatórias;

– desenvolvimento da actividade experimental com exploração através de questões pré-laboratoriais

e pós-laboratoriais;

Associados ao manual existem alguns recursos complementares: – Caderno de Exercícios e Problemas;

– conjunto de Transparências em formato digital; – Caderno de Apoio ao Professor;

– Programa da disciplina de Química (em CD-ROM);

– Materiais adicionais na Internet (links, banco de imagens, software educativo, webquests, apresentações em PowerPoint, avaliação, textos adicionais, etc.);

– Avaliação Interactiva (com manual e-book integrado).

Faz-se notar que o manual, embora respeitando integralmente os objectos de ensino, os objectivos de aprendizagem previstos no Programa e a respectiva importância relativa, introduz, em alguns casos, pequenas modificações em títulos e na sequência de alguns conteúdos, em benefício da harmonia e da eficácia do ensino/aprendizagem e sem prejuízo de uma directa correspondência com as três unidades do Programa.

Por exemplo, à primeira unidade chamamos «1. Metais», com um primeiro capítulo «1.1 Metais e ligas metálicas», em vez de «1. Metais e ligas metálicas» com «1.1 Metais e ligas metálicas», tal como se encontra no Programa. Também ao segundo capítulo da unidade 1 chamamos «1.2 Reacções dos metais», em vez de «1.2 Degradação dos metais», já que esta expressão tem uma conotação negativa que não se compagina com a secção «1.2.2 Pilhas e baterias: uma oxidação útil». Introduzimos um subtítulo «1.3.5 Compostos de metais e comportamento ácido-base» porque nos parece que, de outra forma, este importante tema ficaria demasiado escondido no texto. Pelas mesmas razões, e sem prejuízo das relações contextuais apropriadas, criou-se um subtítulo «2.2 Ligação química e estrutura de hidrocarbonetos e outros compostos orgânicos» para dar realce aos conteúdos de ensino que, sobre este tema central, se encontram no Programa, incluídos na secção intitulada «2.1.1 Do crude ao GPL e aos fuéis: destilação fraccionada e cracking do petróleo».

O capítulo «3.3 Os plásticos como substitutos de vidros» passou a designar-se «Os vidros», pois na unidade é de vidros e não de plásticos que se trata. Entretanto, procedeu-se a uma troca de 3.3 e 3.4, de modo que a sequência passasse a reflectir melhor o título «3. Plásticos, vidros e novos materiais».

3.

Uma calendarização possível

Um Programa implica um acentuado trabalho de planificação e calendarização por parte dos professores. Sem prejuízo de um certo grau de salutar flexibilidade curricular, apresenta-se a seguir uma calendarização que pode servir de base ao trabalho de planificação do professor.

O estudo da Química, no 12.o _{ano, irá desenvolver-se ao longo de 33 semanas previstas, com uma carga}

semanal de três aulas, a que corresponde um total de 99 aulas de 90 minutos cada. Destas, apenas 82 aulas estão contempladas no desenvolvimento programático proposto, ficando as restantes (17 aulas) disponíveis para serem geridas pelo professor, tendo em conta as características da turma e/ou situações imprevistas.

Na seguinte tabela de calendarização encontram-se as 82 aulas contempladas no desenvolvimento programá-tico proposto e 12 aulas agrupadas na categoria Actividades complementares/imprevistas (A.C./I.), onde se inse-rem aulas destinadas à avaliação. Assinalam-se a itálico, no cabeçalho, as actividades laboratoriais opcionais. Para que os professores possam flexibilizar a calendarização, deixamos cinco aulas, que poderão ser englobadas na categoria A.C./I. ou na leccionação, conforme o professor entenda fazer uso delas no decorrer do ano lectivo. Por outro lado, poder-se-ão realizar outras A.L. opcionais, que não as seleccionadas nesta tabela (A.L.). Os pro-fessores poderão, pois, recorrendo a esta proposta, ajustar a calendarização com outras A.L. opcionais.

Semana 1 Semana 2 Semana 3 Semana 4 Semana 5 Semana 6 Semana 7 Semana 8 Semana 9 Semana 10 Semana 11 Semana 12 Semana 13 Semana 14 Semana 15 Semana 16 • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

A.C. / I. Capítulo 1.1 A.P

.L.

A.L. 1.1 A.L. 1.2 Capítulo 1.2 A.L. 1.3 Capítulo 1.3 A.L. 1.4 A.L. 1.5 A.L. 1.6 A.L. 1.7 Capítulo 2.1 A.L. 2.1 A.L. 2.2 Capítulo 2.2 A.P

.L.

Capítulo 2.3 A.L. 2.3 A.L. 2.4 A.L. 2.5 Capítulo 3.1 A.P

.L.

Capítulo 3.2 A.L. 3.5 A.L. 3.1 Capítulo 3.3 A.L. 3.4 A.L. 3.6 Capítulo 3.4 A.L. 3.3 A.L. 3.2 Capítulo 3.5

Semana 17

• •

Semana 18 Semana 19 Semana 20 Semana 21 Semana 22 Semana 23 Semana 24 Semana 25 Semana 26 Semana 27 Semana 28 Semana 29 Semana 30 Semana 31 Semana 32 Semana 33 • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

A.C. / I. Capítulo 1.1 A.P

.L.

A.L. 1.1 A.L. 1.2 Capítulo 1.2 A.L. 1.3 Capítulo 1.3 A.L. 1.4 A.L. 1.5 A.L. 1.6 A.L. 1.7 Capítulo 2.1 A.L. 2.1 A.L. 2.2 Capítulo 2.2 A.P

.L.

Capítulo 2.3 A.L. 2.3 A.L. 2.4 A.L. 2.5 Capítulo 3.1 A.P

.L.

4.

Respostas às Actividades do manual

Unidade 1

Actividade 1: Origem e aplicações dos metais

(página 17)

1. Oxigénio e enxofre.

2. Galena. Pirite. Sulfureto de chumbo e dissulfureto de ferro (II), respectivamente. 3. Al3+_{; Cu}2+_{; Cr}6+_{; Fe}3+_{; Ag}+_{. Para o cobre: +1 (Cu}+_{); para o ferro: +3 (Fe}3+_).

4. É +1 e + 2, respectivamente. Seria necessário conhecer a carga do ferro.

5. Cuprite. Por cada mol de calcopirite, M = 183,52 g mol–1_{; 34,63% da massa refere-se a cobre. Por cada}

mol de cuprite, M = 143,10 g mol–1_{; 44,41% da massa refere-se a cobre. Por cada mol de malaquite,}

M = 221,13 g mol–1_{; 28,74% da massa refere-se a cobre.}

6. Ouro e prata. 7. Resposta aberta.

Actividade 2: Supercondutores e Tabela Periódica

(página 28)

1. D.

2. Num símbolo químico a primeira letra é sempre maiúscula. 3. YBa2Cu3Ox(x = 6 ou 7).

4. Lantânio. Não existe uma relação directa: uma menor energia de ionização não significa melhor

supercon-dutividade. O supercondutor contendo ítrio é melhor (é supercondutor a temperatura mais elevada), no entanto, tem energia de ionização mais elevada.

5. «Os físicos Müller e Bednorz receberam o Prémio Nobel da Física em 1987 por esta descoberta

importan-tíssima, que anunciava a possibilidade futura de grandes economias: no transporte de electricidade, em computadores mais rápidos, em equipamento electrónico mais pequeno e mais eficiente e em carros e com-boios que se deslocam por levitação»;

«Paul Chu, o investigador da Universidade de Houston que, juntamente com três físicos da Universidade de Alabama, descobriu o primeiro material supercondutor»;

«em vez de identificar correctamente o material em questão como um óxido de ítrio, cobre e bário, trocou o símbolo do ítrio, um ‘y’, pelo símbolo de um outro elemento químico da mesma família, ‘yb’, que repre-senta o itérbio.»;

«parece que se verificaram mesmo fugas, pois antes de o artigo surgir na revista corriam rumores de que o itérbio seria um dos ingredientes da fórmula mágica».

Actividade 3: Percursos

(página 40)

1. a) 11-15. b) 18-20; 29-31. c) 17-28. d) 29-31. e) 29-31; 34-38. f) 16. g) 32-34. h) 31-33. 2. Resposta aberta.

Actividade 4: A oxidação do ferro

(página 47)

1.

2.

(2 Fe (s) + O

4 Fe (s) + 2 O2(g) + 4 H2O (l) d 4 Fe2+(aq) + 8 OH–(aq)

(2 Fe

2(s))× 2

4 Fe2+_{(aq) + 8 OH}–_{(aq) d 4 Fe(OH)} 2(s)

3. Palha-de-aço. A superfície de contacto é maior. 4. a) A, X, III; B, Y, I; C, Z, II.

b) Resposta aberta.

5. O carbonato dissolve-se em meio ácido.

Actividade 5: Pilhas descartáveis e pilhas recarregáveis

(página 63)

1. a) e c): recarregáveis. b) e d): descartáveis. 2. Resposta aberta.

3. a) Pilhas de mercúrio e pilhas de óxido de prata.

b) Para a reacção: Zn (s) + HgO (s) d ZnO (s) + Hg (l), há a transferência de 2 mol de electrões.

A massa de reagentes é: M(Zn) + M(HgO)  282 g. Então a massa é 141 g por cada mole de electrões. Para a reacção: Zn (s) + Ag₂O (s) d ZnO (s) + 2 Ag (s), há a transferência de 2 mol de electrões. A massa de reagentes é: M(Zn) + M(Ag₂O)  297 g. Então a massa é 148,5 g por cada mole de electrões. Para a reacção: 2 Zn (s) + O₂(g) d 2 ZnO (s), há a transferência de 4 moles de electrões. A massa de reagentes é: 2 × M(Zn)  130 g. Então a massa é 32,5 g por cada mole de electrões. Note-se que O₂não faz parte da pilha (é proveniente do ar).

A pilha mais pesada será a de óxido de prata.

c) Devido à toxidade do mercúrio. 4. Resposta aberta. 2 Fe (s) + O2(g) + 2 H2O (l) d 2 Fe2+(aq) + 4 OH–(aq) 4 H+_{(aq) + 4 OH}–_{(aq) d 4 H} 2O (l) 2 Fe (s) + O2(g) + 4 H+ (aq) d 2 Fe2+(aq) + 2 H2O (l) 4 Fe (s) + 2 O2(g) + 4 H2O (l) d 4 Fe2+(aq) + 8 OH–(aq)

4 Fe2+_{(aq) + 8 OH}–_{(aq) d 4 Fe(OH)} 2(s)

4 Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2x H2O (l) d 2 Fe2O3·xH2O (s) + 4 H2O (aq)

(4 Fe (s) + 3 O

2 Fe (s) +ᎏ3 O2(g) + x H2O (l) d Fe2O3·xH2O (s)

Actividade 6: Percursos

(página 69)

1. a) 43-45. b) 43; 46. c) 46. d) 46. e) 47-49. f) 47-49. g) 53-55. h) 50-51. i) 59-63. 2. Resposta aberta.

Actividade 7: Electrólise e desinfecção de piscinas

(página 77)

1. Titânio e platina.

2. Nas pilhas, também chamadas células galvânicas, ocorrem reacções espontâneas que permitem obter

cor-rente eléctrica. Nas células electrolíticas aplica-se corcor-rente eléctrica para provocar reacções químicas que não ocorrem significativamente de modo espontâneo.

3. a) c = 0,086 mol/dm3_.

b) n = 8,6 × 104_mol

4. Cl2 + H2O d HCl + HClO. O n.o. do cloro passa de 0 para –1 em HCl e para +1 em HClO. Trata-se de

uma reacção de oxidação-redução. Dismutação.

5. O sódio oxida-se com grande facilidade, ao contrário do cobre.

6. b) Significa que proporcionam uma superfície de contacto sem participar na reacção. c) Aumentar a condutividade eléctrica da solução.

d) Devido à presença de iões Cu2+_{em solução.}

e) Electrólise da água:

2 H2O + 2 e–d H2(g) + 2 OH–(aq) redução

2 H2O d O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– oxidação

Electrólise do cloreto de sódio:

2 H2O (l) + 2 e–d H2(g) + 2 OH–(aq) redução

2 Cl–_{(aq) d Cl}

2(g) + 2 e– oxidação

Electrólise do cloreto de sódio com eléctrodo activo de cobre: 2 H2O + 2 e–d H2(g) + 2 OH–(aq) redução

Cu (s) d Cu2+_{(aq) + 2 e}– _oxidação

f) Eléctrodo positivo: Cl2.

Eléctrodo negativo: H2.

g) Descoloração, devido à acção do cloro. 7. Resposta aberta.

Actividade 8: A cor do vinho tinto

(página 93)

1. Verde e azul.

2. Absorve a banda correspondente à radiação de cor verde, pelo que será magenta. 3. Absorção da banda correspondente à radiação vermelha.

4. Azul.

5. a) Baixo e largo. Porque a absorção selectiva da radiação, que confere a cor ao vinho, é tanto maior quanto

maior for o percurso óptico: Lei de Lambert-Beer, A = ¡ ᐉ c onde A é a absorvância e ᐉ é o percurso óptico da radiação.

b) O vinho é vermelho, pelo que absorve preferencialmente as radiações azul e verde. O copo é azul, pelo

que absorverá preferencialmente as radiações vermelha e verde. O verde é fortemente absorvido, pelo que o vinho terá uma coloração mais próxima da magenta. Em todo o caso, terá uma coloração mais escura, pois o conjunto (copo + vinho) tornar-se-á mais opaco (absorve uma gama maior de radiação).

Actividade 9: Os metais na alimentação

(página 99)

1. B.

2. Não: como não se oxidam facilmente, não formam iões. O mecanismo referido no texto envolve a oxidação

a iões metálicos que são depois absorvidos pelo organismo, pelo que o mecanismo de absorção não deve ser semelhante.

3. ₂₆Fe: [Ar] 3d6_4s2 30Zn: [Ar] 3d104s2

O zinco possui a orbital d totalmente preenchida. Não tem electrões desemparelhados, ao contrário do ferro.

5. Resposta aberta.

Actividade 10: Sais para pintura

(página 110)

1. C.

2. As2S3e Fe2O3.xH2O.

3. a) Fe₂O₃.xH₂O ou ZnO.

b) As₂S₃ou PbO ou PbCrO₄ou BaCrO₄ou SrCrO₄ou ZnCrO₄.

4. Em meio alcalino ocorre a reacção:

PbCrO4(s) + 3OH– (aq) A [Pb(OH)3]–(aq) + CrO42–(aq)

em que há formação de espécies iónicas que ficam em solução.

5. ZnO (s) + H₂O (l) A Zn2+_{(aq) + 2 OH}–_{(aq) e}

ZnO (s) + 5 H₂O (l) A Zn[(OH)(H₂O)₃]+_{(aq) + H}

3O+(aq).

Actividade 11: Ácido-base e a saúde dos dentes

(página 115)

1. Cálcio, Ca.

2. CH3CHOHCOOH (aq) + NaOH (aq) d CH3CHOHCOONa (aq) + H2O (l)

O lactato de sódio tem carácter básico.

3. a) OH–_{(aq) + H}

2O (l) u H2O (l) + OH–(aq)

F–_{(aq) + H}

2O (l) u HF (aq) + OH– (aq)

b) Significa que a reacção de hidrólise é menos extensa.

4. Ca10(PO4)6F(OH) é menos solúvel em água do que a hidroxiapatite. Além disso, o equilíbrio de

solubili-dade não é tão afectado pelo meio ácido, porque F–_{é uma base mais fraca do que OH}–_.

5. A.

Actividade 12: Percursos

(página 119)

1. a) 69. b) 69-70. c) 71-74. d) 77-78; 83-84. e) 79-81. f) 83. g) 85-90. h) 130-133. i) 126-129. j) 91-95. k) 96-98. l) 97. m) 97. n) 96. o) 104-105. p) 108-109. q) 109-110. r) 111.

2. Dos minerais aos metais: E; Metais, complexos e cor: C; Metais e vida: A; Metais e catálise: D; Compostos

de metais e comportamento ácido-base: B

3. Resposta aberta.

Unidade 2

Actividade 1: Evolução do preço do petróleo

(página 167)

1. Porque se trata de um combustível que resultou da compressão de matéria orgânica deteriorada no subsolo

há milhões de anos, sofrendo determinadas alterações físico-químicas.

2. a) i) Guerra israelo-árabe ou Guerra Irão-Iraque ou Guerra do Golfo ou Guerra do Iraque ou Conflito do

Líbano; ii) Revolução iraniana ou Greve na Venezuela; iii) Crise financeira asiática ou Crise financeira internacional.

b) i) Ver i) e ii) da alínea a); ii) Crise financeira asiática ou 11 de Setembro.

3. Aproximadamente 35 dólares, nos dois casos. Terá sido muito mais caro em 1980, devido à inflação.

4. Alguns dos maiores produtores de petróleo, como por exemplo o Irão e o Iraque, foram ao longo das

últi-mas décadas palco de conflitos militares e de convulsões sociais.

5. Médio Oriente. 6. Resposta aberta.

7. OPEP: Organização dos Países Exportadores de Petróleo.

Actividade 2: Simulação computacional de gases

(página 185)

1. a) Aumenta. b) Aumenta. c) Aumenta.

2. a) Só aumenta quando há aumento da temperatura (visualiza-se um aumento da velocidade das partículas). b) Aumenta em todas as situações.

3. i) N.º de moléculas – máximo; Volume – mínimo; Temperatura – máxima. ii) N.º de moléculas – mínimo; Volume – máximo; Temperatura – mínima.

4. Como a pressão aumenta com a temperatura, pode suceder que o gás contido no spray, ao ser sujeito a

tem-peraturas elevadas, rebente em resultado da elevação de pressão.

5. a) V = 24,5 dm3_{; b) V = 22,4 dm}3_.

6. Usar como palavras-chave: «converter unidades pressão».

Actividade 3: Gases, combustíveis e segurança

(página 190)

1. C.

2. a) O folheto refere que as garrafas nunca devem estar instaladas «abaixo do nível do pavimento ou em

cir-cunstâncias que possam facilitar a acumulação de gás em compartimentos, canais, poços, esgotos ou outros pontos baixos nas proximidades». Isto sugere que, em caso de fuga, ocorrerá acumulação junto ao solo. Uma eventual fuga de gás escapará pela ventilação inferior.

b) Considerando o propano e o butano como gases perfeitos nas condições PTN, então:

M(C₃H₈) = 44 g/mol; l = M/V_m= 44/22,4 = 1,96 g dm–3

M(C₄H₁₀) = 58 g/mol; l = M/V_m= 58/22,4 = 2,59 g dm–3

Qualquer um destes gases é mais denso do que o ar, pelo que uma sua mistura também o será. Assim, o gás de botija tenderá a acumular-se junto ao solo e uma eventual fuga de gás escapará pela ventilação inferior.

3. «evitar a sua exposição directa ao sol»

4. a) Butano. É o componente da mistura com maior quantidade de matéria (moles) e, portanto, maior

frac-ção molar na mistura, sendo assim o que mais contribui para a pressão total, de acordo com a Lei de Dalton: pA= xAp.

b) ptotal= 24 MPa (para uma temperatura de 25 ºC é uma pressão muito superior à do ensaio; como o butano

e o propano não se comportam como gases ideais, a pressão que exercem é muito menor do que o valor calculado). Repare-se que a massa de butano existente na botija é muito maior. Isto porque o butano não tem comportamento de gás ideal na situação considerada e, antes de atingir a pressão de ensaio, ele liquefaz-se. Na realidade, será necessária uma massa muito maior para atingir a pressão de ensaio.

5. Resposta aberta.

Actividade 4: Portugal e o Protocolo de Quioto

(página 195)

1. Para o período 2008-2012, um aumento de 27% das emissões de GEE em relação a 1990. 36%, 41% e

40%, respectivamente.

2. Aumento do uso de biocombustíveis; maior utilização de energias renováveis; incremento no uso de

trans-portes colectivos, em detrimento de transtrans-portes privados; plantação de árvores.

3. Opção por electrodomésticos de elevada eficiência energética; substituição de lâmpadas de incandescência

Vantagens Desvantagens

Petróleo Vasto campo de aplicações. Não é renovável; encontra-se distribuído de forma não uniforme. Gás natural É o mais limpo dos combustíveis fósseis. Não é renovável; encontra-se distribuído de forma não uniforme.

Carvão É barato.

Não é renovável; encontra-se distribuído de forma não uniforme; requer controlo (alto custo) de poluição do ar (por exemplo, mercúrio, dióxido de enxofre); contribuinte significativo para o aumento das chu-vas ácidas e o aquecimento global.

Energia eólica Não emite poluição directamente. Limitada a determinadas áreas geográficas; intermitente. Energia hídrica Não emite poluição directamente. Limitada a determinadas áreas geográficas; altera o microclima.

Energia solar Não emite poluição directamente. Limitada a determinadas áreas geográficas; requer uma vasta área de terreno; rendimento baixo; a tecnologia é cara.

4. Protocolo de Quioto:

– aprovado em 1997;

– assinado por Portugal em 1998; – ratificado por Portugal em 2002; – entrou em vigor em 2005; …

5. Resposta aberta.

Actividade 5: Biocombustíveis ou agrocombustíveis?

(página 198)

1. «Biocombustíveis» são combustíveis de origem biológica, isto é, obtidos a partir de recursos vegetais, que

são renováveis. Esta designação sugere um combustível «amigo do ambiente». «Agrocombustíveis» sugere combustíveis obtidos a partir da prática de agricultura intensiva, tendo uma conotação negativa do ponto de vista ambiental.

2. Os cereais destinados à alimentação passaram a ser usados na produção de biocombustíveis, gerando um

défice entre procura e oferta de cereais, o que fez aumentar os preços.

3. a) Necessidade de preservar intactas as ligações características de álcoois e de éteres, pois a presença destes

compostos valorizará o combustível.

b) p = 69,3 atm.

c) Os custos energéticos são elevados devido à necessidade de utilizar altas temperaturas e pressões.

Actividade 6: O hidrogénio como combustível alternativo

(página 201)

1. a) p = 727 atm; b) E = 144 MJ. 2. Falsas: A, B e C. Verdadeira: D.

3. A energia que o combustível disponibiliza por unidade de massa (MJ por quilograma), ou por unidade de

volume (MJ por litro).

4. Resposta aberta.

Actividade 7: Percursos

(página 202)

1. a) 166-167. b) 164, 167. c) 172-173. d)173. e) 173-175. f) 176. g) 179-180. h) 180-186. i) 187-192. j) 192-196. 2.

Actividade 8: Toxicidade do monóxido de carbono

(página 224)

1. É inodoro e invisível. 2.

3.

4.

Actividade 9: Criar fórmulas de estrutura no computador

(página 247)

1. Resposta aberta. 2. Resposta aberta. 3. Resposta aberta. 4. Regra do octeto.

Actividade 10: Isomeria e índice de octanas

(página 252)

1. I.O. = 62. 2. a)

b) Usa-se a designação iso-octano porque o 2,2,4-trimetilpentano é um isómero do octano. 3. B.

Sintomas ppm % (V/V )

Dor de cabeça, cansaço e náuseas. 70 > 0,007

Perda de consciência. 200 > 0,02

Perigo de vida ao fim de 3 horas. 400 > 0,04

Perigo de vida ao fim de 1 hora. 1600 > 0,16

Perigo de vida ao fim de alguns minutos. 10 000 > 1,0

Concentração de CO

Fe

Orbitais atómicas Orbital molecular Fe + C O C O Fe Fe Orbitais moleculares + C O C O Orbitais atómicas Fe C O CH3 CH3 CH3 C CH2 CH CH3 CH3

4. a) Isomeria funcional (ou de grupo característico). b)

hexan-1-ol

c) Resposta aberta.

5. O butano possui um I.O. = 113. O isómero 2-metilpropano, mais ramificado que o butano, possui um I.O. = 121. 6. C. 7. C H O H H C H H C H H C H H C H H C H H H CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH CH3 CH3 CH3 CH2 CH2 CH CH CH3 CH3 CH3 CH3 CH2 CH2 CH2 CH CH2 CH3 CH3 CH3 CH2 CH2 CH CH2 CH2 CH3 CH3 CH3 CH2 CH CH CH2 CH3 CH3 CH3 CH3 CH2 CH CH2 CH CH3 CH3 CH3 CH3 CH2 CH C CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH CH2 CH3 CH3 CH3 C CH3 CH3 C CH3 CH3 CH3 CH3 C CH3 CH3 CH2 CH2 CH2 C CH3 CH3 CH3 CH3 CH CH2 CH2 CH CH3 CH3 CH3 CH3 CH2 CH CH2 CH2 CH3 CH2 CH3 CH3 CH3 CH2 CH CH CH3 CH2 CH3 CH3 CH3 CH2 C CH2 CH3 CH2 CH3 CH3 CH2 CH2 C CH2 CH3 CH3 CH3

Água Plástico Água Vidro N.o_{de ligações} C – C C – H C = O O = O O – H C4H8 4 10 0 0 0 O2 0 0 0 1 0 CO2 0 0 2 0 0 H2O 0 0 0 0 2

Actividade 11: Simulações computacionais e ligações

intermoleculares

(página 260)

1. a) A barra de plástico fica electrizada negativamente. A barra de vidro fica electrizada positivamente.

b) i) ii)

c) B.

3. Solventes polares dissolvem compostos polares e solventes apolares dissolvem compostos apolares.

4. O facto de a carga total das partículas ser neutra não impede que, num dado momento, se forme um dipolo,

dipolo instantâneo, que induzirá um dipolo noutra partícula vizinha, estabelecendo-se assim ligações inter-moleculares.

Actividade 12: Percursos

(página 263)

1. a) 200-210. b) 204. c) 210-213. d) 214-218. e) 219-222. f) 223-225. g) 225-239. h) 239-243. i) 244-250.

Actividade 13: Poder energético dos combustíveis

(página 270)

1. a) CH3CH2CH2CH3 (g) + O2 (g) d 4 CO2(g) + 5 H2O (g)

b)

c) E = 5494 kJ mol–1_{, E = 497 kJ mol}-1_{, E = 1598 kJ mol}–1_{, E = 924 kJ mol}–1_{, respectivamente.}

d)6cHo= –2288 kJ mol–1.

2. Resposta aberta.

13 ᎏ₂

Actividade 14: O lado bom das radiações ionizantes

(página 282)

1. Radiações electromagnéticas: raios X, radiações a. Feixes de partículas: positrões, neutrões de baixa energia. 2. A.

3. Os núcleos são estáveis quando a razão 5 1.

tecnécio-99: Z = 43, A = 99; = 0,77 tálio-201: Z = 81, A = 201; = 0,68

4. Não existe qualquer risco de os alimentos serem contaminados por substâncias radioactivas, uma vez que

são irradiados com radiação electromagnética. E quando cessa a radiação, cessam os seus efeitos.

Actividade 15: Percursos

(página 285)

1. a) 254-256. b) 257. c) 257. d) 260-261. e) 262-263. f) 264. g) 265. h) 265-266. i) 266-269. j) 270-271. k) 265. l) 271-272. 2. Z ᎏ_{A – Z} Z ᎏ_{A – Z} Z ᎏ_{A – Z} Combustíveis Energia nuclear Fusão nuclear

Estrelas Centrais nucleares Fissão nuclear Problemas ecológicos Poluição Alternativas aos combustíveis

Entalpia e variação de entalpia Entalpia de formação Entalpia de combustão Lei de Hess 1.ª Lei da Termodinâmica cuja energia se relaciona com conceitos e leis da Termodinâmica, como

que pode ser o recurso à

para os quais existem

produzida em reacções de

ocorre nas ocorre nas

que pode causar iodo-123: Z = 53, A = 123; = 0,76 gálio-67: Z = 31, A = 67; _ᎏZ = 0,86 A – Z Z ᎏ_{A – Z}

Sacos de compras Vantagens Desvantagens

Plástico É impermeável; é resistente; produção menos poluente.

É um recurso não renovável; possui um tempo de biode-gradabilidade muito elevado.

Papel É biodegradável; usa maté-rias-primas renováveis.

Não é impermeável; é menos resistente; produção mais po-luente.

Unidade 3

Actividade 1: Plásticos em Portugal e no Mundo

(página 323)

1.

2. Total = (Consumo de matérias-primas) + (Importações de semi-elaborados e obras) – (Exportações de

semi-elaborados e obras) + (Importações de desperdícios) – (Exportações de desperdícios).

3. 55,9 kg/habitante. A capitação mais próxima é a do Japão. 4. Resposta aberta.

Actividade 2: Escolher o melhor saco de compras

(página 326)

1. O pão.

2. O produto final continua a ser demasiado caro. Não foi ultrapassado, caso contrário já usaríamos, com

cer-teza, este tipo de embalagem (note-se que a notícia é de 1991!).

3. 4. B, D e E. 5. Resposta aberta. 6. Resposta aberta. 5 0 1940 1950 1960 1970 Ano

Evolução da produção mundial de plásticos

1980 1990 2000 2010 2020 Pr odução mundial / (× 10 7 toneladas) 10 15 20 25 30 35 40 45

Actividade 3: Borracha natural e borracha vulcanizada

(página 335)

1. 2-metilbuta-1,3-dieno. 2. M(motivo) = 68,0 g mol–1_.

Em 1 g de poli-isopreno temos 1 g / 68,0 g mol–1_{= 0,0147 mol da unidade estrutural que se repete (motivo).}

Se supusermos que cada ponte de enxofre usa um átomo de enxofre por cada unidade estrutural do polí-mero (motivo), então para se formarem 100% de ligações com o enxofre necessitaríamos de 0,0147 mol de S, ou seja: 0,0147 mol × (32,06 g mol–1_{× 2) = 0,943 g.}

Para se formarem 5% de ligações necessitámos apenas de: 0,05 × 0,943 g S = 0,0472 g de S.

Actividade 4: Análise de fibras e detecção de falsificações

(página 338)

1. a) Fibras naturais: algodão, lã, linho, seda. Fibras sintéticas: poliéster, nylon, acrílico, elastano. b) Algodão e linho.

3. Resposta aberta.

Actividade 5: A reciclagem do vidro

(página 353)

1. Podem ser colocados no vidrão: garrafa, frasco, boião de vidro.

Não podem ser colocados no vidrão: vidro de janela, copo de vidro, jarra, lâmpada, vidro de automóvel, cristal, pyrex, cerâmica, entre outros.

2. O primeiro sugere o depósito no lixo, que é um comportamento do mais elementar civismo. O segundo

sugere o depósito num contentor apropriado para reciclagem, apelando à consciência ambiental.

3. a) Poupa-se energia. b) Contribui-se, por exemplo, para uma campanha de apoio a crianças ou, mais

recen-temente, de apoio às vítimas de cancro da mama. c) Evita-se poluição.

4. Pilhas, medicamentos, óleos usados, pneus usados, consumíveis informáticos, veículos em fim de vida,

equipamentos eléctricos e electrónicos, óleos alimentares usados, radiografias, rolhas, etc.

Actividade 6: Os novos materiais

(página 358)

1. Para que o supercondutor se encontre a uma temperatura suficientemente baixa para poder exibir

super-condutividade.

2. O comboio movimenta-se sem que exista atrito por contacto (linha-comboio). 3. C.

4. Aplicações actuais: óculos com lentes anti-reflexo, resistentes ao choque e repelentes ao pó, e cremes com

a capacidade de penetrar mais profundamente na pele, potenciando o efeito anti-rugas.

Aplicações futuras: máquinas inteligentes capazes de substituir os convencionais tratamentos de quimiotera-pia e radioteraquimiotera-pia, computadores com gigantesca capacidade de armazenamento, baixos consumos de energia e reduzidas dimensões, e robôs com instruções precisas para destruir as células malignas no corpo humano.

Actividade 7: Percursos

(página 362)

1. a) 313-315; 335-337; 341-346. b) 338-340; 320-321. c) 315, 340, 344. d) 321-337; 341-346. e) 329. f) 327. g) 351-352. h) 328, 330-331. i) 342, 344. j) 344-345.

5.

Textos complementares ao manual

Esta secção engloba textos com clara aproximação ao Programa, mas que se considerou representarem uma sobrecarga, caso fossem integrados no manual (destinado ao aluno). Assim, propõe-se aqui um conjunto de textos complementares que permitirão aos professores um enquadramento geral e eventual aprofunda-mento de determinados assuntos.

Unidade 1

Texto complementar 1

Palavras-chave: substância elementar, Tabela Periódica dos Elementos, metais, semi-metais, não-metais, gru-pos, períodos, série dos elementos lantanóides, série dos elementos actinóides.

A descoberta dos elementos ao longo do tempo foi, de facto, a descoberta de substâncias elementares, de que são exemplos o metal ferro, Fe (s), e o gás cloro, Cl2 (g), correspondentes aos elementos ferro, Fe, e

cloro, Cl, respectivamente. No final deste Caderno encontra-se uma tabela sobre a descoberta dos elementos. Recorde-se, contudo, que o mesmo elemento pode estar presente em substâncias elementares diferentes. É o caso do elemento oxigénio, O, nas substâncias elementares oxigénio, O2 (g), e ozono, O3 (g).

Em meados do século XIXeram conhecidas 59 substâncias elementares, e pouco se sabia sobre os átomos para além das suas massas relativas (recorde-se que a descoberta de uma estrutura nuclear para os átomos data de 1910). Assim, as primeiras tentativas de sistematização e racionalização dos conhecimentos neste campo – que culminariam na criação da Tabela Periódica dos Elementos – basearam-se, naturalmente, nas características de substâncias elementares. Duas grandes classes de substâncias elementares logo emergiram: os metais e os não-metais. Depois, viria a identificar-se um pequeno conjunto de substâncias elementares que não cabiam em qualquer destas categorias, exibindo algumas características intermédias ou, em simultâneo, características de ambas: os semi-metais, de que o silício, Si (s), e o arsénio, As (s), são dois exemplos.

As semelhanças de propriedades reconhecidas nas famílias de substâncias elementares reflectem seme-lhanças entre os respectivos elementos, por sua vez decorrentes de semeseme-lhanças nas estruturas dos corres-pondentes átomos. A cada família corresponde, assim, uma coluna de átomos na Tabela Periódica. Estas colunas estão colocadas lado a lado, de forma a respeitar-se uma ordem crescente de número atómico, dis-pondo os metais à esquerda e os não-metais à direita (inicialmente atendeu-se à ordem crescente das massas atómicas, que, com poucas excepções, viria a identificar-se com a ordem crescente da carga nuclear). Esta forma de organizar os elementos traduz a maneira como as respectivas propriedades variam regularmente com o número atómico, repetindo-se, no essencial, perante certas diferenças neste número. Por isso se fala de período e de propriedades periódicas dos elementos. Na Tabela Periódica, as colunas designam-se por

Na sua forma moderna, a Tabela Periódica tem 18 grupos, começando nos metais alcalinos e acabando nos gases raros. O hidrogénio (Z = 1), dadas as suas características especiais, não se inclui em nenhum deles, enquanto o hélio (Z = 2) é o único elemento do 1.o_{período. Os dois períodos seguintes contêm oito}

elemen-tos cada um. Isto quer dizer que, de Z = 2 até Z = 20, as propriedades, no essencial, se repetem de oito em oito no valor do número atómico (Fig. 2).

Com o potássio, K (Z = 19), inicia-se um período mais longo, de 18 elementos, até ao krípton, Kr (Z = 36). Segue-se mais um período de 18 elementos até ao xénon, Xe (Z = 54), e ainda outro que, no entanto, apresenta um salto de Z = 57 para Z = 72. Esta descontinuidade corresponde a uma sequência de 14 elementos (do cério, 58Ce, até ao lutécio, 71Lu), que se seguem ao lantânio, La (Z = 57), todos com propriedades muito

semelhantes entre si. Constituem a chamada série dos elementos lantanóides, lantanídeos, ou terras raras. Semelhante descontinuidade verifica-se a seguir ao actínio, Ac (Z = 89), com a série dos elementos

actinóides, ou actinídeos, onde se inclui o urânio, U (Z = 92).

H Li Be Na Mg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn Al Si P S Cl Ar B C N O F Ne He Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Fr Ra Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu UubUut Uuq UupUuh Uuo

La Ac 1 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 2 3 4 5 6 7

Fig. 1 Grupos e períodos na Tabela Periódica.

Fig. 2 Excerto da Tabela Periódica.

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

2He

11Na12Mg13AI 14Si 15P 16S 17Cl18Ar

Texto complementar 2

Palavras-chave: elementos mais abundantes na Terra.

São conhecidas as percentagens dos elementos mais abundantes na Terra. Trata-se de uma estimativa em termos de quantidade química, que está relacionada com o número de átomos. Em termos de massa, há que atender a que os átomos de diferentes elementos têm, em geral, massas diferentes. Um simples cálculo, utili-zando as massas atómicas dos elementos, permite obter valores em percentagem em massa a partir de dados de percentagem em número de átomos.

Note-se, por exemplo, que embora a percentagem de oxigénio seja 48,8% e a do ferro 14,3%, em número de átomos (ou em quantidade de matéria, expressa em mol), quando atendemos à diferença de massa atómica  16 para O e 56 para Fe , as percentagens em massa passam a ser, respectivamente, 30% e 35% (Fig. 3).

Que o ferro seja relativamente abundante não deve surpreender, se tivermos em atenção que o respectivo núcleo atómico é o mais estável nos processos de nucleossíntese que, depois do Big Bang, há cerca de 15 mil milhões de anos, se terão verificado nas estrelas de maior massa (centros muito compactos e quentes).

Acresce que, face à grande abundância de hélio-4, 42He, no início do Universo (além de hidrogénio),

surgi-ram predominantemente núcleos de número de massa e de número atómico múltiplos de 4 e 2, respectiva-mente. Entre os elementos mais abundantes no Universo contam-se, assim, os não-metais carbono (isótopo mais abundante, 126C) e oxigénio (isótopo mais abundante,

16

8O), e os metais magnésio (isótopo mais abundante, 24

12Mg) e ferro (isótopo mais abundante, 56 28Fe).

Mas a distribuição dos metais na Terra, e a do ferro em particular, não é uniforme. O ferro concentra-se no interior do planeta, juntamente com o níquel, surgindo na forma de iões em vários minerais na litosfera. Mesmo nos oceanos, a sua distribuição não é uniforme. Há zonas tão pobres neste elemento que o plâncton não existe, e sem plâncton não há vida superior. A experiência mostra que «adubar» certas zonas do oceano Pacífico com sulfato de ferro (II) aumenta drasticamente as respectivas flora e fauna.

Fig. 3 Abundância dos diferentes elementos na Terra.

35% Ferro 15% Silício 7% Outros 13% Magnésio 30% Oxigénio

Unidade 2

Texto complementar 3

Palavras-chave: orbitais de valência, estados de energia, termos, regra de Hund, energia correspondente a uma determinada distribuição electrónica.

Sempre que as orbitais de valência não estejam completas, há várias maneiras distintas de distribuir os elec-trões, compatíveis com a mesma configuração. Por exemplo, para o átomo de carbono, 1s2_{, 2s}2_{, 2p}2_{, os dois}

electrões p podem ser considerados na mesma orbital (2p_z, por exemplo) ou em orbitais diferentes. Estas duas situações não são equivalentes e correspondem a valores de energia diferentes; com efeito, a repulsão entre os dois electrões p não é a mesma nos dois casos. Considerados os dois electrões em orbitais p diferentes, ainda há a possibilidade de eles terem spins opostos ou spins paralelos, e isto significa, igualmente, diferenças de energia. Há, na verdade, 15 maneiras distintas de distribuir dois electrões por três orbitais, com spin ou  (com-binações de 6, 2 a 2). Estes 15 estados correspondem a cinco níveis de energia diferentes, agrupados em três grupos chamados termos. Os termos diferem em energia porque a repulsão electrónica difere; os níveis em cada termo diferem de energia porque a interacção spin-orbital não é a mesma.

Assim, à configuração 1s2 _2s2_2p2 _{do carbono correspondem cinco valores de energia! Naturalmente,}

o átomo «prefere» existir no nível de energia mais baixo. Verifica-se que o termo de energia menor é aquele em que os electrões 2p foram considerados com o mesmo spin. Esta verificação genérica é conhecida por regra de Hund (1927). Por isso se representa, por vezes, a distribuição electrónica do átomo C assim:

Note-se, no entanto, que já não é apenas a configuração electrónica que está a ser representada grafica-mente, mas, de facto, um dos (nove) estados pertencentes ao termo de menor energia.

Esta discussão ilustra também outro ponto importante. É que a energia correspondente a uma determinada distribuição electrónica não é simplesmente a soma das energias associadas a cada orbital multiplicadas pelo número de electrões em cada uma. Para o caso acima:

E (electrónica)  E1s × 2 + E2s × 2 + E2p × 2

Caso se verificasse igualdade, então haveria só um valor de energia para a configuração 1s2_2s2_2p2_.

2p 2s 1s

Texto complementar 4

Palavras-chave: energia das orbitais 3d e energia das orbitais 4s, regra «aufbau».

Com poucas excepções (por exemplo, potássio, com a configuração [Ar] 4s1_{e não [Ar] 3d}1_{), as orbitais}

3d têm energia inferior à orbital 4s. Por isso, na configuração electrónica do ferro, por exemplo, a orbital 4s é indicada depois das 3d : [Ar] 3d6_4s2_{. Pela mesma razão se diz que a dupla ionização de Fe com produção}

do ião Fe2+_{(configuração [Ar] 3d}6_{) corresponde à perda dos dois electrões 4s. Mas então por que motivo a}

subconfiguração electrónica de valência para Fe não excitado é 3d6_4s2_{e não 3d}8_?

Há três tipos de razões. Por um lado, como se referiu no Texto complementar 3, a uma mesma configura-ção podem corresponder várias energias. Depois, a energia de um determinado estado não é simplesmente a soma das energias das orbitais ocupadas multiplicadas pelo respectivo número de electrões. Finalmente, a energia associada a um certo tipo de orbitais depende do número de electrões nelas considerados. Não sur-preende, pois, que a regra do preenchimento sucessivo das orbitais de energia crescente – regra da «constru-ção» (ou «aufbau») – possa não se verificar, como sucede com Fe e muitos outros elementos de transição.

(Para uma discussão mais aprofundada, ver, por exemplo, Orbitais em Átomos e Moléculas, de V. M. S. Gil, série de manuais universitários, edição da Fundação Calouste Gulbenkian, 1996.)

Texto complementar 5

Palavras-chave: raio iónico, raio covalente, raio atómico, raio de Van der Waals.

Os iões Na+_{e Cl}–_{podem ser considerados como esféricos, definindo-se os raios iónicos supondo os iões}

representados por esferas que se tangenciam; a distância internuclear é igual à soma dos raios iónicos: 281 pm = rNa++ rCl–

Na verdade, os valores médios para rNa++ rCl–obtidos a partir de vários sais são, respectivamente, 95 e 181 pm,

cuja soma se aproxima de 281 pm.

Para moléculas, como por exemplo o Cl2, a união dos dois elementos (cloro) faz-se mediante uma ligação

covalente. Metade da distância que separa os dois núcleos de cloro (na molécula) é informativo do raio

cova-lente do cloro: a distância entre os núcleos de cloro na molécula Cl2é 198 pm, logo o raio covalente do cloro

é 99 pm.

281 pm

-No caso mais simples de metais – onde os átomos são todos iguais –, metade da distância internuclear dá o

raio atómico. Por exemplo, para o alumínio temos:

pelo que o raio atómico é 143 pm.

Num metal, existe uma forte união entre os átomos (ligação metálica), o mesmo acontecendo entre os iões de um composto iónico (ligação iónica). Embora não se tratem, literalmente, de ligações intramoleculares, ainda menos podem ser consideradas ligações intermoleculares. Em particular, a sua intensidade é mais próxi-ma da de ligações intramoleculares do que da de ligações intermoleculares. A mespróxi-ma coisa se diz das ligações em sólidos como o diamante, a grafite, a sílica. Trata-se de estruturas gigantes baseadas em ligações covalentes entre átomos. Na grafite, porém, com a sua estrutura em camadas de átomos ligados covalentemente, as liga-ções entre camadas adjacentes caem na categoria de ligaliga-ções intermoleculares.

A figura 4 mostra a variação da energia de duas moléculas monoatómicas de hélio com a distância entre os respectivos núcleos, em comparação com a curva equivalente para dois átomos H.

Duas diferenças são facilmente identificadas:

– o mínimo ocorre para uma distância internuclear muito maior no caso dos dois átomos He: 310 pm contra 74 pm;

– o valor desse mínimo de energia é muito menor para o caso de dois átomos He: cerca de 100 kJ mol–1_,

contra quase 500 kJ mol–1_.

Assim, a associação de dois átomos H à distância internuclear de 74 pm constitui uma molécula estável, com uma apreciável energia de ligação, ao passo que a associação de dois átomos He à distância de 310 pm não é suficientemente estável para se poder considerar uma molécula. Outros cálculos mais recentes indicam a ocorrência do mínimo de energia para dois átomos He para distâncias ainda maiores.

Na figura considerada, a seta indica a distância mínima a que os dois núcleos He podem chegar, num arranjo de energia igual à dos átomos separados. Porque as forças entre moléculas como as de hélio se desig-nam frequentemente por forças de Van der Waals, metade dessa distância – 128 pm – é o chamado raio de

Van der Waals do hélio.

Fig. 4 Variação da energia de dois átomos He (A) e de dois átomos H (B) com a distância internuclear.

100 200 300 400 E d / pm 0 B H2 He2 A Comprimento de ligação

2 × raio de Van der Waals

286 pm

Texto complementar 6

Palavras-chave: números quânticos, forma das orbitais, orientação espacial das orbitais.

Enquanto as orbitais s têm simetria esférica à volta do núcleo, a forma das orbitais p já apresenta dois lóbulos, um para cada lado do núcleo, e as orbitais d quatro lóbulos. A figura 5 mostra as representações das funções matemáticas respectivas.

Trata-se de curvas em duas dimensões, relativamente exteriores, como conjuntos de pontos, onde aquelas funções assumem os mesmos valores. Isto significa idêntica probabilidade electrónica nesses pontos. Como o que se representa são as funções matemáticas e não as probabilidades electrónicas, há indicações dos sinais + ou –, conforme os valores assumidos pelas funções são positivos ou negativos.

De modo a caracterizar uma orbital, no que respeita, especificamente, ao nível energético, forma e orienta-ção espacial, existe um conjunto de números quânticos: o número quântico principal, n, o número quântico de momento angular,ᐉ, e o número quântico magnético, m_ᐉ. Por exemplo, a orbital 3s é caracterizada pelos números quânticos: 3, 0, 0.

Texto complementar 7

Palavras-chave: compostos iónicos, constante de Madelung.

Para compostos iónicos, ignorando a covalência residual e considerando os iões substituídos por cargas pontuais, é possível calcular um valor teórico para a energia de rede (U ), que então se identifica aproximada-mente com a energia potencial electrostática de um conjunto tridimensional de cargas eléctricas pontuais. Para sais de fórmula MX com a estrutura de NaCl, temos

U = – M (q / r ) , M = 1,75

em que M é a chamada constante de Madelung, cujo valor depende da estrutura da rede cristalina, q é a grandeza da carga dos iões M (+) ou X (–) e r é a distância interiónica. Para NaCl temos U = –866 kJ mol–1_{, que é}

sur-preendentemente (em face das aproximações acima referidas) próximo do valor experimental, que é 766 kJ mol–1_.

+

-+

+

A B C

Fig. 5 Representação de orbitais s (A), p (B) e d (C).

x

y

+

+

Texto complementar 8

Palavras-chave: metais no organismo humano, ião complexo, hemoglobina, clorofila, hemocianina.

A importância dos metais no organismo humano é ilustrada por uma clássica personagem de banda dese-nhada, o marinheiro Popeye, que ingere espinafres, ricos em ferro, em larga quantidade, para criar músculo. Na verdade, embora esta planta contenha o elemento ferro na forma do ião ferro (II), este ião encontra-se forte-mente sequestrado por moléculas de ácido oxálico, formando um ião complexo. Tratando-se de uma associa-ção muito estável, muito pouco do elemento ferro fica, de facto, disponível para ser utilizado pelo organismo, especialmente na formação de hemoglobina. Este é claramente um problema de equilíbrio químico, com competição entre a estabilidade do complexo de Fe (II) com ácido oxálico e a estabilidade da associação à componente hemo da proteína hemoglobina.

Se o ferro é fundamental na vida de muitos animais, designadamente no transporte de oxigénio, o magné-sio é central na vida das plantas, já que a clorofila, responsável pela fotossíntese, é um complexo de Mg2+_.

Curiosamente, estes complexos têm muitas semelhanças estruturais, mas um apresenta cor vermelha e o outro cor verde. Em animais como a minhoca e o caracol, o papel do ferro é desempenhado pelo cobre, com o ião Cu2+_{envolvido num ião complexo transportador do oxigénio no organismo. Este complexo tem cor}

azul, enquanto o complexo de ferro que é a hemoglobina é vermelho. A minhoca e o caracol têm «sangue» azul.

Porém, os metais, fundamentais à vida, podem tornar-se um risco para o organismo a partir de certas doses. Por exemplo, um nível excessivo de ferro no cérebro constitui uma das condições para a ocorrência de doenças degenerativas, como a doença de Parkinson.

Texto complementar 9

Palavras-chave: ião complexo, sais de metais, orbital molecular, O.M. ligantes, O.M. não-ligantes, electrões 3d, geometria dos complexos.

Consideremos o exemplo mais simples de um ião complexo em que há apenas um electrão 3d a considerar por parte do metal: o ião hexaquotitânio (III), [Ti(H2O)6]3+, responsável pela cor púrpura das soluções

aquo-sas de sais de titânio (III) (Fig. 7).

Fig. 7 Espectro de absorção de uma solução aquosa de nitrato de titânio (III) mostrando máximo para luz verde.

Absorvância

O electrão 3d de Ti3+_{passa, no complexo, a ocupar uma orbital molecular (O.M.), podendo ser excitado}

a outra, mediante absorção de luz. Estas orbitais moleculares podem ser construídas aproximadamente por associação das orbitais de valência do átomo Ti com as orbitais de valência dos átomos O do ligando (6 molé-culas H2O para cada átomo Ti, num arranjo octaédrico). Teremos, assim, um conjunto de O.M. ligantes e um

conjunto de O.M. antiligantes. Mas há, também, um conjunto de O.M. não-ligantes devido à forma especial das orbitais 3d. Estas O.M. não-ligantes são, em boa aproximação, as orbitais 3dxy, 3dxz e 3dyz , cuja

represen-tação na figura 8 mostra que os respectivos lóbulos se desenvolvem entre os eixos x, y e z, definidos pela geo-metria octaédrica do complexo (eixos das ligações m Ti – O entre metal e ligandos).

Ora, a atribuição dos electrões de valência pelas várias O.M. coloca 12 electrões nas orbitais ligantes (seis ligações simples, dativas no sentido oxigénio-titânio) e um electrão nas orbitais não-ligantes (3dxy, 3dxz , 3dyz).

Este electrão 3d é excitável com luz de comprimento de onda de cerca de 510 nm (luz verde), passando para uma das O.M. antiligantes mais acessíveis em energia.

Texto complementar 10

Palavras-chave: cores primárias, cores complementares, mistura de pigmentos, mistura de luzes, absorção da luz, reflexão da luz.

Em termos gerais, uma primeira interpretação da cor pode fazer-se recorrendo ao jogo das cores primárias: vermelho, verde, azul. Sobrepondo as luzes com estas cores, obtém-se luz branca. Quando é absorvida uma delas, as outras duas originam cor.

Por exemplo, uma solução transparente que absorva radiações azuis é amarela, cor resultante de luz ver-melha + luz verde. É o caso de uma solução aquosa de cromato de potássio, K2CrO4. Azul e amarelo são

cores complementares, pois a sobreposição de luz azul com amarelo (amarelo = luz verde + luz vermelha) dá luz branca. Uma solução transparente que absorva radiações vermelhas é azul-celeste (ciano). É o caso de uma solução aquosa de sulfato de cobre, CuSO4. Vermelho e azul-celeste são cores complementares, pois a

sobreposição de luz vermelha com azul-celeste (azul-celeste = luz azul + luz verde) dá luz branca.

Não deve confundir-se a mistura de luzes de várias cores considerada acima com a mistura de pigmentos de várias cores. Por exemplo, misturar aguarela azul com aguarela amarela não dá cor branca, mas... verde. Com efeito, a aguarela amarela absorve luz azul (reflectindo luz vermelha + luz verde) e a aguarela azul absorve luz vermelha (reflectindo luz azul + luz verde); na mistura, é a luz verde a única a ser reflectida.

Fig. 8 Forma das orbitais 3dxy, 3dxze 3dyz, com máximos entre os eixos x, y, z.

x y + + + + + + y z z x dxy dyz dxz

Texto complementar 11

Palavras-chave: ácido Brönsted-Lowry, ácido de Lewis, base de Lewis, espécie anfotérica, basicidade dos óxidos e hidróxidos anfotéricos, pH.

O dióxido de carbono não é um ácido no sentido de Brönsted-Lowry, correspondente à cedência de iões H+_{(não há átomos H na molécula CO}

2). É, sim, um ácido no conceito mais abrangente de ácidos e bases

devido a Lewis:

– ácido de Lewis: espécie aceitadora de um par de electrões de outra, numa ligação de covalência dativa; – base de Lewis: espécie dadora de um par de electrões a outra, numa ligação de covalência dativa. De facto, a formação do ião hidrogenocarbonato, HCO3

–

, pode ser interpretada em termos da associação de um ião OH–_{da água a uma molécula CO}

2, através de um par de electrões do átomo O do ião hidróxido:

O consumo de OH–_{produz uma alteração no equilíbrio de auto-ionização da água}

2 H2O (l) u OH– (aq) + H3O+(aq)

obtendo-se um aumento da concentração de H3O+.

O mesmo tipo de reacção ocorre se NaOH, em soluções concentradas, for indevidamente guardado em frascos de vidro (feito de sílica), pois SiO2tem comportamento ácido:

SiO₂(s) + 2 NaOH (aq) u Na2SiO3(aq) + H2O (l)

Não deve surpreender que o hidróxido de alumínio, Al(OH)3, também seja anfotérico, tal como o são

o hidróxido de zinco e o hidróxido de chumbo, Zn(OH)2 e Pb(OH)2. Trata-se de sais pouco solúveis em

água, mas solúveis em ácidos

Zn(OH)₂(s) + 2 H₃O+(aq) A Zn2+_{(aq) + 4 H} 2O (l)

e em bases

Zn(OH)₂(s) + 2 OH–_{(aq) A}

_[Zn(OH)

4

]

novamente com a formação de um ião complexo (ião tetra-hidroxozincato).

O mesmo se verifica com os hidróxidos de alguns metais de transição, designadamente Cu(OH)2 e

Cr(OH)3. Por exemplo,

Cr(OH)₃(s) + 3 H₃O+_{(aq) A Cr}3+_{(aq) + 6 H} 2O (l)

Cr(OH)3(s) + 3 OH–(aq) A

[Cr(OH)

]

Note-se que as características básicas dos óxidos e hidróxidos anfotéricos se devem directamente, à presença dos iões O2–_{ou OH}–_{. Por exemplo, a reacção}

Zn(OH)2(s) + 2 H3O+(aq) A Zn2+(aq) + 4 H2O (l)

pode ser interpretada através do equilíbrio

Zn(OH)2(s) u Zn2+(aq) + 2 OH–(aq)

O C O + O H O O O C H O O O C H O O O C u a a H

afectado pela reacção

OH–_{(aq) + H}

3O+(aq)  2 H2O (l)

De facto, somando estas duas equações (depois de multiplicada a 2.a_{por 2), membro a membro, obtém-se}

a de partida.

Por outro lado, as características ácidas exigem a intervenção directa do ião metálico, não mais um ião espectador como Na+_{, por exemplo:}

Zn2+_{(aq) + 4 OH}–_{(aq) u}

_[Zn(OH)

]

Segundo esta equação, o ião Zn2+_{(aq) é um ácido fraco.}

Texto complementar 12

Palavras-chave: cálculo de pH.

O Programa do 12.o _{ano não inclui o cálculo de pH em situações de maior complexidade química.}

Por outro lado, no 11.o _{ano, embora de forma não muito profunda, é realizado algum cálculo de pH.}

Apre-sentamos três situações que, não sendo explicitamente do Programa, podem a ele ser ligadas e satisfazer alu-nos mais exigentes ou turmas mais interessadas.

Cálculo do pH de uma solução tampão antes e depois de pequena adição de ácido ou base

de sódio 0,300 mol dm–3_{, com K}

a= 1,75 × 10–5.

1. Cálculo do pH da solução tampão

A equação química associada ao tampão ácido acético/acetato de sódio é:

CH3COOH (aq) + H2O (l) u CH3COO–(aq) + H3O+(aq)

Pode verificar-se que o pH é dado por:

pH = pKa+ log Cb/Ca

Como Cb= Ca

pH = pKa= –log (1,75 × 10–5) = 4,76

2. Adição de 1,50 cm3_{de HCl (aq) 0,102 mol dm}–3

A adição de H3O+vai fazer com que se consuma acetato, deslocando a reacção no sentido da formação

de ácido acético.

ninicial(ácido acético) = 0,300 mol dm–3× 0,100 dm3= 3,00 × 10–2mol

ninicial(ião acetato) = 0,300 mol dm–3× 0,100 dm3= 3,00 × 10–2mol

CH3COOH (aq) + H2O (l) u CH3COO–(aq) + H3O+(aq)

3,00 _{× 10}–2_{mol 3,00 × 10}–2_{mol (1,53 × 10}–4_{+ 1,75 × 10}–5_mol)

(reacção à adição de ácido) +1,53 _{× 10}–4 _{mol –1,53 × 10}–4_{mol –1,53 × 10}–4_mol

3,02 _{× 10}–2 _{mol 2,98 × 10}–2_{mol 1,75 × 10}–5_mol

pH = pKa+ log Cb/Ca= 4,76 + log (2,98/3,02) = 4,75

3. Adição de 1,50 cm3_{de NaOH (aq) 0,102 mol dm}–3

A adição de OH–_{vai fazer com que se consuma ácido acético, deslocando a reacção no sentido da}

for-mação de ião acetato, pelo que, no novo equilíbrio,

C_a = 2,98 × 10–2_{mol dm}–3

Cb = 3,02 × 10–2mol dm–3

pH = pK_a+ log C_b/C_a= 4,76 + log (3,02/2,98) = 4,77

O problema da contribuição da água nos cálculos de pH

Tome-se o exemplo de uma solução de HCl, 10–8_{mol dm}–3_{. Em vez de}

|

|

cor-rectamente,

|

|

sendo a primeira parcela a contribuição do ácido e x a da água. Note-se que x 1,0 × 10–7_{, pois a ionização}

da água

2 H2O (l) u H3O+(aq) + OH–(aq)

é alterada, mais precisamente dificultada, pela adição dos iões H3O+ de HCl; x será, pois, inferior a

1,0 × 10–7_{. Como |OH}–_| e tem só a contribuição de H2O, é

|

_|

|

_|

|

|

Por resolução da equação do 2.o_{grau, vem}

x =

_|

_|

|

|

(A outra solução, x = –1,05 × 10–7_{, não tem significado, pois conduziria a um número negativo de moles}

de OH–_{em equilíbrio.)}

Terá de ser efectuado idêntico tratamento com soluções muito diluídas de bases fortes e com soluções de ácidos ou bases muito fracos.

«Degrau» na curva de titulação

Tome-se o exemplo da titulação de 50,0 cm3_{de KOH (aq) 0,020 mol dm}–3_{com HCl (aq) 0,100 mol dm}–3_,

em que se pretende conhecer o valor de pH quando se adiciona sucessivamente: 2, 10 e 12 cm3_{de ácido.}

1. 0 cm3_{de HCl (aq) adicionado}

Kw=

|

| |

|

|

|

|

|

pH = –log

_|

|

2. 2,00 cm3 _{de HCl (aq) adicionado}

A adição de HCl vai fazer com que se consumam iões OH–_{, deslocando a reacção no sentido da}

forma-ção do sal, cloreto de potássio.

A equação química inerente a esta reacção é:

HCl (aq) + KOH (aq) u KCl (aq) + H2O (l)

com a reacção iónica a ser descrita por:

H3O+(aq) + OH–(aq) u 2 H2O (l)

Importará, pois, conhecer a quantidade (em mol) de OH–_{presente no titulado e a quantidade de H} 3O+

adicionada.

n(OH–_{) = 0,020 mol dm}–3_{× 0,0500 dm}3_{= 1,00 × 10}–3_mol

n(H3O+) = 0,1000 mol dm–3× 0,00200 dm3= 2,00 × 10–4mol

pelo que, graças a

H3O+(aq) + OH–(aq) u 2 H2O (l)

a concentração de OH–_{na solução será:}

[OH–_{] = (1,00 × 10}–3 _{– 2,00 × 10}–4_{) mol/(0,0500 + 0,00200) dm}3_{= 1,54 × 10}–2_{mol dm}–3

e

|

|

pH = –log

_|

|

3. 10,0 cm3_{de HCl (aq) adicionado}

Agora, têm-se as seguintes quantidades:

n(OH–_{) = 0,0200 mol dm}–3_{× 0,0500 dm}3 _{= 1,00 × 10}–3_mol

n(H3O+) = 0,1000 mol dm–3× 0,0100 dm3 = 1,00 × 10–3mol

o que corresponde a equivalência em

H3O+(aq) + OH–(aq) u 2 H2O (l) e

|

|

_|

|

n(OH–_{) = 0,0200 mol dm}–3_{× 0,0500 dm}3 _{= 1,00 × 10}–3_mol