175916624-Quimica-Jogo-de-Particulas-Professor.pdf

Índice Introdução

. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . 3

Estrutura do Projecto Avaliação Aval iação em Quím Química ica

. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . 5

. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. . . . . . . .. . . . . . . . .. .

9

Objectivos de Aprendizagem

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 Unidade Unida de 1 – Química e Indústria: Equilíbrio e Desequilíbrios Desequilíbrios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 Unidade Unida de 2 – Da Atmosfera Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra Terra e para a Terra Terra . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

Anexos Ane xos Anexo 1 – Registo Anexo Registo dos trabalhos trabalhos de de casa efectua efectuados dos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23 Anexo 2 – Grelha de observação observação de comportamento comportamento em aula prática prática . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24 Anexo 3 – Grelha de avaliação de relatórios relatórios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

Índice de Fichas Formativas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

27

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 acrescentar. 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! As autoras

3

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 tratado numa aula, cabendo ao professor esta decisão, tendo em conta a natureza 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 verificação 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 informações 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.

5

Caderno de Apoio ao Professor • Jo go de Pa rt íc ul as • 11. o an o

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 visita de estudo (VE)* a uma instalação 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 preparação, de modo a evitar riscos e a rentabilizar o tempo dedicado à visita. Neste trabalho de preparação, 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

* Ver Programa 11.º ano, página 21.

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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; R fichas formativas – propostas de actividades complementares às incluídas no manual.

7

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 disciplinar. 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 comportamentos/atitudes em aula prática (ver Anexo 2, na página 24).

9


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.

10

Objectivos de Aprendizagem

Unidade 1

Química e Indústria: Equilíbrios e Desequilíbrios Objectivos

1. O amoníaco como matéria-prima A importância do amoníaco 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 alimentares.

17

Associar o contacto com o amoní aco, no es tado gasos o e em so lução aquos a, 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, considerados matérias particuladas (PM10 e PM2,5 ), e a óxidos de azoto com implicações para a saúde e ambiente.

18

Reacções químicas e equações químicas Quantidade em química – mole Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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 especificadas).

27–28

Constatar que, em função da definição da grandeza quantidade de substância, o número de entidades (N) presentes numa amostra é proporcional à quantidade de substância respectiva (n) , sendo a constante de proporcionalidade a constante de Avogadro (6,022 × 1023 mol –1).

27

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

27

11


Informações quantitativas de fórmulas químicas e de equações químicas 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 finalidades 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

Rendimento de uma reacção química Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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 substância 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.


1 aula

R Calcular o rendimento da síntese.

2. Síntese do amoníaco e balanço energético Energia e reacções químicas

12

Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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 (∆H 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


3. Produção industrial do amoníaco O equilíbrio químico Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Interpretar uma reacção completa como aquela em que pelo menos um dos seus reagentes atinge valores de concentração não mensuráveis facilmente e uma reacção incompleta como a reacção em que nenhum dos reagentes 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 representações simbólicas dos intervenientes na reacção.

63

Identificar a reacção directa como a reacção em que, na equação química, os reagentes se apresentam à esquerda das setas e os produtos à direita das mesmas e reacção inversa aquela em que, na equação química, os reagentes 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, diminuem 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 equil íbrio dinâmico ao estado de equil íbrio de um s istema, 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 equilíbri o a todo o estado de um sistema em que, macroscopicamente, não s e registam variações de propriedades físico-químicas.

66

Associar o equil íbrio quími co homogéneo ao estado de equil íbrio 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

Diferentes estados de equilíbrio de um sistema reaccional Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Escrever as expressões matemáticas que traduzem a constante de equilíbrio em termos de concentração (K c) de acordo com a Lei de Guldberg e Waage.

75

Relacionar a extensão de uma reacção com os valores de K c dessa reacção.

76

Relacionar o valor de K c com K’ c , sendo K’ c a constante de equilíbrio da reacção inversa.

77

Utilizar os valores de K c da reacção no sentido directo e K’ c da reacção no sentido inverso, para discutir a extensão relativa daquelas reacções.

77

13


Quociente de reacção Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Traduzir quociente da reacção, Q , através de expressões idênticas às de K em que as concentrações dos componentes da mistura reaccional são avaliados em situações de não equilíbrio (desequilíbrio).

85–86

Comparar valores de Q com valores conhecidos de K c para prever o sentido da progressão da reacção relativamente a um estado de equilíbrio.

86

4. Controlo da produção industrial Alteração do estado de equilíbrio de um sistema Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Referir os factores que podem alterar o estado de equilíbrio de uma mistura reaccional (temperatura, concentração 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 produtos 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 reacção por variação de temperatura, da concentração ou da pressão da mistura reaccional.

91–96

R Estudar o efeito da variação da temperatura no equilíbrio homogéneo CoC  2 · x H2O (aq) → ← CoC  2 · (x - y) H2O (aq) + y H2O (  )

R Estudar o efeito da variação da concentração no equilíbrio homogéneo 2– 2 CrO42– (aq) + 2 H+ (aq) → ← Cr 2O7 (aq) + H2O (  )


1 aula

O equilíbrio químico e a produção de amoníaco Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Discutir o compromisso entre os valores de pressão e temperatura e o uso de catalisador para optimizar a produção de amoníaco na mesma reacção de síntese.

97

Associar o proces so de obtenção do amoní aco conhecido como proces so 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 preferência uma indústria química, onde se verifique a variação da temperatura no equilíbrio homogéneo.

14

Visita a uma instalação industrial


Unidade 2

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

1. Água da chuva, água destilada e água pura A água na Ter ra Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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 demográfico, 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

Soluções aquosas; ácidas, básicas e neutras Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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

15


A auto-ionização da água A ionização de ácidos e bases Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Caracterizar o fenómeno da auto-ionização da água em termos da sua extensão e das espécies químicas envolvidas.

123

Ex pl icita r o ef ei to d a va ri aç ão da tempera tura na a uto-i oni zaç ão da água com ba se n a Lei de Le C ha teli er.

12 3

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. Explicitar os significados de ionização (de um ácido e de algumas bases) e de dissociação (de um hidróxido e de um sal).

125–126 127

R Classificar uma solução aquosa como ácida, neutra ou alcalina a partir da medição do pH ou do uso de indicadores.

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

R Verificar a v ariação do valor do pH p rovoca do 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.

16


1 aula


2. Águas minerais e de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas Aplicação das constantes de equilíbrio à ionização de ácidos e de bases Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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

132

Comparar as constantes de acidez (K a) e de basicidade (K b) de um par ácido-base conjugado.

133

Relacionar, para um dado par conjugado ácido-base, o valor das constantes K a e K b.

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 u m par conju gado ácido-base, em q ue a s formas á cida e básica s ão responsáveis 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 A.L. 2.2

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.

Caderno de Actividades Laboratoriais – Págs. 33–39

2 aulas

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

Soluções aquosas de sais 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

17


Titulação ácido-base Objectivos de aprendizagem

Página(s)

Interpretar uma reacção entre um ácido forte e uma base forte.

152

Associar o p onto de equivalência à situa ção em q ue a reacçã o química entre as duas soluções é completa e o ponto final de uma volumetria à situação em que se detecta experimentalmente uma variação brusca de uma propriedade física ou química 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 turvação, a mudança de coloração na solução ou a mudança de cor de uma substância intencionalmente adicionada 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. Indicar alguns dos indicadores mais vulgarmente utilizados: a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o alaranjado de metilo.

153–154 154

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.


2 aulas

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 ligação química nos sais Objectivos de aprendizagem Interpretar a estrutura de sais em termos das ligações químicas neles existentes. Explicitar o significado da ligação iónica distinguindo-a da ligação covalente.

18

Página(s) 158 158–160

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


3. Chuva ácida Acidificação das chuvas Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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

168

referência

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, NOx e 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 correspondentes 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 neces sidade do estab elecimento de acord os internacionais para minorar os probl emas 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

19


4. Reacções de oxidação-redução Os conceitos de reacção de oxidação-redução Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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-meta l à possibil idade do metal se oxidar com reduçã o simultânea do ião hidrogénio.

177

Reconhecer que existem espécies químicas que podem comportar-se como espécie oxidada ou espécie reduzida 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 oxida ção.

180

Enumerar alguns elementos que podem apresentar diferentes estados de oxidação.

180

Associar o número de oxidação de um elemen to constituin te de um ião monoatómico a o valor da carga eléctrica deste último.

180

Associar o número de oxida ção 0 ( zero) aos elementos quando constituintes de s ubstâ ncias elementares e diferente de zero quando constituintes de substâncias compostas.

180

Usar o conceito de número de oxidação na identificação das reacções de oxidação-redução.

183–184

Força relativa de oxidantes e redutores Objectivos de aprendizagem 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. Interpretar a corrosão dos metais como uma reacção de oxidação-redução.

R Organizar uma série electroquímica. R Seleccionar um metal a usar como protecção de outro.

20

Página(s)

190–192 193


1 aula


5. Mineralização e desmineralização de águas Mineralização das águas. Dissolução de sais Objectivos de aprendizagem

Página(s)

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 solubilidade 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, K s.

203

Relacionar a solubilidade, s, com a constante do produto de solubilidade, K s.

204

Associar dureza total de uma água à p resença predominante dos catiões cálci o e magnésio. Interpretar a origem da dureza de uma água em casos particulares: tipo dos solos e adição de compostos de cálcio nas Estações de Tratamento de águas.

217

Prospectivar consequências da dureza de uma água a nível doméstico (alimentação, higiene, limpeza e electrodomésticos 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 princí pios subjacentes à medição e transf erênci a d e sólidos e líquidos.


2 aulas

R Proceder à recuperação/eliminação dos materiais utilizados, de acordo com as regras de segurança. R Associar a d ureza total de uma água à p resença 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.


1 aula

R Conhecer processos de minimizar a dureza das águas.

21


Formação de precipitados 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 p recipitação selec tiva de sais à evaporação do solvente.

213

Associar a p recipitação selec tiva de sais à adição de um precipitante.

213

Variação da solubilidade de sais. Solubilização de precipitados Objectivos de aprendizagem 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. Interpretar a desmineralização da água do mar.

22

Página(s)

219 220–222


ANEXO 1

– Registo dos trabalhos de casa efectuados

Turma _______________________________

Mês de _______________________________ Número _____

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

F – Fez o trabalho de casa. N – Não fez o trabalho de casa. P – Fez parte do trabalho de casa.

Observações: ______________________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________________________________

23


a c i t á r p a l u a m e o t n e m a t r o p m o c e d o ã ç a v r e s b o e d a h l e r G – 2 O X E N A 24

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ e d s ê M

s s e o õ d a t ç a t s i a v l g r u e e s R s e b r o e

o a ã d ç a v a t r a e s D b o

s o g a t a f r a u e c c r e a u t x e E s s a a

o a ã d ç a v a r t a e s D b o

o s o o u d e h a s l a d i o b a u n c r t É

r s i u o l o o m v h l o e a c o b e s a r t t u a c g o s e i l d o D c



s e z e v r o P – V P

l a o o l t ã n o ç e c e a d a u o v m g t i t a r e o r a e S r e s p p D b o o x e

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ a m r u T

e r a a d p i o m a o d a ã c s e d ç a o m v a a r t o e z i ã d a e l s D i b t ç c s o U o e r h r l o c l a i r e i t o o a r m ó o m t a ã c a d ç a r v a o o a r t z o b a e i l ã a s i D b t ç l o c e U e d r r o c a ç n e s a c a r e g r d e u e r g b s e s O à e d

a c n u N – N

o a ã d ç a v a t r a e s D b o

o o r e n u e m o l a m n ú e o N d

e r p m e S – S


s o i r ó t a l e r e d o ã ç a i l a v a e d a h l e r G – 3 O X E N A

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ e _ d _ _ s _ ê _ M _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ o _ h _ l _ a _ b _ a _ r t _ _ o _ d o l u t í T

a m r u T

o ã a s c t u i í l c r c n o e C

s o e d a s i t l l á u s n e r A e d

s o l u c l á C

s / e s õ o ç t s a v i g r e e s R b o

l a t n e m i r e p x e o l o c o t o r P

r a s o s d e o c o r M p e d

/ s l e t a i r n e t e a g a e M r

o ã a ç c u i d r ó o r t e t n I

o o l h v i a t c b a e j r b t o O d

s o s o i o r r ó t a ã ç e r a t a a i m l l p e â r r a v a a s P o d

R a v

i t c e p s o e r ã ç e a t s o n c e t I

o

R p u r

G / o n u l A

R

25

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

27

Ficha formativa – Unidade 1 Escola Nome

Turma

N. o

Reacções químicas e equações químicas Quantidade em Química – mole 1. Considere os seguintes esquemas químicos: (A) N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) (B) Na2SO4 (aq) + Pb(NO3)2 → PbSO4 (s) + Na3PO4 (aq) (C) H2SO4 (aq) + KOH (aq) → K2SO4 (aq) + H2O () (D) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO 2 (g) (E) HC (aq) + Mg (s) → MgC2 (aq) + H2 (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

146,1 g de NaC

28

II

2,50 mol de HC

III

250 ml de 1 solução 10 mol dm–3 em NaOH


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 × 1024 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 –) 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.

29

Respostas 1. 1.1 (A) N2 (g) + 3 H2 (g) → NH3 (g) (B) Na2SO4 (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → PbSO4 (s) + 2 NaNO3 (aq) (C) H2SO4 (aq) + 2 KOH (aq) → K2SO4 (aq) + 2 H 2O () (D) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO 2 (g) (E) 2 HC (aq) + Mg (s) → MgC2 (aq) + H2 (g)

1.2 a) (C)

c) (A)

b) (D)

d) (B)

1.3 (B) Pb2+ (aq) + SO42– (aq) → PbSO4 (s) Iões espectadores: Na+ e NO3– (E) 2 H+ (aq) + Mg (s) → Mg2+ (aq) + H2 (q)

Iões espectadores: C–

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 × 1023 = 1,5 × 1024 iões Na+ (C) Falsa; mamostra III = 100 g ; mamostra II = 91 g (D) Verdadeira; nI = 2,5 mol NaC ; nIII = 2,5 mol NaOH nI 2 ,5  nIII =  = 1

2, 5

3. (A) Amostra A (1 mol de átomos de Mg). (B) Maior. Amostra B – número de unidades estruturais = 0,25 × 3 × 6,022 × 1023 iões

Amostra C – número de unidades estruturais = 0,5 × 6,022 × 1023 moléculas. (C) A amostra B contém 0,25 mol CaC 2.

Em 0,25 mol CaC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 – = 2 × 0,25 × 6,022 × 1023.

Número de moléculas CO 2 = 0,5 × 6,022 × 1023. O número de iões C – presentes em B é igual ao número de moléculas de CO 2 presentes em C.

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

30


Turma

N.o

Cálculos estequiométricos reagente limitante; impurezas; rendimento de uma reacção química 1. O óxido de cálcio (CaO) dissolve-se em ácido muriático (HC), originando cloreto de cálcio (CaC 2) e água. CaO (s) + 2 HC (aq) → CaC2 (aq) + H2O ()

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 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

2.1 Para que a combustão de 581 g de butano seja completa são necessários... (A) …65 moles de O2 (B) …3,91 × 1025 moléculas de O2 (C) …2250 g de O2 (D) …1456 L de O2

Escolha a opção errada.

2.2 Complete a frase seguinte: «Se adicionarmos massas iguais de C 4H10 e O2, o reagente limitante é _________________ .» 2.3 Classifique cada uma das frases seguintes como verdadeira ou falsa. (A) O volume de CO2 é 4/5 do volume de H2O. (B) Os volumes de CO2 e de H2O, nas mesmas condições de pressão e temperatura, são iguais. (C) As massas de O2 e de H2O são iguais.

3. O lítio é um das poucas substâncias que reage directamente com o azoto: 6 Li (s) + N2 (g) → 2 Li3N (s) Que quantidade de Li3N pode ser preparada a partir de 4,50 g de metal lítio e de 10,0 g de azoto?

31


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: CO2 (g) + Ca(OH)2 (aq) → CaCO3 (s) + H2O () 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 oC, 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; b) o volume de hidrogénio que se libertou.

32

Respostas 1. 1.1 mHC = 9,5 g HC 56 g CaO 13,0 g CaO 1.2 = 23 6,022 × 10 moléculas de H2O x

 

x = 1,40 × 1023 moléculas de H2O

2. 2.1 (A) Verdadeira; 581 g C 4H10 correspondem a 10 mol 2 mol C4 H10 10 mol C4H10   = x 13 mol O 2 x = 65 mol O2





(B) Verdadeira; número de moléculas de O2 = 65 × 6,022 × 1023 = 3,91 × 1025 moléculas de O2 (C) Falsa; mO2 = 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 n=



0,64 mol Li

0,64 mol Li 2 mol Li N ⇔ n = 0,213 mol Li N  6 mol Li ×

3

3

4. a) mCaCO3 = 4,71 g b) n = 4,7 × 10–2 mol CO2

5. a)

6

2 23 g Na 4,8 1 0 g Na =    2 49 g NaC N × ×

×

x

x = 10,226 × 106 g NaCN 9 × 106 = × 100 ⇔ 10,22 × 106



b)



= 88%

2 49 g NaCN 9,00 10 g NaCN =  V   3 22,42 dm H ×

×

×

3

6

2

V = 6,2 × 106 dm3 H2

33


Turma

N. o

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 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g) ; ∆H = –93 kJ Considere: EN

N



= 945 kJ ; EH – 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) C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O ()

∆H = –1299,6 kJ

(B) C (s) + O 2 (g) → CO2 (g)

∆H = –393,5 kJ

(C) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O ()

∆H = –285,9 kJ

Determine o calor de formação do etino (acetileno) para a reacção: 2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g)

34

Respostas 1. (B) e (D) 2. (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Verdadeira. (D) Falsa. 3. 3.1 Reacção exotérmica. 3.2 EN – N = 391 kJ 3.3

4. Calor de formação: 226,7 kJ.

35


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 (g) + O2 (g) ← → 2 H2O (g) + 2 C2 (g) (C) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ← → 4 NO (g) + 6 H 2O (g) (D) C2 (g) + 3 F 2 (g) ← → 2 CF3 (g)

3. Numa das etapas de fabricação do ácido sulfúrico, ocorre a transformação de dióxido de enxofre em trióxido de enxofre: 2 SO2 (g) + O2 (g) ← → 2 SO3 (g) A certa altura existem, a uma dada temperatura, num recipiente fechado de 4,0 L de capacidade, em equilíbrio, 0,80 mol de SO2 , 40,0 g de O 2 e 1,2 × 1024 moléculas de SO3. Calcule a constante de equilíbrio K c, a essa temperatura.

4. Num balão com 1,0 dm 3 de capacidade são introduzidos 5,0 mol de N2O4. Esta substância, em determinadas condições de pressão e temperatura, decompõe-se de acordo com a equação: N2O4 (g) ← → 2 NO2 (g) Quando se atinge o equilíbrio, o sistema reaccional ainda contém 119,5 g de N 2O4. a) Calcule o valor da constante de equilíbrio. b) Que percentagem de reagente se consumiu?

36


5. A reacção que se segue tem a constante de equilíbrio, K c, igual a 3,07 × 10–4, a 25 oC. 2 NOBr (g) ← → 2 NO (g) + Br2 (g) No quadro que segue estão registadas as concentrações em mol dm –3 da mistura reaccional em diversos estados, à temperatura de 25 oC. [NOBr]

[NO]

[Br2]

A

0,0110

0,0151

0,0108

B

0,115

0,0169

0,0140

C

0,181

0,123

0,0201

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: N2 (g) + O2 (g) ← → 2 NO (g)

(∆H > 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.»

37

Respostas

1. (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Verdadeira. (D) Falsa. (E) Verdadeira. (F) Falsa. 2.

2

(A) K c =

[NOBr]e  [NO]e2 [Br2]e

(B) K c =

[H O] [C ]  [HC ] [O ]

(C) K c =

[NO] [H O]  [NH ] [O ]

2

2 e  e4

4 e

2 e2

2 e

2

4 3 e

6 e 5 2 e

[CF3]e2 (D) K c = [C2]e [F2]3e

 2

[SO3]e 0 ,52 3. K c =   ⇔ K c =  2 [SO2]e [O2]e 0,20 2 × 0,31

0 ,2 5 0 ,0 1 24

⇔ K c =  ⇔ K c = 20

4. a) K c = 4,21 b) % de reagente consumido = 74%

5. a) B b) A e C; Qc > K c. A reacção ocorre no sentido de formação dos reagentes, ou seja, no sentido directo.

6. (A)

38


Turma

N.o

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 (HC ); ácido fosfórico (H3PO4) e ácido carbónico (H2CO3). As constantes de acidez destes ácidos são: K a (HC)



1,0 × 107; K a (H3PO4) = 7,5 × 10–3; K a (H2CO3) = 4,6 × 10–7

Com base nestes dados, escolha a(s) opção(ões) correcta(s). (A) H2CO3 é o ácido mais fraco dos três. (B) H3PO4 é o ácido mais forte porque é o que apresenta maior número de átomos de hidrogénio por molécula. (C) H2CO3 é mais forte do que o HC  porque as suas moléculas possuem mais átomos de oxigénio. (D) HC 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 concentração 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 NH3. K b (NH3) = 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 (HC ) 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?

39


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 hidróxido 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? 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 preparada, até ao desaparecimento da cor. O volume de solução ácida gasto foi de 25,0 mL. Indique, justificando, se a solução de hidróxido de sódio estava isenta de impurezas.

40

Respostas

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 dm3 ⇔ V ácido a retirar = 3,75 mL

Adicionar água a 3,75 mL de solução de HC  até prefazer o volume de 250 mL. c) Contém impurezas.

41


N. o

Turma

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: O2 ; CO32– ; O3 Segundo a regra do octeto, escreva as fórmulas de estrutura destas espécies químicas.

3. O potássio é um elemento do grupo 1 e o cloro, bromo e o iodo são elementos do grupo 17 da Tabela Periódica. As electronegatividades destes elementos, na escala de Pauling, constam na tabela seguinte: Elemento

Electronegatividade

K

0,8

C

3,0

Br

2,8

l

2,5

a) Escreva, por ordem crescente de carácter iónico da ligação metal não-metal, os seguintes sais: cloreto de potás-

sio (KC), brometo de potássio (KBr) e o iodeto de potássio (Kl). Justifique a resposta. b) Na ligação potássio-cloro, a qual dos átomos se atribui a carga negativa? Porquê? c) Represente na notação de Lewis: c.1) um átomo de potássio; c.2) um átomo de brom; c.3) uma molécula de iodo; c.4) cloreto de potássio.

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Respostas 1. (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Verdadeira. (D) Verdadeira. 2.

3. a) KI < KBr < KC b) Cloro. Possui maior valor de electronegatividade. c) c.1) c.2) c.3) c.4)

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Turma

N. o

Equilíbrio oxidação-redução Oxidantes e redutores; números de oxidação; pares redox; acerto de equações redox; série electroquímica 1. Considere as seguintes fórmulas químicas: (A) Na2CO3 (B) C2H4 (C) H2O2 (D) MnO4– (E) CO (F) CrO2– (G) CH3COOH (H) KCO2 (I) [Co(NH3)6]3+

De entre os elementos sublinhados, indique: a) o que apresenta maior número de oxidação; b) o que apresenta menor número de oxidação; c) os que apresentam igual número de oxidação; d) o que tem número de oxidação +4; e) o que tem número de oxidação –1.

2. Considere as fórmulas químicas: P2O5 ; H4P2O7 ; P4 ; Ca3(PO4)2 ; Na2HPO3 Os números de oxidação do fósforo nestas substâncias são, respectivamente: (A) 0, +5, 0, +6, +3 (B) +5, +5, 0, +5, +3 (C) +5, +10, +4, –5, +4 (D) +5, +10, 0, +5, +3 (E) –5, –5, 0, –5, –3

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3. A água de Javel é uma solução equimolar de cloreto de sódio e de hipoclorito de sódio (Na + + CO–). Quando se adiciona uma solução de ácido clorídrico à água de Javel verificam-se duas reacções químicas, em simultâneo, representadas a seguir: CO– (aq) + H3O+ (aq) → HCO (aq) + H2O () (1) CO– (aq) + C– (aq) + 2 H3O+ (aq) → C2 (aq) + 3 H2O () (2) a) Escreva os pares ácido-base conjugados da equação (1). b) A água de Javel tem um pH superior ou inferior a 7? Justifique. c) Mostre que a reacção (2) é uma reacção de oxidação-redução de dismutação. d) Escreva os pares conjugados de oxidação-redução.

4. Ao aquecer o dicromato de amónio forma-se o gás azoto, água e óxido de crómio (III). a) Escreva o esquema químico referente à reacção acima indicada. b) Determine o elemento que se oxida e o elemento que se reduz, calculando a variação do número de oxidação. c) Identifique a espécie química oxidante e a espécie química redutora. d) Indique os pares conjugados de oxidação-redução.

5. Acerte as equações de oxidação-redução seguintes. (A) H2S (aq) + Cr 2O72– (aq) → Cr3+ (aq) + S (s)

(em meio ácido)

(B) PbO2 (s) + Mn2+ (aq) + SO42– (aq) → PbSO4 (aq) + MnO4– (aq) (C) MnO4– (aq) + l– (aq) → MnO2 (s) + l2 (aq)

(em meio alcalino)

6. Considere a reacção de oxidação-redução: A (s) + Zn2+ (aq) → A3+ (aq) + Zn (s) a) Acerte a equação. b) Se mergulhar uma placa de alumínio numa solução de sulfato de zinco, o que acontece?

Justifique. c) De entre as afirmações seguintes, indique a falsa. (A) O alumínio foi oxidado. (B) O catião zinco é um oxidante mais forte do que o catião alumínio. (C) O alumínio tem menor poder redutor do que o zinco.

45

Respostas 1. (A) n.o. (C) = +4 (B) n.o. (C) = –2 (C) n.o. (O) = –1 (D) n.o. (Mn) = +7 (E) n.o. (C) = +2 (F) n.o. (Cr) = +3 (G) n.o. (C) = 0 (H) n.o. (C) = +3 (I) n.o. (Co) = +3 a) (D)

b) (B)

c) (F), (H) e (I)

d) (A)

e) (C)

2. (B) 3. a) HCO/CO– ; H3O+/H2O b) Superior a 7. c) CO– + C– + 2 H3O+ → C2 + 3 H2O 0

+1 –2 –1

oxidação redução

d) C2 /CO– ; C–/C2

4. a) 2 NH+4 + Cr2O72– → N2 + 4 H2O + Cr2O3 –3

+6

0

b) O elemento que se oxida: N

O elemento que se reduz: Cr

+3 –2

∆ n.o. = +3 (–3 para 0) ∆ n.o. = –3 (+6 para –3)

c) Espécie química oxidante: Cr 2O72–

Espécie química redutora: NH 4+

d) Cr2O72–/Cr2O3 ; N2/NH4+

5. (A) 9 H2S (aq) + 2 Cr 2O72– (aq) + 10 H + (aq) → 9 S (s) + 4 Cr3+ (aq) + 14 H2O () (B) 5 PbO2 (s) + 5 SO42– (aq) + 2 Mn2+ (aq) + 4 H + (aq) → 5 PbSO4 (aq) + 2 MnO 4– (aq) (C) 2 MnO–4 (aq) + 4 H 2O () + 6 I– (aq) → 2 MnO2 (s) + 8 OH – (aq) + 3 I 2 (aq)

6. a) 2 A (s) + 3 Zn2+ (aq) → 2 A3+ (aq) + 3 Zn (s). b) O zinco metálico deposita-se sobre a placa de alumínio. c) (C)

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Turma

N.o

Mineralização das águas. Dissolução de sais Produto de solubilidade; relação entre solubilidade e o produto de solubilidade; formação de precipitados 1. Considere os seguintes compostos iónicos: iodeto de prata; sulfureto de prata; fosfato de cálcio. a) Escreva a expressão dos produtos de solubilidade para cada um destes sais. b) Estabeleça a relação entre a solubilidade (s) e o produto de solubilidade ( K s).

2. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes afirmações. (A) O valor de K s de um dado composto é independente da temperatura. (B) De dois sais com fórmulas estequiométricas idênticas, a de maior valor de K s é a que tem maior valor de solu-

bilidade. (C) Numa solução insaturada, o valor do produto iónico é superior ao valor de K s. (D) O valor da solubilidade e do produto de solubilidade é maior em água do que numa solução que contenha

um ião comum. (E) O produto de solubilidade é uma constante de equilíbrio.

3. Determine a solubilidade das seguintes substâncias, expressa em mol dm–3 e g dm–3: (A) Carbonato de prata. (B) Hidróxido de alumínio.

Dados: K s (carbonato de prata) = 7,7 × 10–13; K s (hidróxido de alumínio) = 1,8 × 10–33

4. À temperatura de 50 oC, uma solução aquosa de hidróxido ferroso (Fe(OH) 2) tem pOH = 4. Determine o produto de solubilidade deste composto. 5. Misturaram-se as seguintes soluções: 1,00 L de solução 1,0 × 10–4 mol dm–3 em NaOH com 1,00 L de solução 2,0 × 10–3 mol dm–3 em MgSO4. Haverá precipitação? Justifique. K s (Mg(OH)2) = 1,0 × 10–5

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175916624-Quimica-Jogo-de-Particulas-Professor.pdf

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